Amônia

Da origem da vida até a proteção à camada de ozônio

Conjunto de informações, dados técnicos, bibliografia, referências confiáveis na WWW e artigos técnico-científicos recentes sobre a amônia e sua solução em água, o amoníaco ou “hidróxido de amônio”.

1.Definição Geral

1.1.Amônia

Amônia é um composto de nitrogênio e hidrogênio com a fórmula NH₃.

1.2.Hidróxido de amônio

Hidróxido de amônio, também tratado como amoníaco (e com este nome, frequentemente comercializado), amônia aquosa, antigamente como água de amônia, licor amoniacal, aqua ammonia e erroneamente simplesmente como amônia, é a solução de amônia (NH₃), a substância, em água. Pode ser denotata por NH₃(aq). Embora seu nome sugira uma base com fórmula química [NH₄⁺][OH⁻], não é realmente possível isolar amostras de NH₄OH, ele existe somente em soluções aquosas diluídas, e assim mesmo, só compreende de uma pequena fração da amônia total presente na solução.[1]

O uso da fórmula NH₄OH, embora inadequado, é frequente em equacionamentos químicos de reações da solução de amônia com ácidos, por exemplo, pela semelhança de comportamento e reações dos sais de amônio com os sais de metais alcalinos.

NH₄OH + HCl → NH₄Cl + H₂O

2 NH₄OH + H₂SO₄ → (NH₄)₂SO₄ + 2 H₂O

NH₄OH + HNO₃ → NH₄NO₃ + H₂O

Por similaridade com, por exemplo:

NaOH + HCl → NaCl + H₂O

2 KOH + H₂SO₄ → K₂SO₄ + 2 H₂O

LiOH + HNO₃ → LiNO₃ + H₂O

2.Sinônimos, Nomenclatura, Classificações

Sinônimos:Amônia, nitreto de hidrogênio, espírito de Hartshorn*, Nitro-Sil, Vaporole.[2]

*Aproximadamente “chifre duro”, vide 12.História.

Nome IUPAC: Ammonia, Azane

Número CAS: [7664-41-7]

PubChem: 222

Número EC: 231-635-3

Número UN: 1005 (anidra)

2672, 2073, 3318 (soluções)

Número RTECS: BO0875000 (anidra), BQ9625000 (soluções)

InChi: 1/H3N/h1H3ID

ChemSpider: 217

3.Estrutura e Composição Química da Substância Pura

A molécula de amônia tem uma forma de pirâmide trigonal, como previsto pela teoria VSEPR. O átomo de nitrogênio na molécula tem um par solitário de elétrons, e a amônia atua como uma base, um receptor de prótons. Esta forma dá a molécula um momento dipolar e isto faz a amônia dissolver-se facilmente na água. O grau no qual a amônia forma o íon amônio cresce com a baixa do pH da solução – ao pH “fisiológico” (~7), aproximadamente 67% das moléculas de amônia são protonadas.

Modelo de molécula de amônia.

Os orbitais eletrônicos na molécula de amônia (library.thinkquest.org).

Temperatura e salinidade também afetam a proporção de NH₄⁺. O íon NH₄⁺ tem a forma de um tetraedro.

Tendo fórmula química NH₃, observa-se que o hidróxido de amônio é composto de e hidrogênio (H) nas seguintes proporções em unidades de massa atômica:

Totalizando uma massa da fórmula (molecular) de 17,03052 ua.

Tendo fórmula química equivalente a NH₄OH, observa-se que o “hidróxido de amônio” é composto de nitrogênio (N), oxigênio (O) e hidrogênio (H) nas seguintes proporções em unidades de massa atômica:

Totalizando uma massa da fórmula equivalente (molecular) de 35,0458 ua.

4.Propriedades Físicas

A temperatura e pressão ambientes ela apresenta-se como um gás incolor com um odor pungente característico.

Ela é mais leve que o ar, sua densidade é em torno de 0,589 vezes a do ar. Ela é facilmente liquefeita devido as fortes ligações de hidrogênio entre as moléculas; o líquido ebule a −33,3 °C, e solidifica a −77,7 °C a cristais brancos. Amônia líquida possui forte poder ionizante refletindo seu alta constante dielétrica ε de 22. Amônia líquida tem uma entalpia padrão de vaporização muito alta (23.35 kJ/mol, cf. água 40.65 kJ/mol, metano 8.19 kJ/mol, fosfina 14.6 kJ/mol) e pode entretanto ser manipulada em laboratórios em vasos não isolados sem refrigeração adicional.

É miscível com a água. Amônia em solução aquosa pode ser expelida por ebulição.

A concentração máxima de amônia em água (uma solução saturada) tem uma densidade de 0,880 g /cm³ e é frequentemente conhecida como ‘amônia .880′.

A molécula de amônia facilmente sofre a chamada inversão de nitrogênio a temperatura ambiente; uma analogia útil é um guarda-chuva virando do avesso com um vento forte. A barreira de energia para esta inversão é 24,7 kJ/mol, e a frewquência de ressonância é 23,79 GHz, correspondendo a radiação de microondas de comprimento de onda de 1,260 cm. A absorção desta frequência foi o primeiro espectro de microondas a ser observado.[3]

• • Densidades:

0,86 kg/m³ (1,013 bar ao ponto de ebulição)

0,73 kg/m³ (1,013 bar a 15 °C)

681,9 kg/m³ a −33,3 °C (líquido)[4]

820 kg/m³ a -80 °C (sólido cristalino)[5]

817 kg/m³ a -80 °C (sólido transparente)[5]

• • Massa molar: 17,031 g/mol

  • Ponto de fusão: −77.73 °C (195.42 K)

  • Ponto de ebulição: −33.34 °C (239.81 K)

  • Solubilidade em água: 1176 g/100 mL (0 °C)

    • 702 g/100 mL (20 °C)

  • 88 g/100 mL (100 °C)

  • Acidez (pK_a): aproximadamente 38

  • Basidade (pK_b): 4,75

5.Propriedades químicas

5.1.Solução aquosa

A solução aquosa de amônia é básica. Em solução aquosa, a amônia deprotona uma pequena fração de água para dar íons amônio e hidróxido de acordo com o seguinte equilíbrio químico:

NH₃ + H₂O

NH₄⁺ + OH⁻

Em uma solução de amônia a 1M, aproximadamente 0,42% da amônia é convertida a amônio (um valor pequeno, ainda mais considerando a grande solubilidade da amônia em água), equivalente a um pH de 11,63. A constante de ionização da base é

K_b = [NH₄⁺][OH^-]/[NH₃] = 1.8×10⁻⁵

Como outros gases, amônia exibe solubilidade decrescente em líquidos solventes na medida que a temperatura aumenta. Soluções de “hidróxido de amônio” decrescem em densidade na medida que a concentração do solvente aumenta. A 15.6 °C (60.1 °F), a densidade de uma solução saturada é 0,88 g/ml e contém 35% de amômia em massa, 308 g/l m/v, (308 gramas de amônia por litro de solução) e tem uma molaridade de aproximadamente 18 mol.L⁻¹ (18 M).Em temperaturas mais altas, a moralidade da solução saturada decresce e a densidade aumenta.

Quando as soluções que são saturadas em baixas temperaturas são seladas em recipientes e subsequentemente aquecidas, a concentração da solução decresce e a pressão de vapor da amõnia gasosa aumenta. Não selar tais recipientes pode conduzir à erupção do gás amônia. Em casos extremos, os recipientes, sejam eles tambores ou vasos de presssão, podem romper-se.

De uma perspectiva química, deve-se estar ciente de que a concentração de uma soluçãosaturada de amônia está continuamente diminuindo na medida que o recipiente é manuseado (para vasos, operado) em um ambiente mais quente. Assim, amostras antigas de hidróxido de amônio irão desviar-se 18 M, como pode ser verificado por volumetria.

Experimento da “fonte de amônia”, demonstração prática de sua grande solubilidade em água

(wn.com, com vídeo sobre a experiência).

Ammonia Fountain

A grande solubilidade da amônia é notavelmente mostrada pela chamada “fonte de amônia”, um clássico experimento em Físico-Química. Um frasco (como um balão de vidro) é preenchido com amônia seca, e inserido sobre água, com um conduto de ligação, como um tubo de vidro adapetado numa rolha. Na medida que uma válvula é aberta, como uma pinça de restrição num tubo de látex, a água jorra no interior do frasco, relacionado ao gás rapidamente dissolvido, e proporcionado pela diferença de pressão causada pela absorção do gás e pressão atmosférica.[6][7]

Esquema do aparato para a “fonte de amônia” (editado a partir de www.elateafrica.org).

5.2.Basidade

Uma das mais características propriedades da amônia é sua basidade. Ela combina-se com ácidos para formar sais; como por exemplo com o ácido clorídrico, para formar cloreto de amônio (também conhecido como “sal amoniacal” ou “sal amoníaco”); com o ácido nítrico, forma o nitrato de amônio, etc.

Entretanto, deve-se observar que amônia extremamente anidra não se combina com cloreto de hidrogênio perfeitamente anidro, sendo necessário uma determinada quantidade de umidade para permitir a reação.[8]

NH₃ + HCl → NH₄Cl

Os sais produzidos pela ação de amônia sobre ácidos são conhecidos como sais de amônio e todos contém o íon amônio (NH₄⁺). Amônia anidra é frequentemente usada para a produção de meta-anfetamina. Amônia aquosa pode ser aplicada sobre a pele para a eliminação de de venenos animais ácidos, tais como o ácido fórmico dos insetos e dos cnidários (conhecidos também pelos seu antigo nome, de celenterados) como as medusas.

5.3.Acidez

Embora a amônia seja conhecida como uma base, ela também pode atuar como um ácido extremamente fraco. Ela é um a substância prótica e é capaz de formar amidas (as quais contém o íon NH₂⁻), por exemplo o lítio e a amônia reagem para dar uma solução de amida de lítio:

2 Li + 2 NH₃ → 2 LiNH₂ + H₂

5.4.Combustão

A combustão de amônia a nitrogênio e água é exotérmica:

4 NH₃ + 3 O₂ → 2 N₂ + 6 H₂O _(g) (ΔHº_r = –1267.20 kJ/mol)

A entalpia padrão de combustão, ΔHº_c, expressa por mol de amônia e com condensação da água formada, é –382.81 kJ/mol.

Dinitrogênio é o produto termodinâmico da combustão: todos os óxidos de nitrogênio são instáveis em relação ao nitrogênio e oxigênio, o que é o princípio por detrás do catalisador catalítico. Entretanto, os óxidos de nitrogênio podem ser formados como produtos cinéticos na presença de apropriado catalisadores, uma reação de grande importância na produção de ácido nítrico.

4 NH₃ + 5 O₂ → 4 NO + 6 H₂O

A combustão de amônia ao ar é muito difícil na ausência de um catalisador (tal como uma grade de platina), devido a temperatura da chama ser normalmente mais baixa que a temperatura de ignição da mistura ar-amônia. A taxa de amônia inflamável ao ar é de 16 a 25%.[9]

Quando misturada com oxigênio, queima com uma chama verde amarelada pálida. Em alta temperatura e na presença de um catalisador adequado, amônia é decomposta em seus elementos constituintes. A ignição ocorre quando cloro é passado por amônia, formando cloreto de hidrogenio e amônia; se amônia está presente em excesso, então o altamente explosivo tricloreto de nitrogênio (NCl₃) é também formado.

5.5.Formação de outros compostos

Em química orgânica, amônia pode atuar como um nucleófilo em reações de substituição. Aminas podem ser formadas pela reação de amônia com haletos de alquila, embora o grupo –NH₂ resultante é também nucleófilo e aminas secundárias e terciárias são frequentemente formadas como subprodutos. Um excesso de amônia ajuda a minimizar as substituições múltiplas, e neutraliza o haleto de hidrogênio formado. Metilamina é preparada comercialmente pela reação de amônia com clorometano, e a reação de amônia com ácido 2-bromopropanoico tem sido usada para preparar alanin racêmica com 70% de rendimento. Etanolamina é preparada por uma reação de ciclo aberto com óxido de etileno: a reação é algumas vezes reservada para posteriormente produzir dietanolamina e trietanolamina.

Amidas podem ser preparadas pela reação de amõnia com uma variedade de derivados de ácidos carbozílicos. Cloretos de acila são mais reativos, mas a amônia deve estar presente em um excesso de dobro para neutralizar o cloreto de hidrogênio formado. Ésteres e anidridos também reagem com amônia para formar amidas. Sais de amônio de ácidos carboxílicos podem ser desidratados a amidas contanto que não haa grupos termicamente sensíveis presentes, pois temperaturas de 150 a 200°C são requeridas.

O hidrogênio na amônia é capaz de ser substituido por metais, assim magnésio queima no gás com a formação de nitreto de magnésio Mg₃N₂, e quando o gás é passado por sódio ou potássio aquecidos, sodamida, NaNH₂, e potassamida, KNH₂, são formadas. Quando necessário em nomenclatura substitutiva, as recomendações da IUPAC dão preferência ao nome azane para a amônia: já que a cloramina deve ser nomeada clorazane (chloroazane)em nomenclatura substitutiva, não cloramônia (chloroammonia).

5.6.Como um ligante

Amônia pode atuar como um ligante em complexos de metais de transição. Ela é um doador σ puro, nomeio da série espectoquímica, e mostra comportamento “hard-soft” intermediário (“ácidos e bases duros e moles”, da Teoria HSAB). Por razões históricas, amônia é denominada amina na nomenclatura de compostos de coordenação. Alguns notáveis complexos amina incluem:

• • Tetraaminodiaquacobre (II), [Cu(NH₃)₄(H₂O)₂]²⁺, um complexo azul escuro característico formado pela adição de amônia a uma solução de sais de cobre (II). É conhecido também como reagente de Schweizer.

Modelo de “bolas e varetas” do íon tetraaminodiaquacobre (II), [Cu(NH₃)₄(H₂O)₂]²⁺

(Wikipédia).

Como em outros casos, a amônia substitui água em torno do íon metálico para dar outro complexo solúvel. Isto é conhecido como reação de alteração (ou troca) do ligante, e envolve uma reação de equilíbrio taI como esta:

[Cu(H₂O)₆]²⁺ + 4 NH₃ ⇌ [Cu(NH₃)₄(H₂O)₂]²⁺ + 4 H₂O

A formação deste novo complexo causa a solubilização do precipitado. A amônia anexa-se ao íon metálico central usando o par de elétrons solitário do átomo de nitrogênio. Por causa de sua doação de um par solitário, ela atua como uma base de Lewis.[10]

Formação do íon tetraaminodiaquacobre (II) (editado de www.chemguide.co.uk).

• Diaminoprata (I), [Ag(NH₃)₂]⁺, a espécie ativa no reagente de Tollen. A formação deste complexo pode ajudar a distinguir entre precipitados de diferentes haletos de prata: cloreto de prata, AgCl, é solúvel em solução diluída de amônia (2M), brometo de prata, AgBr, é somente solúvel em solução de amônia concentrada enquanto iodeto de prata, AgI, é insolúvel e solução aquosa de amônia.

Modelo de “bolas e varetas” do íon diaminoprata (I), [Ag(NH₃)₂]⁺,

(Wikipédia).

Complexos amina de cromo (III) eram conhecidos no século XIX, e formaram a base sa teoria de compostos de coordenação de Alfred Werner. Werner notou que somente dois isômeros (fac- e mer-) do complexo [CrCl₃(NH₃)₃] podeiam ser formados, e concluiu que os ligantes devem ser arranjados ao redor do íon metálico nos vértices de um octaedro. Esta proposta tem sido confirmada pela cristalografia de raios X.

Uma ligação amina num ligante a um íon metálico é destacadamente mais ácida que uma molécula livre de amônia, embora a deprotonação em solução aquosa seja rara. Um exemplo é a reação do calomelano, onde o composto amidomercurio (II) resultante é altamente solúvel.

Hg₂Cl₂ + 2 NH₃ → Hg + HgCl(NH₂) + NH₄⁺ + Cl⁻

6.Aplicações

Amônia contribui significativamente para as necessidades nutricionais de organismos terrestres por servir como um precursor para alimentos e fertilizantes. Amônia, tanto direta quanto indiretamente, é também um bloco de construção para a síntese de muitos fármacos.

6.1.Usos massivos

O principal uso de amônia é para a produção de fertilizantes (83% em 2003). Outra principal aplicação é sua conversão a explosivos, porque o ácido nítrico é produzido via oxidação da amônia. A totalidade do nitrogênio de todos os compostos orgânicos fabricados sinteticamente é derivado direta ou indiretamente da amônia.[11]

Na indústria, a amônia em solução aquosa é usada como um precursos para algumas alquil-aminas, embora a amônia anidra seja normalmente preferida. A hexametilenotetramina forma-se rapidamente da amônia quosa e formaldeído. A etilenodiamina forma-se do 1,2-dicloroetano e amônia aquosa.[43]

6.2.Precursor para compostos nitrogenados

Amônia é direta ou indiretamente o precursor para a maioria dos compostos contendo nitrogênio. Praticamente todos os compostos de nitrogênio sintéticos e inorgânicos são preparados a partir da amônia. Um derivado importante é o ácido nítrico. Este produto chave da indústria é produzido a partir do processo Ostwald pela oxidação da amônia com ar sobre um catalisador de platina a 700 – 850 °C, ~9 atm. Óxido nítrico é um intermediário:[14]

NH₃ + 2 O₂ → HNO₃ + H₂O

O ácido nítrico é usado para a produção de fertilizantes, explosivos, e outros compostos organonitrados.

Para maiores informações sobre o ácido nítrico, leia nosso artigo:

Ácido Nítrico

Dos mais miraculosos fármacos aos mais destrutivos explosivos

6.3.Usos menores e em crescimento

6.3.1.REFRIGERAÇÃO – R717

As propriedades termodinâmicas da amônia fizeram-na um dos refrigerates comumente usados antes da descoberta do diclorodifluorometano, comumente conhecido como Freon.[15]A toxidade da amônia torna esta aplicação complicada. Amônia anidra é largamente usada em refrigeração industrial por causa de sua alta eficiência energética e baixo custo. Amônia é usada menos frequentemente em aplicações comerciais, tais como em congeladores e expositores refrigerados de estabelecimentos comerciais a varejo devido a sua anteriormente mencionada toxidade.

6.3.2.PARA A ABSORÇÃO DE EMISSÕES GASOSAS

Amônia é usada para para eliminar SO₂ produzido pela queima de combustíveis fósseis, o produto resultante é convertido a sulfato de amônio para uso como fertilizante. Amônia neutraliza os óxidos de nitrogênio (NOx) poluentes emitidos por motores diesel. Esta tecnologia, chamada SCR (selective catalytic reduction, redução catalítica seletiva), baseia-se em um catalisador baseado em vanádio.[16]

6.3.3.COMO COMBUSTÍVEL

Amônia foi usada durante a Segunda Guerra Mundial como combustível para ônibus na Bélgica, e em motores e aplicações de energia solar antes de 1900. Amônia líquida foi usada como combustível no avião-foguete X-15. Embora não tenha potencial energético como outros combustíveis, não deixa nenhuma fuligem no motor de foguete reutilizável e em sua densidade coincide aproximadamente com a do oxidante, oxigênio líquido, o que simplificava o design da aeronave.

Pode-se citar como principal vantagem da amônia como combustível para qualquer fim que os produtos de sua combustão são nitrogênio e água.

Aeronave X-15 e seu motor (NASA)

6.3.4.COMO UM COMBUSTÍVEL PARA VEÍCULOS

Amônia tem sido proposta como uma alternativa prática a combustíveis fósseis para motores movidos a combustão interna[17]. O valor calorífico da amônia é 22,5 MJ/kg (9690 BTU/lb) o qual é aproximadamente metade do diesel. Em um motor normal, no qual o vapor d’água não é consensado, o , o valor calorífico da amônia será aproximadamente 21% menor que este apresentado. Ela pode ser usada em motores existentes com somente pequenas modificações nos carburadores e injetores.

Para atingir esta demanda, significativo capital seria exigido para aumentar os níveis atuais de produção. Embora seja o segundo produto químico mais produzido, a escala da produção da amônia é uma pequena fração da utilizada de petróleo do mundo. Poderia ser fabricado a partir de fontes de energia renováveis, assim também como do carvão ou a energia nuclear. É entretanto significativamente menos eficiente do que baterias elétricas atuais. A represa de Rjukan em Telemark, Noruega, de 60 MW, produziu amônia através da eletrólise de água por muitos anos a partir de 1913, produzindo fertilizante para grande parte da Europa. Se produzido do carvão, o CO₂ pode prontamente sequestrado.[17][18] Em 1981 uma companhia canadense converteu um Chevrolet Impala 1981 para operar usando amônia como combustível.[19]

Ammonia Powered Car

6.3.5.NO TRATAMENTO DE CARNE EMBALADA

Hidróxido de amônio é usado na indústria de fracionamento e embalagem de carne. Algumas companhias tratam seus cortes de carne ”com um processo de aumento de pH que formahidróxido de amônio no produto acabado”, procedimento industrial polêmico.[45][46][47]

6.4.Usos domésticos

6.4.1.LIMPADOR

É usada em muitos produtos de limpeza, tanto domésticos quanto industriais. Amônia de uso doméstico, em solução, o popular amoníaco, o ‘hidróxido de amônio diluído’, é um limpador de uso geral que pode ser usado em muitas superfícies diferentes, o qual é também um ingrediente de numerosos outros agentes de limpeza, incluindo muitas fórmulas de limpeza de janelas e outras superfícies de vidro, porcelana e aço inoxidável, pela sua volatilidade e ausência de resíduos sólidos após tal volatilização, resultando em um brilho relativamente livre de listras. É usada também frequentemente para a limpeza de fornos e embebendo-se artigos para afrouxar as camadas de sujidade de cozimento ou assados. Em adição ao uso como um ingrediente em limpadores com outros agentes de limpeza (como os tensoativos/surfactantes), o hidróxido de amônio em água é também vendido como um agente de limpeza isolado, normalmente rotulado como “amoníaco”, simplesmente. Pode ser vendido como a solução aquosa aditivada, com perfume de limão (e geralmente colorido de amarelo), ou de pinho(colorido de verde), ainda combinado com a citriodora, o óleo essencial do eucalipto, ou a essência sintética de lavanda, aromas culturalmente associados à limpeza e higiene.

Outros usos domésticos da amônia aquosa são a remoção de manchas de roupas, como os engorduramentos de golas e colarinhos, assim como determinadas técnicas de branqueamento de roupas.[12][13]

6.4.2.TRATAMENTO DE CABELOS

Na indústria de produtos e serviços cosméticos, em tratamento de cabelos, a amônia na forma de solução tem função adstringente no couro cabeludo, abrindo os vasos capilares e facilitando a limpreza e penetração de outros produtos, permitindo os pigmentos e corantes penetrarem e alterarem a cor do cabelo. A amônia na composição de formulações de solução, no princípio ativo tioglicolato de amônia, promove a quebra das pontes de cistina, abrindo as escamas de proteína dos fios de cabelo, amolecendo a fibra capilar, o chamado “relaxamento” dos cabelos, associado ao seu alisamento, com isso, deixando o fio maleável, para ser moldado como se desejar, tanto no alisamento, quanto na formação de ondas (como no ”cacheamento”).

Atua, na forma de solução aquosa, facilitando a ação das substâncias descolorantes (como o peróxido de hidrogênio diluído, popularmente, “água oxigenada”) ou do princípio ativo das formulações alisantes, sendo, para este fim, um produto mais adequado que as mais agressivas a base de álcalis, como os compostos de sódio e a guanidina. Embora existam afirmações que estes produtos provoque enfraquecimento e ”quebra” dos fios, estes problemas são mais propiciados pelos erros na aplicação, somando-se ao fato de reações variarem entre os indivíduos (compatibilidade química do fio de cabelo), devendo o cabelo ser protegido (no jargão do ramo “enluvado”) na proximidade de suas raízes (seu “nascimento”), segmento no qual a estrutura do cabelo humano ainda não apresenta um determinado amadurecimento de sua composição.

6.5.Outros usos

Na fabricação de móveis, o hidróxido de amônio era tradicionalmente usado para escurecer ou tingir madeira contendo ácido tânico. O ácido tânico reage com o hidróxido de amônio ou sais de ferro produzindo uma coloração castanha a qual pode ser aplicada sobre madeira. O desenvolvimento de corantes sintéticos tornou esta aplicação obsoleta.[44]

Observação: o chamado “sal amoníaco”, utilizado em confeitaria, é o cloreto de amônio NH₄Cl, utilizado para dar uma característica crocante em massas, como as de biscoitos. No seu uso, não apresenta a aplicação da amônia, nem de sua solução aquosa, tratando-se o nome, apenas uma construção cultural, consolidada pelo tempo.[48][49]

7.Apresentações comerciais e usuais e seus fins

A amônia, como usada comercialmente, é frequentemente tratada como amônia anidra. Este termo destaca a ausência de água no produto. Devido a amônia ebulir a -33,34 °C, o líquido deve ser estocado sob alta pressão e a baixa temperatura. Entretanto seu calor de vaporização é suficientemente alto para que possa ser manipulado em laboratório em, recipientes comuns de vidro em capela.

O popular amoníaco, amônia doméstica ou, erroneamente, “hidróxido de amônio”, é uma solução de amônia em água. A concentração de tais soluções é medida em unidades de desidade graus Baumé, com 26° correspondendo a aproximadamente 30% em peso de amônia a 15,5°C, sendo esta a concentração mais alta típica do produto comercial.[11] Amônia para aplicações domésticas tem concentração numa faixa de 5 a 10% em peso de amônia.

8.Segurança

Embora de amplo uso, amônia é tanto cáustica quanto perigosa.

9.Questões ambientais

A emissão de amônia por indústrais diversas já era tema problemático no advento da revolução industrial, pela incidência de doenças pulmonares causadas na Inglaterra e Alemanha.

10.Produção

A amônia é produzida, após diversos passos para se produzir hidrogênio viavelmente do ponto de vista econômico pela reação catalítica com nitrogênio (derivado da destilação fracionada do ar, entre outors processos de separação) para formar amônia anidra líquida. Este passo é conhecido como o “loop” da síntese de amônia (também relacionado ao chamado processo Haber-Bosch):

3 H₂ + N₂ → 2 NH₃

_{A reação de deslocamento de água é também chamada de "reação shift". -} www.eatcology.com

Antes do início da Primeira Guerra Mundial, a maioria da amônia era obtida por destilação seca[20] de produtos residuais nitrogenosos vegetais e animais, incluindo estrume de camelos, onde ela era destilada pela redução de ácido nitroso e nitritos com hidrogênio; em adição, ela era produzida pela destilação do carvão, e também pela decomposição de sais de amônio por hidróxidos alcalinos[21] tais como a cal virgem (óxido de cálcio, CaO), o sal mais genericamente usado era o cloreto (sal amoníaco), pela reação:

2 NH₄Cl + 2 CaO → CaCl₂ + Ca(OH)₂ + 2 NH₃

Fritz Haber (1868 — 1934 ).

Atualmente, as típicas plantas modernas de produção de amônia primeiro convertem gás natural (i.e., metano) ou gás liquefeito de petróleo (cujos gases são tipicamente propano ou butano) ou nafta de petróleo em idrogênio gasoso. O processo usado na produção de hidrogênio inicia com a remoção de comostos de enxofre do gás natural (porque derivados de enxofre desativam os catalisadores usados nos passos subsequentes). A hidrogenação catalítica converte compostos organosulfurados em sulfeto de hidrogênio gasoso:

H₂ + RSH → RH + H₂S_(g)

• • O sulfeto de hidrogênio é então removido pela passagem do gás através de leitos de óxido de zinco quando é absorvido e convertido a sulfeto de hidrogênio sólido:

H₂S + ZnO → ZnS + H₂O

• • A reforma catalítica por vapor da linha de alimentação livre de enxofreé então usada para formar hidrogênio mais monóxido de carbono:

CH₄ + H₂O → CO + 3 H₂

• • No próximo passo, a reação de mudança do vapor de água é usada para converter o monóxido de carbono em dióxido de carbono e mais hidrogênio:

CO + H₂O → CO₂ + H₂

• • O dióxido de carbono é então removido através de absorção em soluções aquosas de etanolamina ou por absorção em ciclos PSA (“Pressure Swing Adsorption”)[22] usando meio de absorção sólido proprietário (sob propriedade de patente do desenvolvedor do processo).

  • O passo final na produção de hidrogênio é usar metanação catalítica para remover quaisquer pequenas quantidades residuais de monóxido de carbono ou dióxido de carbono do hidrogênio:

CO + 3 H₂ → CH₄ + H₂O CO₂ + 4 H₂ → CH₄ + 2 H₂O

• • Para produzir o produto final desejado que é a amônia, o hidrogênio é então cataliticamente reagido com nitrogênio (derivado do processamento de ar) para formar amônia anidra líquida. Este passo é conhecido como a síntese em “loop” da amônia (também tratado como o processo Haber-Bosch):

3 H₂ + N₂ → 2 NH₃

O hidrogênio requerido para a síntese de amônia também pode ser produzido economicamente usando outras fontes tais como gaseificação carvão ou coque, menos economicamente da eletrólise de água em oxigênio + hidrogênio outras alternativas as quais são atualmente impraticáveis em larga escala. Em determinado momento histórico, a maior parte da amônia europeia era produzida por produção de hidrogênio relacionada à usina hidroelétrica de Vemork, via a rota eletrolítica. Várias fontes de energia elétrica renovável são potencialmente aplicáveis.

Uma moderna planta de amônia (www.kbr.com).

11.Economia e Mercado

Por causa de seus muitos usos, amônia é um dos mais altamente produzidos compostos químicos inorgânicos. Dúzias de plantas químicas pelo mundo produzem amônia.

A produção mundial de amônia em 2004 foi de 109 milhões de toneladas.[23] Em 2006, a produção mundial era estimada em 146,5 milhões de toneladas.[24]

A República Popular da China produz 28,4% da produção mundial (cada vez mais do carvão como parte da síntese de uréia[25]) seguido pela Índia com 8,6%, Rússia com 8,4%, e os E.U.A. com 8,2%.[23] Aproximadamente 80% ou mais da amônia produzida é usada para fertilização agrícola.[23]

Consumindo mais que 1% de toda a energia gerada pelo homem, a produção de amônia é um significativo componente da demanda mundial de energia.[11]

12.História

Os romanos chamavam os depósitos de cloreto de amônio coletados próximos ao Templo de Amun (em grego Ἄμμων Ammon) na antiga Líbia ‘sal ammoniacus’ (sal de Amun) por causa da proximidade ao templo.[26] Sais de amônia tem sido conhecidos desde tempos muito remotos; tanto que o termo Hammoniacus sal[27] aparece nos escritos de Plínio, embora não se saiba se o termo refere-se exatamente a mesma substância que seja conhecida modernamente como sal amoniacal.[27]

O romanos conheciam a amônia e algumas de suas propriedades indiretamente, pois os proprietários de tinturarias e tecelagens (especialmente de lã) romanas dispunham na porta de seus estabelecimentos de mictórios, com o objetivo de coletar a urina, e aproveitar suas propriedades alvejantes. Mulheres no Império Romano, pintavam o cabelo de amarelo com um extrato de folhas de verbasco misturado com urina.[28]

Houve entre os romanos inclusive a vectigal urinae, uma taxa pela coleta de urina, imposta pelo imperador Nero, no século I, posteriormente extinta por ordem de Vespasiano.[29][30] Alguns autores atribuem a Vespasiano tal taxa.[31]

Na forma de sal amoniacal, amônia era conhecida pelos alquimistas árabes desde o século VIII, primeiramente mencionado por Geber (Jabir ibn Hayyan),[32] e pelos alquimistas europeus desde o século XIII, sendo mencionado por Albertus Magnus.[33] Ela também foi usada por tintureiros na Idade Média na forma de urina fermentada[33] para alterar a cor de corantes de origem vegetal. No século XV, Basilius Valentinus mostrou que a amônia poderia ser obtida pela ação de álcalis sobre o sal amoníaco. Em um período posterior, quando o sal amoníaco era obtido por destilação dos cascos e chifres de gado bovino e neutralizando o carbonato resultante com ácido clorídrico, o nome “espírito de Hartshorn” (aproximadamente “espírito de chifre duro”) foi aplicado à amônia.[33]

Amônia gasosa doi primeiramente isolada por Joseph Priestley em 1774 e foi denominada por ele ar alcalino; entretanto isto foi igualmente obtido pelo alquimista Basil Valentine.[34] Onze anos mais tarde, em 1785, Claude Louis Berthollet obteve sua composição.

O processo Haber para produzir amônia do nitrogênio do ar foi desenvolvido por Fritz Haber e Carl Bosch em 1909 e patenteado em 1910. Foi primeiramente usado em escala industrial pelos alemães durante a Primeira Guerra Mundial,[11] seguindo-se ao bloqueio aliado que cortava o suprimento de nitratos do Chile. a amônia foi primeiramente usada para produzir explosivos para sustentar seu esforço de guerra.[35]

Anteriormente ao advento de gás natural barato, o hidrogênio como um precursor da produção de amônia era obtido via a eletrólise da água. A central hidroelétrica Vemork, na Noruega, de 60 MW, construída em 1911, foi usada somente para este propósito e até a Segunda Guerra Mundial proveu a maioria da amônia da Europa.

Para mais detalhes e dados sobre estes fatos históricos e suas implicações, ver nosso artigo:

Ácido Nítrico

Dos mais miraculosos fármacos aos mais destrutivos explosivos

13.Astrofísica, Geologia e Biologia

Amônia é encontrada em pequenas quantidades na atmosfera, sendo produzida pela putrefação de matéria nitrogenada animal e vegetal. Amônia e sais de amônio são também encontrados em pequenas quantidades na água da chuva, enquanto cloreto de amônio e sulfato de amônio são encontrados nas proximidades de vulcões; cristais de bicarbonato de amônio tem sido encontrados no guano oriundo da Patagônia.

Sais de amônio também são encontrados distribuidos através de solo fértil e na água do mar. Substâncias contendo amônia, ou aquelas que são similares a ela, são chamadas amoniacais.

Os rins secretam NH₃ para neutralizar excesso de ácido.[30]

13.1.Biosíntese

Em certos organismos, amônia é produzida do N₂ atmosférico por enzimas chamadas nitrogenases. O processo como um todo é chamado de fixação do nitrogênio. Embora seja considerado improvável que métodos biomiméticos sejam desenvolvidos com competitividade com o processo Haber, intensos esforços tem sido direcionados para se entender o mecanismo biológico da fixação de nitrogênio. O interesse científico neste problema é motivado pela incomum estrutura do sítio ativo da enzima, a qual consiste de um arranjo Fe₇MoS₉.

Trevo (Trifolium), uma comum planta fixadora de nitrogênio.

Amônia é também um produto metabólico da deaminação de aminoácidos. A excreção de amônia é comum em animais aquáticos. Em humanos, ela é totalmente convertida a uréia, a qual é muito menos tóxica. Esta uréia é um componente principal da massa seca da urina. A maioria dos répteis, pássaros, assim como insetos e caracóis unicamente excretam ácido úrico como dejeto nitrogenado.

13.2.Formação e dissociação interestelar

Amônia deuterada (com três átomos de deutério), detectada na constelação de Perseu.[36]

13.2.1.MECANISMOS DE FORMAÇÃO

A abundância interestelar de amônia tem sido medida para uma variedade de ambientes. A razão [NH₃]/[H₂] tem sido estimada no intervalo de from 10⁻⁷ em pequenas nuvens escuras (cf. Ungerechts et al. 1980) até 10⁻⁵ no núcleo denso da Nuvem Molecular de Órion (Genzel et al. 1982). Embora um total de 18 rotas de produção tenham sido propostas,[37] o principal mecanismo para a formação de NH₃ interestelar é a reação:

NH₄⁺ + e⁻ → NH₃ + H

A contante de velocidade, k, desta reação depende da temperatura do ambiente, com um valor de 5.2×10⁻⁶ a 10 K (veja Vikor, Al-Khalili, Danared et al., 1999, A&A, 344, 1027). A constante de velocidade foi calculada com a fórmula k = a(T / 300)^B. Para a reação de formação primária, a = 1.05×10⁻⁶ e B = −0.47. Assumindo uma abundância de NH₄⁺ de 3×10⁻⁷(van Dishoeck & Black 1986) e uma abundância de elétrons de 10⁻⁷ típica de nuvens moleculares, a formação irá ocorrer a uma taxa de 1,6×10⁻⁹ cm⁻³s⁻¹ em uma nuvem molecular de densidade total 10⁵ cm⁻³.

Todas as outras reações de formação propostas tem constantes de velocidade entre 2 a 13 ordens de magnitude menores, fazendo sua contribuição para a abundância de amônia relativamente insignificante.[38] Como um examplo da menor contribuição de outras reações de formação ocorrentes, temos a reação:

H₂ + NH₂ → NH₃ + H

que tem uma constante de velocidade de 2,2×10⁻¹⁵. Supondo-se densidades de H₂ de 10⁵ e razão NH₂/H₂ de 10⁻⁷, esta reação ocorre a uma taxa de 2,2×10⁻¹², mais de 3 ordens de magnitude mais lentas que a reação primária acima.

Algumas das outras possíveis reações são:

H⁻ + NH₄⁺ → NH₃ + H₂ PNH₃⁺ + e⁻ → P + NH₃

13.2.2.MECANISMOS DE DISSOCIAÇÃO

De acordo com o banco de dados online UDFA.net, existem um total de 113 reações propostas como condutoras à destruição de NH₃. Destas, 39 foram tabuladas por Prasad & Huntress (1980)[39][40] que compilaram extensas tabelas da química de compostos incluindo C, N, e O. Uma revisão da amônia interestelar por Ho & Townes (1983) cita as seguintes reações como as principais dos mecanismos de dissociação:

NH₃ + H₃⁺ → NH₄⁺ + H₂ [5]

NH₃ + HCO⁺ → NH₄⁺ + CO [6]

com constantes de velocidade de 4,39×10⁻⁹ (Lininger et al. 1975) e 2.2×10⁻⁹ (Smith & Adams 1977), respectivamente. Para quatro reações, B e gama são 0, consequentemente k = a. As equações [5] e [6] ocorrem a uma taxa de 8,8×10⁻⁹ e 4,4×10⁻¹³, respectivamente. Estes cálculos assumem as constantes de velocidade e abundâncias dadas de [NH₃]/[H₂] = 10⁻⁵, [H₃⁺]/[H₂] = 2×10⁻⁵ (Lepp et al. 1986), [HCO⁺]/[H₂] = 2×10⁻⁹ (Wooten et al. 1980), e densidades totais de n = 10⁵, típicas de nuvens moleculares frias e densas. Claramente, entre estas duas reações primárias, a equação [5] é a reação de destruição dominante, com uma taxa ~10 mil vezes mais rápida que a equação [6]. Isto é devido a relativamente alta abundância de H₃⁺.

Referências

Obs: Ao ser realizada a transferência dos artigos do Google Knol para o Anottum, houve a perda das referências deste artigo. Assim que possível, sua referenciação será recuperada e aprimorada. Contando com sua compreensão, grato.

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