i amoníac | enciclopèdia.cat
Gran enciclopèdia catalana

amoníac

NH₃, amoni, hidròxid d’, amoníac, gas
substantiu masculím
NH₃, amoni, hidròxid d’, amoníac, gas
Propietats físiques de l’amoníac
©
química inorgànica quím inorg
Gas incolor, més lleuger que l’aire, compost de nitrogen i hidrogen.

L’amoníac té una olor pungent característica i irrita els ulls i les vies respiratòries. El llindar de percepció se situa a 0,04 g/m3 (53 ppm) i la màxima concentració tolerable és de 0,3%o en volum; a 4-5%₀ esdevé mortal. En la natura, l’amoníac es forma en la descomposició de la matèria orgànica nitrogenada i hom el troba, en petita quantitat, a l’atmosfera i en moltes aigües naturals. La solució aquosa d’amoníac era ja coneguda dels alquimistes al s XV; Priestley l’aïllà a l’estat gasós el 1774 i Berthollet establí la seva composició el 1785. La molècula d’amoníac és piramidal, amb el nitrogen al cim i els hidrògens als tres vèrtexs de la base. Les distàncies N —H i H —H són 1,02 i 1,64Å respectivament; els angles H —N —H són de 107°. Els enllaços N — H són covalents, amb caràcter iònic poc acusat a causa de l’escassa diferència entre les electronegativitats. El parell d’electrons no compartits del nitrogen és responsable de les propietats bàsiques de l’amoníac i li permet, en particular, de fixar un protó per a donar l’ió amoni NH⁺₄; d’actuar com a lligant en nombrosos composts de coordinació amb metalls pesants, anomenats ammines, i d’associar-se a l’estat líquid, per formació d’enllaços hidrogen, fet que explica el valor elevat de la calor de vaporització. L’amoníac és molt soluble en els solvents orgànics i sobretot en aigua; la solució aquosa saturada conté 47% en pes de NH₃ a 0°C i 38% a 15°C. Les solucions aquoses (que foren anomenades àlcali volàtil i que hom anomena de vegades —molt impròpiament— amoníac líquid) són menys denses que l’aigua, tant menys com més concentrades: la solució al 30% té una densitat d’aproximadament 0,90. Condueixen l’electricitat i llur principal característica és la de tenir propietats netament bàsiques (precipiten molts hidròxids metàl·lics de les solucions de llurs sals i reaccionen amb els àcids per a donar sals d’amoni). Sembla que són constituïdes per un hidrat NH₃ . H₂O en equilibri amb petites quantitats d’hidròxid d’amoni NH₄OH, que és gairebé completament dissociat en ions NH₄⁺ i OH-. Llur pK b a 25°C és 4,751. L’amoníc liquidat, és a dir l’amoníac líquid anhidre, té una conductivitat elèctrica del mateix ordre que la de l’aigua (atribuïble a la ionització

) i és un excel·lent solvent per a gran nombre de substàncies, moltes de les quals donen solucions conductores de l’electricitat. Els ions NH₄⁺ i NH₂-; fan en l’amoníac líquid el paper dels ions H₃O⁺ i OH-; en l’aigua i hi ha tota una química de les solucions en amoníac que és anàloga a tots els punts de vista a la de les solucions aquoses. La principal diferència resideix en el fet que l’amoníac dissol els metalls alcalins i alcalinoterris; dóna solucions d’un blau intens, relativament estables, però que alliberen hidrogen en escalfar-les. Tot i el seu elevat contingut en hidrogen, l’amoníac no crema a l’aire, però sí en atmosfera d’oxigen, i dóna nitrogen, aigua i petites quantitats d’òxids de nitrogen. Les mescles d’amoníac i oxigen són explosives i en presència de molsa de platí, a 700°C, la combustió té lloc donant òxid nítric:
i la reacció és aprofitada per a la fabricació industrial de l’àcid nítric. L’amoníac reacciona amb el clor i amb el brom (donant nitrogen i halur d’amponi). Amb el liti i el magnesi dóna nitrurs i amb el sodi i potassi amidurs. Vers 500°C comença a dissociar-se en els seus elements
i això explica que a alta temperatura actuï com a reductor de molts òxids metàl·lics:
Fins fa una cinquantena d’anys l’amoníac era obtingut sobretot com a subproducte de la destil·lació del carbó en la fabricació del gas o del carbó de coc, i a partir de la cianamida de calci, però actualment prové, gairebé tot, de la síntesi directa. La síntesi fou resolta a Alemanya, abans de la Primera Guerra Mundial, per Fritz Haber i Carl Bosch, amb el designi d’independitzar llur país de l’estranger en la fabricació d’explosius. El nitrogen i l’hidrogen són combinats directament en presència d’un catalitzador. A la temperatura en què la reacció assoleix la velocitat necessària, com que la reacció és exotèrmica (la calor de formació d’un mol d’amoníac gasós és de prop de les 11 kcal), l’equilibri és molt desfavorable, però com que hi ha contracció de volum és possible desplaçar l’equilibri mitjançant la pressió (principi de Le Chatelier). Un dels principals problemes a resoldre fou el del material dels reactors i el de llur disseny. Actualment l’hidrogen és obtingut sobretot a partir de gas natural, per reacció amb vapor o per oxidació a CO i H₂, però també a partir del gas d’aigua i com a subproducte de certes refineries de petroli. El nitrogen és obtingut, bé de l’aire líquid, bé cremant una part de l’hidrogen amb aire fins que quedi la mescla adequada. Una operació essencial de la síntesi és la perfecta eliminació del CO. Al febrer del 2004 s’anuncià el descobriment d’un nou mecanisme per a la producció d’amoníac a partir dels seus constituents, hidrogen i nitrogen. Aquest mètode utilitza un complex de zirconi per a fixar el nitrogen; posteriorment s’hi afegeix l’hidrogen i es formen els enllaços. Les condicions de treball són la pressió atmosfèrica i una temperatura inferior als 100ºC. Encara que el procés tan sols s’ha estudiat en un laboratori, pot tenir importants aplicacions industrials.

Aplicacions de l’amoniac

Les quantitats d’amoníac sintètic produïdes al món són enormes i en creixença ininterrompuda. El 70% aproximadament és destinat a adobs. La resta va a una infinitat d’indústries diverses. L’amoníac és utilitzat directament, per exemple, per a la producció d’urea, d’àcid nítric, de sals amòniques, d’hidrat d’hidrazina, d’acrilonitril, de carbonat sòdic, per a la nitruració i recuit de l’acer i com a fluid refrigerant. Indirectament, per a la producció d’explosius, resines amíniques, niló, colorants, detergents i altres innombrables usos. Les formes comercials són les cisternes i tubs d’acer, per a l’amoníac líquid, i la solució aquosa concentrada. L’amoníac diluït, i a petites dosis, és emprat com a estimulant en l’etilisme i també com a diaforètic i expectorant (licor amoniacal anisat). A l’exterior, concentrat, com a càustic en les picades i mossegades d’animals verinosos, i diluïts en foments i locions, com a rubefaent i sedant. L’amoníac líquid anhidre és un adob de gran riquesa en nitrogen (82%, exclusivament en forma amoniacal). L’aplicació directa és feta amb un equip especial que injecta l’amoníac en el sòl; aquest és l’inconvenient més gran del seu ús, puix que l’equip necessari és bastant més car que no pas el que hom empra per a la distribució d’adobs sòlids o líquids de baixa pressió; també pot ésser aplicat, però, a l’aigua de reg. En el terreny és retingut en forma d’ió amoni, absorbit per l’aigua, i fixat superficialment en les partícules del sòl; per això la retenció de l’amoníac depèn de la capacitat de canvi i de la humitat del sòl. La màxima absorció es dóna en sòls de textura fina, pesants, neutres o àcids amb suficient humitat; de tota manera, una aplicació a 12-18 cm de profunditat redueix moltes pèrdues. La seva reacció en el sòl és àcida, però el seu efecte és, en un principi, bàsic, pel fet de combinar-se amb l’aigua formant hidròxid amònic, i bé que les plantes empraran part del nitrogen en forma amoniacal, la major part serà utilitzada després de la nitrificació. En l’ésser humà el metabolisme de l’amoníac segueix la via catabòlica dels aminoàcids, en la qual primer s’eliminen els grups nitrogenats i tot seguit s’oxiden els esquelets carbonats. L’eliminació del nitrogen és per transaminació (grups -NH2) en una reacció catalitzada per la transaminasa. El pas final, en què el glutamat sofreix una disaminació oxidativa dins el mitocondri, és regit per la glutamatodeshidrogenasa. L’amoníac lliure és un tòxic que cal eliminar ràpidament; així, participa en la síntesi de composts nitrogenats o, com a glutamina, s’hidrolitza al ronyó per tal de regenerar NH3 lliure que s’elimina per l’orina o es transforma en urea (cicle de la urea).

Col·laboració: 
MaS
Llegir més...