AMONIACO

__** COMPONENTES DEL GRUPO ** __ Leticia Deborah Cerrato Ferrero Rubén Cerro Cano Rocío Chaves Jiménez Guillermo José Chico Durán 
 * __NOMBRE DEL GRUPO (3):__ //AMONÍACO// **

** AMONÍACO **

 * [[image:nh3_molecule_sm[1].gif]] [[image:Amon%EDaco%20anim.gif width="210" height="216"]]

[|Amoníaco]**

en un átomo de nitrógeno (N) y tres átomos de hidrógeno (H), en estado gaseoso de acuerdo a la fórmula NH3.
====El nombre de amoníaco deriva del nombre dado a una divinidad egipcia: Amón. Los egipcios preparaban un compuesto, cloruro amónico, a partir de la orina de los animales en un templo dedicado a este Dios. Cuando se llevo a Europa mantuvo ese nombre en recuerdo de la sal de Amón. ====

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Es incoloro, más ligero que el aire, tiene un olor desagradable, e irrita los ojos y las vías respiratorias. Tiene un sabor cáustico. Es el derivado más importante del nitrógeno y es el camino para hacerlo activo. A través de él, se obtienen los restantes compuestos. Licúa a -33º dando un líquido fuertemente asociado con moléculas polares y enlaces por puentes de hidrógeno. Tiene elevada constante dieléctrica y por lo tanto es un solvente ionizante. El NH3 arde al aire con formación de N2 Y H2O a una temperatura de 900º

[|HIBRIDACIÓN]

En el caso del nitrógeno, tenemos tres electrones desapareados uno en cada uno de los orbitales p, puede formar tres enlaces covalentes. Si se une a tres átomos de hidrógeno lo hace con tres enlaces s, la geometría de la molécula sería piramidal, aunque con ángulos mayores (108º) que los teóricos (90º) por las mismas razones que el caso del agua. En el caso del amoníaco lo que sucede es que se forman tres enlaces sigma y queda un par de electrones libres.**
 * Si se unen dos átomos de nitrógeno, lo hace con tres enlaces uno s y dos p, lo que se conoce como enlace triple.**

    media type="youtube" key="keGJj39nXzI" width="317" height="254"

Propiedades
[|Propiedades físicas] **Estado de agregación**: Gas
 * Apariencia**: Incoloro. Olor: penetrante y desagradable
 * Densidad (1,013 bar y 15°C**): 0,73 kg/m3
 * Masa molar**: 17,031 g/mol
 * Punto de fusión**: 195,42 K (-77,73 °C)media type="youtube" key="BpuYyc1Z9nk" height="241" width="300" align="right"
 * Punto de ebullición**: 239,81 K (-33,34 °C)
 * Punto de descomposición**: 773 K ( °C)
 * Temperatura crítica**: 405,5 K ( °C)
 * Índice de refracción:** 1,355

[|Propiedades químicas] **Acidez (pKa)**: 9,25
 * Solubilidad en agua**: 89,9 g/100 ml (0°C)
 * Momento dipolar**: 1,42 D


 Es tóxico por inhalación (edema pulmonar) y los vapores producen irritación de ojos. Las salpicaduras de amoníaco líquido producen quemaduras y un daño irreparable en los ojos.

//__ Almacenamiento __// ** == El amoníaco se puede almacenar en almacenamientos refrigerados a presión atmosférica y aproximadamente –33ºC con capacidades de 10000 a 30000 tn (hasta 50000) También puede almacenarse en esferas o tanques a presión a temperatura ambiente y su presión de vapor con capacidades de hasta 1700 tn. Por ultimo se utilizan esferas semirefrigeradas a presiones intermedias (4atm) y 0ºC estas esferas también tienen capacidades intermedias entre los almacenamientos a temperatura ambiente y los refrigerados. ==
 * [[image:Dibujo.JPG width="524" height="407"]]

<span style="color: #000000; font-family: Arial,Helvetica,sans-serif;">
<span style="background-color: #ffffff; color: #000000; font-family: Arial,Helvetica,sans-serif;">** <span class="wiki_link_ext">En el laboratorio, el método mas corriente de obtener amoniaco es mediante una reacción ácido-base de desplazamiento, esto es, desplazando la base débil de una sal amónica por una base fuerte. Corrientemente se emplea hidróxido de cálcico: **
 * <span class="wiki_link_ext">2NH4Cl + Ca(OH)2 --> CaCl2 + 2H2O + 2 NH3 **

<span class="wiki_link_ext">
<span class="wiki_link_ext"> El NH3 se obtiene exclusivamente por el método denominado Haber-Bosh (Fritz Haber y Carl Bosh recibieron el Premio Nobel de química en los años 1918 y 1931). El proceso consiste en la reacción directa entre el nitrógeno y el hidrógeno gaseosos N2 (g) + 3 H2 (g) (flecha) 2 NH3 (g) ΔHº = -46,2 kj/mol ΔSº < 0 es una reacción exotérmica por lo que un excesivo aumento de temperatura no favorece la formación de amoníaco 25 ºC K = 6,8.105 atm. 450 ºC K = 7,8.10-2 atm. Sin embargo, la velocidad a la que se forma NH3 a temperatura ambiente es casi nula. Es una reacción muy lenta, puesto que tiene una elevada energía de activación, consecuencia de la estabilidad del N2. La solución de Haber al problema fue utilizar un catalizador (óxido de hierro que se reduce a hierro en la atmósfera de H2) y aumentar la presión, ya que esto favorece la formación del producto. Convertir el método de Haber en un proceso de fabricación fue trabajo realizado por Carl Bosh, ingeniero químico de la BASF, quien de este modo consiguió su nobel. En la práctica las plantas operan a una presión de 100-1000 atm. y a una temperatura de 400-600 atm. En el reactor de síntesis se utiliza α-Fe como catalizador (Fe2O3 sobre AlO3 catálisis heterogénea). A pesar de todo, la formación de NH3 es baja con un rendimiento alrededor del 15%. Los gases de salida del reactor pasan por un condensador donde se puede licuar el NH3 separandolo así de los reactivos, los cuales pueden ser nuevamente utilizados. Los estudios sobre el mecanismo de la reacción indican que la etapa determinante de la velocidad de la reacción es la ruptura de la molécula de N2 y la coordinación a la superficie del catalizador. El otro reactivo, H2, se activa más fácilmente. Se producen una serie de reacciones de inserción entre las especies adsorbidas para producir el NH3. El catalizador funciona adsorbiendo las moléculas de N2 en la superficie del catalizador debilitando el enlace interatómico N-N; de esta forma se origina N atómico el cual reacciona con átomos de hidrogeno que provienen de la disociación de H2 que también tiene lugar en la superficie metálica.


 * __Esquema:__**







**<span class="wiki_link_ext">Horno de síntesis **
<span class="wiki_link_ext"> El comportamiento del acero frente al hidrógeno a altas presión y temperatura es un factor determinante para la construcción de un horno de síntesis. El hierro a elevadas temperatura y presión es permeable al hidrógeno, que en estas condiciones es capaz de eliminar al carbono con formación de hidrocarburos. Con esto el acero pierde resistencia y después de un cierto tiempo de funcionamiento el horno puede rajarse y explotar. Para impedirlo se construye el horno con hierro dulce pobre en carbono. Este apenas tiene resistencia a la presión y tampoco puede evitar que el H2 se difunda a través, pero estas dificultades pueden salvarse si se reviste este tubo con un segundo de acero al cromo-níquel, resistente a la presión y se procura simultáneamente que el hidrógeno que se difunda a través del primero se pueda eliminar del espacio entre ambos con facilidad y a baja presión. Existen numerosos métodos en la síntesis actual del amoniaco, pero todos ellos derivan del proceso Haber-Bosch original. Las modificaciones más importantes están relacionadas con la fuente del gas de síntesis, la diferencia en los procesos de preparación del gas de síntesis y las condiciones de obtención del amoniaco. La producción de una planta de NH3 ronda las 1500 tn./día. La fabricación de amoníaco constituye uno de los ejemplos de la industria química pesada.

<span class="wiki_link_ext">media type="youtube" key="Ap8QnI1Yols" width="425" height="350"
==**<span style="color: #a83ea8; display: block; font-family: 'Comic Sans MS',cursive; text-align: left; vertical-align: sub;">__<span style="font-family: 'Comic Sans MS',cursive;">Usos del Amoniaco __ **==

<span style="font-family: 'Comic Sans MS',cursive;">[|Fertilizantes] <span class="wiki_link_ext">La agricultura moderna no habría sido posible sin el concurso del amoniaco. Los nitratos naturales, aún haciendo ricos a los Estados peruano y chileno, no habrían bastado para atender el ‘boom’ que experimentaron los cultivos a lo largo del siglo pasado. Se estima que la mejora de la productividad de los campos ha soportado al 27% de la población del planeta desde 1908. El corolario de esto es la explosiva superpoblación que el nitrógeno ha alimentado. <span style="font-family: 'Comic Sans MS',cursive;">[|Colorantes] <span class="wiki_link_ext">El amoniaco se usa en la fabricación de varios tipos de tintes y se aplica al tintado y pulido de algodón, lana y seda. Siguiendo un mecanismo similar, el amoniaco se usa en soluciones para el tintado permanente del cabello en combinación con el peróxido de hidrógeno. La reacción es inmediata y debe aplicarse enseguida. También la industria farmacéutica lo usa en la elaboración de productos como las medicinas del grupo de las sulfamidas, vitaminas y cosméticos. [|Detergentes] <span class="wiki_link_ext"> <span style="font-family: 'Comic Sans MS',cursive;">El amoniaco está presente o interviene en la mayoría de los productos de limpieza del hogar o industrial, Aunque han aparecido nuevos compuestos libres del NH3, buena parte de los lavavajillas, limpiadores de cristal, fregasuelos o quitapolvos contienen amoniaco o se ha usado en su fabricación. Tanto es así, que algunos amantes del bricolaje apuestan por comprarlo a granel y, con la mezcla adecuada, sustituir casi todos los productos comerciales. [|Mundo animal] <span class="wiki_link_ext">El amoniaco, como la urea sintética, también ha puesto su grano de arena en el aumento de la productividad ganadera. Un ejemplo es el enriquecimiento proteínico de los forrajes. El añadido de NH3 a la alimentación del ganado mejora la digestión de la paja al facilitar, en combinación con el agua, la absorción de fibra. Además, el forraje gana en proteínas, al ‘pegarse’ parte del nitrógeno a la fibra. Esta alimentación tiene el efecto secundario de aumentar la emisión de gases. [|Explosivos] <span class="wiki_link_ext"> <span style="font-family: 'Comic Sans MS',cursive;">El amoniaco, más exactamente el nitrato de amonio, es el componente más habitual en los explosivos. Entre los que lo contienen, están algunas variedades de dinamita usada en minas y perforaciones, bombas, torpedos, cabezas de misiles y munición en general. Al mezclarlo con compuestos del carbono y sometido a altas temperaturas, se provoca una violenta reacción. Algunos fertilizantes pueden ser reconvertidos con facilidad en un explosivo. [|Nailon y rayón] <span class="wiki_link_ext">El amoniaco no es un componente pero sí un facilitante, un elemento clave en el proceso de creación de muchos productos. Sucede con una amplia familia de tejidos o fibras sintéticas producidas a partir de polímeros. El primero de ellos es el rayón, tejido conocido también como viscosa o seda artificial. Las fibras del nailon deben ser tratadas con amoniaco líquido. Otros muchos plásticos deben parte de sus virtudes al NH3.


 * <span class="wiki_link_ext">Se emplea para la obtención de sales amónicas, utilizadas como abono. Otra gran parte de se destina a la obtención de NO, de ácido nítrico y de nitratos de refrigerante. **

__ El impacto ambiental __
<span style="background-color: #ffffff; color: #000080; font-family: 'Palatino Linotype','Book Antiqua',Palatino,serif;">Solo el 17% del amoniaco usado como fertilizante es consumido por los humanos a través de la comida. El resto acaba en la tierra o en el aire. Según un artículo de Nature Geoscience, las emisiones en ausencia de interferencia humana son de 0,5 kilos por hectárea y año. La agricultura moderna ha multiplicado por 20 esta cifra, lo que ha provocado la alteración del ciclo natural del nitrógeno aunque su impacto global aún no es muy conocido. Hay dos problemas directamente relacionados con el amoniaco. Uno es el de la eutrofización de las aguas. Los nitratos acaban en mares y ríos, las algas y bacterias se dan un banquete con el exceso de nutrientes y eso acaba con el oxígeno que necesitan otras especies. Por otro lado, el nitrógeno reactivo está alterando el balance atmosférico, enriqueciendo el ozono de la troposfera y reduciendo el de la estratosfera. Eso sí, el amoniaco tiene el efecto positivo de la captura de CO2 en selvas y bosques debido a la mayor presencia de nitrógeno en el aire <span style="color: #000080; font-family: 'Palatino Linotype','Book Antiqua',Palatino,serif;">.

Una página que habla sobre curiosidades sobre el amoníaco : [] Donde explica por ejemplo su uso en conflictos belicos:

En realidad, la aplicación bélica del amoniaco despertó en los industriales alemanes un interés mucho mayor que su uso como fertilizante ya antes del estallido de las hostilidades en julio de 1914. El bloqueo del suministro exterior alemán realizado por parte de las potencias aliadas no hizo otra cosa que acelerar el desarrollo de las aplicaciones militares del amoniaco. Gracias al proceso Haber-Bosch, el NH3 es oxidado y convertido en ácido nítrico, la base de explosivos como el nitrato amónico, la nitroglicerina y el trinitrotolueno (TNT).

Alemania, país central y aislado, pudo mantener el esfuerzo bélico durante más tiempo gracias a que el amoniaco permitía alimentar a su población y las balas, proyectiles y bombas de sus soldados. Desde entonces, este compuesto químico se ha convertido en el elemento básico de las municiones. Los autores del artículo afirman que el nitrógeno reactivo está relacionado directamente con la muerte de entre 100 y 150 millones de personas en las guerras que han ocurrido en el siglo XX.

"Ni la electricidad, ni el binomio informática-Internet, ni siquiera la televisión. Lo que realmente cambió la marcha del siglo XX fue el amoniaco. Es lo que defienden algunos científicos que celebran estos días el centenario de la síntesis del NH3, un compuesto de tres átomos de hidrógeno y uno de nitrógeno. Como fertilizante, el amoniaco ha sostenido la alimentación de miles de millones de personas pero, como explosivo, está implicada en la muerte de 150 millones"

FUENTE | Público



<span style="background-color: #a000ff; color: #ffffff; display: block; font-family: 'Trebuchet MS',Helvetica,sans-serif; text-align: center;">

** Bibliografía **
__[]__ __[]__ [|http://www.elrincondelvago.com] [|http://www.youtube.com] [|http://www.quimiweb.com.ar] [|http://www.publico.es] [] [] [] [] [] [] [] [] [] []