Amoníaco

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Amoníaco
Estructura química.
Estructura tridimensional.
Nombre IUPAC
Azano
General
Otros nombres	Nitruro de Hidrógeno Nitruro de Trihidrógeno Espíritus de Hartshorn Nitro-Sil Vaporole Gas de amonio AM-FOL Corna'e Sierbo
Fórmula estructural
Fórmula molecular	NH₃
Identificadores
Número CAS	7664-41-7¹
Número RTECS	BO0875000 (anhidro) BQ9625000 (soluciones)
PubChem	134988186
Propiedades físicas
Apariencia	Incoloro Olor penetrante y desagradable
Densidad	0.73 kg/m³; 0,00073 g/cm³
Masa molar	17,03 g/mol
Punto de fusión	195,42 K (-78 °C)
Punto de ebullición	239,81 K (-33 °C)
Punto de descomposición	773 K (500 °C)
Temperatura crítica	405,5 K (132 °C)
Presión crítica	111,52 atm
Índice de refracción (n_D)	1,355
Propiedades químicas
Acidez	9,24 pK_a
Solubilidad enagua	89,9 g/100 ml (0 °C)
Momento dipolar	1,42 D
Termoquímica
Δ_fH⁰_gas	-45,92 kJ/mol kJ/mol
Δ_fH⁰_líquido	-40,2 kJ/mol kJ/mol
S⁰_{gas, 1 bar}	192,77 J/mol·K J·mol^-1·K
Capacidad calorífica (C)	4,700 kJ/kg·K (liq) 80,08 kJ/mol·K
Peligrosidad
Punto de inflamabilidad	284 K (11 °C)
NFPA 704	1 3 0
Temperatura de autoignición	924 K (651 °C)
Frases R	R10, R23, R34, R50
Frases S	(S1/2), S9, S16, S26, S36/37/39, S45, S61
Límites de explosividad	15–28 %
Riesgos
Ingestión	Es peligroso. Síntomas incluyen náusea y vómitos; daño a los labios, boca y esófago.
Inhalación	Los vapores son extremadamente irritantes y corrosivos.
Piel	Disoluciones concentradas pueden producir quemaduras severas y necrosis.
Ojos	Puede causar daños permanentes, incluso en cantidades pequeñas.
Más información	Hazardous Chemical Database
Compuestos relacionados
Hidrurosrelacionados	Arsina Fosfina Estibina Bismutina
Hidruros de nitrógeno relacionados	Hidrazina Ácido azothídrico
Otros compuestos	Hidróxido de amonio
Valores en el SI y en condiciones estándar (25 °C y 1 atm), salvo que se indique lo contrario.
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El amoniaco, amoniaco, azano, espíritu de Hartshorn o gas de amonio es un compuesto químico de nitrógeno con la fórmula química NH₃. Es un gas incoloro con un característico olor repulsivo. El amoniaco contribuye significativamente a las necesidades nutricionales de los organismos terrestres por ser un precursor de comida y fertilizante. El amoniaco directa o indirectamente, es también un elemento importante para la síntesis de muchos fármacos y también es usado en diversos productos comerciales de limpieza. Pese a su gran uso, el amoniaco es cáustico y peligroso. La producción industrial del amoniaco del 2012 fue de 198 000 000 toneladas, lo que equivale a un 35 % de incremento con respecto al año 2006, con 146 500 000 toneladas.²

El NH₃ hierve a los -33.34 °C a una presión de una atmósfera, esto ayuda a que pueda conservarse en estado líquido, bajo presión a temperaturas bajas. Sin embargo, a temperaturas mayores a 405.5 K (temperatura crítica) ningún aumento en la presión producirá la condensación de este gas. Si la presión aumenta por encima del valor crítico de 111.5 atm, cualquier aumento por encima de este valor aumenta la compresión de las moléculas del gas, pero no se forma una fase líquida definida. El amoniaco casero o hidróxido de amonio es una solución de NH₃ en agua. La concentración de dicha solución es medida en unidades de la Escala Baumé, con 26 grados baumé (cerca del 30 % por peso de amoniaco) estando en típicas concentraciones altas del producto comercial.³

Según la teoría de repulsión entre pares de electrones de la capa de valencia, los pares electrónicos de valencia del nitrógeno en la molécula se orientan hacia los vértices de un tetraedro, distribución característica cuando existe hibridación sp³. Existe un par solitario, por lo que la geometría de la molécula es piramidal trigonal (grupo puntual de simetríaC_3v). En disolución acuosa se puede comportar como una base y formarse el ion amonio, NH₄⁺, con un átomo de hidrógeno en cada vértice de un tetraedro.

El amoniaco, a temperatura ambiente, es un gas incoloro de olor muy penetrante y nauseabundo. Se produce naturalmente por descomposición de la materia orgánica y también se fabrica industrialmente. Es fácilmente soluble y se evapora rápidamente. Generalmente se vende en forma líquida.

La cantidad de amoniaco producido industrialmente cada año es casi igual a la producida por la naturaleza. El amoníaco es producido naturalmente en el suelo por bacterias, por plantas y animales en descomposición y por desechos animales. El amoníaco es esencial para muchos procesos biológicos.

La mayor parte (más del 80 %) del amoniaco producido en plantas químicas es usado para fabricar abonos y para su aplicación directa como abono. El resto es usado en textiles, plásticos, explosivos, en la producción de pulpa y papel, alimentos y bebidas, productos de limpieza domésticos, refrigerantes y otros productos. También se usa en sales aromáticas.

Por su pH alcalino, es capaz de reaccionar con ácidos produciendosales de amonio.

Su nombre fue dado por el químico sueco Torbern Bergman al gas obtenido en los depósitos de sal cerca del templo de Amón, en Libia y viene del griego, ammōniakón, que significa lo perteneciente a Amón.⁴ ⁵

Índice

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Aparición natural[editar]

El amoniaco es encontrado en pequeñas cantidades en la atmósfera, siendo producido por la putrefacción de la materia nitrogenada proveniente de plantas y animales. El amoniaco y sales de amonio también se encuentran en pequeñas cantidades en el agua de lluvia, donde el cloruro de amonio y sulfato de amonio se encuentran en zonas volcánicas; los cristales de bicarbonato de amonio se han encontrado en la Patagonia, guano. El riñón secreta amoniaco para neutralizar el exceso de ácido.⁶ Las sales de amoniaco se encuentran distribuidas a través de suelo fértil y en el océano. El amoniaco también se encuentra a través del sistema solar en Marte, Júpiter, Saturno, Urano, Neptuno y Plutón. Las sustancias que contienen amoniaco, o aquellas que son similar a él, se llaman amoniacales.

Propiedades[editar]

El amoniaco es un gas incoloro con un olor desagradable. Es más ligero que el aire, su densidad es 0.589 veces la del aire de la atmósfera. Es fácilmente condensado por sus fuertes puentes de hidrógeno entre las moléculas; el líquido hierve a -33.3 °C y se congela a los -77.7 °C en cristales blancos.⁷

El amoniaco se puede desodorizar fácilmente reaccionando con bicarbonato de sodio o ácido acético. Ambas reacciones forman sales de amoniaco sin olor.

Sólido

La simetría del cristal es cúbico, su símbolo pearson es CP16, grupo espacial P213 No.198, constante de red 0.5125 nm.⁸

Líquido

El amoniaco líquido posee fuertes fuerzas ionizantes reflejando su alta constante dieléctrica de 22. El amoniaco líquido tiene una muy alta entalpía de vaporización (23.35 kJ/mol, cf. agua 40.65 kJ/mol, metano 8.19 kJ/mol, fosfina 14.6 kJ/mol) y puede ser usado en laboratorios en vasos no aislados sin refrigeración.

Propiedades disolventes

El amoniaco es miscible con agua. En una solución acuosa, puede salir con ebullición. La solución acuosa de amoniaco es una base. La concentración máxima de amoniaco en agua tiene una densidad de 0.880 g/cm³ (880 kg/m³) y es frecuentemente sabido como 'amoniaco 0.880'. El amoniaco no se quema ni sostiene combustión, excepto bajo estrechas mezclas de combustible de 15 a 25 % de aire.

Combustión

Cuando se mezcla con oxígeno, se quema con una llama de color verde amarillento pálido. A una alta temperatura y en la presencia de un catalizador, el amoniaco se descompone en sus elementos constituyentes. La combustión ocurre cuando la clorina pasa a amonio, formando nitrógeno y cloruro de hidrógeno; si la clorina esta en exceso, se forma el explosivo tricloruro de nitrógeno (NCl₃).

Estructura[editar]

La molécula de amoniaco tiene una forma trigonal piramidal, como lo predice la teoría de repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia, con un ángulo de enlace determinado de 106.7º.⁹ El átomo central de nitrógeno tiene cinco electrones externos con un electrón adicional de cada átomo de hidrógeno. Esto da un total de ocho electrones, o cuatro pares de electrones que son acomodan tetraédricamente. Tres de esos pares de electrones se usan como enlaces pares, lo que deja un par de electrones libres. Este par repele más fuertemente los pares de enlaces, entonces el ángulo del enlace no es de 109.5º como se esperaría por un acomodo tetraedral, sino de 106.7º.⁹ El átomo de nitrógeno en la molécula tiene un par de electrones libres, lo cual provoca que el amoníaco sea una base, aceptador de protones. Esta forma le da a la molécula un momento dipolo y lo hace una molécula polar. La polaridad de la molécula y, especialmente, su habilidad para formar puentes de hidrógeno, hace que el amoníaco sea altamente miscible en agua. El amoníaco es moderadamente básico, una solución acuosa a 1 M tiene un pH de 11.6 y si un ácido fuerte es agregado a la solución hasta que la solución alcance un pH neutral (pH=7), 99.4 % de las moléculas amoníaco se protonan. La temperatura y la salinidad también afectan la proporción de NH₄⁺. Lo resultante tiene una forma regular y es isoelectrónico con metano.

La molécula de amoniaco fácilmente experimenta inversión del nitrógeno a temperatura ambiente; una analogía útil es que cuando una sombrilla gira al revés en un fuerte viento. La barrera de energía a esta inversión es de 24.7 kJ/mol, y la frecuencia resonante es de 23.79 Hz, correspondiente a la radiación de un microondas con una longitud de onda de 1.260 cm. La absorción a esta frecuencia fue la primera espectroscopia de microondas observada.¹⁰

Anfotericidad[editar]

Una de las características más importantes del amoniaco es su basicidad. El amoniaco es considerado una base débil. Se combina con ácidos para formar sales; sin embargo, con ácido clorhídrico forma cloruro de Amonio; con ácido nítrico, Nitrato de amonio, etc. De cualquier modo, amoniaco perfectamente seco no se combina con cloruro de hidrógenocompletamente seco; la humedad es necesaria para que se lleve a cabo la reacción¹¹ Como una demostración del experimento, las botellas abiertas con amoniaco concentrado y ácido clorhídrico producen nubes de cloruro de amonio, que parecen aparecer "de la nada" mientras las sales forman donde las dos nubes de difusión de las moléculas se encuentran, en algún lugar entre las dos botellas.

NH₃ + HCl → NH₄Cl

Las sales producidas por acción del amoniaco en ácidos son conocidos como compuesto de amonio, lo cuales contienen el ion de amonio. (NH₄⁺).

Aunque el amoniaco es conocido como base débil, también funciona como un ácido muy débil. Es una sustancia prótica is es capaz de formas amidas (las cuales contienen a nH₂⁻ ion). Por ejemplo, El litio disuelto en amoniaco líquido para dar una solución de Litio Amida.

Li + NH₃ → LiNH₂ + ½ H₂

Auto disociación[editar]

Así como el agua, el amoniaco sufre autoionización molecular para formar sus bases y ácido conjugados.

2 NH
3 (aq)

NH+
4 (aq) + NH−
2 (aq)

En presión y temperatura estándar, K=[NH+
4][NH−
2] = 10−30

Combustión[editar]

La combustión del amoniaco a nitrógeno y agua es una reacción exotérmica:

4 NH₃ + 3 O₂ → 2 N₂ + 6 H₂O (g) (ΔH°_r = −1267.20 kJ/mol)

El Poder calorífico, ΔH°_c, expresado por mol de amoniaco y con una condensación de agua formada, es -382.81 kJ/mol. Dinitrógeno es el producto termodinámico de una combustión: Todos los óxidos de nitrógeno son inestables con respecto a N₂ and O₂, el cual es el principio detrás del convertido catalítico. Como sea, los óxidos de nitrógeno pueden ser formados por productos cinéticos en la presencia de una catálisis apropiada, una reacción de gran importancia industrial en la producción de ácido nítrico:

4 NH₃ + 5 O₂ → 4 NO + 6 H₂O

Una reacción subsecuente lleva NO₂

2 NO + O₂ → 2 NO₂

La combustión de amoniaco en aire es muy difícil en la ausencia de un catalizador, pues la temperatura de la flama es normalmente menor que la de encendido de la mezcla de amoniaco con aire. El rango inflamable del amoniaco en el aire es del 16 % al 25 %.¹²

Formación de otros compuestos[editar]

En química orgánica, el amoniaco puede actuar como nucleófilo en reacciones de sustitución nucleofílica. Se pueden formar aminas por la reacción del amoniaco con Haloalcanos, aunque el -NH₂ resultando es también nucleofílico y aminas secundarias y terciarias se forman como subproductos. Un exceso de amoniaco ayuda a minimizar sustituciones múltiples, y neutraliza a los haluros de hidrógenos formados. La Metilamina es preparada comercialmente por la reacción de amoniaco con clorometano, y la reacción de amoniaco con ácido 2-bromopropanoico se ha usado para preparar alanina racémica en un rendimiento al 70 %. La Etanolamina se prepara por una reacción de oxidación con etileno: la reacción a veces permite producir dietalonamina y trietalonamina.

Las amidas pueden ser preparas por una reacción de amoniaco con derivados ácidos carboxílicos. El cloruro de acilo es el más reactivo, pero el amoníaco debe estar presente en al menos el doble para neutralizar el ácido clorhídrico formado. Los ésteres y anhídridos también reaccionan con el amoníaco para formar amidas. Las sales amonio de ácidos carboxílicos pueden estar deshidratadas en amidas tanto tiempo que no haya térmicamente grupos sensitivos presentes: temperaturas de 150 °C a 200 °C son requeridas.

El hidrógeno en el amoniaco puede ser reemplazado por metales, así el magnesio quema en el gas con la formación de nitrato de magnesio Mg₃N₂, y cuando el gas pasa sobre sodio o potasio sobre calentado, sodamida, NaNH₂, y potasamida, KNH₂, se forman. Donde necesariamente en nomenclatura IUPAC, se prefiere "azano" como nombre del anomniaco: por lo tanto la cloramina se llamaría "cloroazano", no cloroamoníaco. El amoníaco pentavalaente es conocido como λ⁵-amino, o más comúnmente como hídrico de amonio. Es sólido cristalino es estable solamente en altas presiones, y se descompone de nuevo en amoniaco trivalente y gas hidrógeno en condiciones normales. Se ha investigado esta sustancia como posible combustible en 1966.¹³

Amoniaco como ligando[editar]

El amoniaco puede funcionar como un ligando en complejo de metales de transición. Es un donor-σ, en medio de las series espectroquímicas, y muestra un comportamiento intermedio en duro-blando. Algunos complejos de amoniaco incluyen 'tetraamminediaquacopper'([Cu(NH₃)₄(H₂O)₂]²⁺), ([Ag(NH₃)₂]⁺) que es la especie activa del agente de Tollen's. La formación de este complejo también puede distinguirse entre precipitados de diferentes haluros de plata: cloruro de plata (AgCl) es soluble en una solución de amoniaco diluido (2M), el bromuro de plata (AgBr) es soluble solo en una solución de amoniaco concentrado, donde el yoduro de plata (AgI) es insoluble en amoniaco líquido.

Los complejos de cromo se conocieron en el siglo XIX, y formaron la base de la teoría revolucionaria de Alfred Werner, sobre la estructura de la coordinación de compuestos. Werner notó solamente dos isómeros ("fac"- y "mer"-) del complejo [CrCl₃(NH₃)₃] puede formarse, y concluyó que los ligados deben estar acomodados alrededor de los iones de metales en los vertices de un octahedron. Esta propuesta ha disido confirmada desde entonces por la cristalografía de rayos X.

Un amoniaco ligando unido a un ion metal es marcadamente más ácido que una molécula libre de amoniaco, aunque la desprotonación en una solución acuosa aún es raro. Un ejemplo es la reacción Calomel:

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

Amoniaco en teoría de grupos[editar]

El grupo puntual para amoniaco es C_3v cuando el eje mayor va a través del nitrógeno vertical. Cuando el eje mayor esta hilado ya sea en sentido de las manecillas del reloj o al contrarió, en 120º, cada hidrógeno se mueve en la locación previa de otro hidrógeno. Otro aspecto del grupo puntal de C_3v incluye tres planos verticales de simetrías que intercepta al nitrógeno y a uno de los hidrógenos permitiendo a los otros dos que se reflejen el uno con otro.

La matriz matemática para este subgrupo particular es complicado desde que las matrices producidas por las rotaciones o las reflexiones son reducibles comparadas a otras matrices que son irreducibles. Por eso, una transformación similar debe ser hecha en cada porción de la matriz que es reducible. La transformación similar para el amoniaco viene de los cálculos del diagrama orbital molecular de simetría adaptado a una combinación lineal para la contribución de enlaces de cada uno de los hidrógenos.

Detección y determinación[editar]

Esta sección es sobre detección en el laboratorio.

Amoniaco en solución[editar]

El amoniaco y las sales de amonio pueden ser fácilmente detectadas, en rastros minutos, añadiendo la solución de Nessler, la cual le da una coloración amarilla en presentida del menor rastro amoniaco o sales de amonio. La cantidad de amoníaco en sales amonio puede ser estimado cuantitativamente por destilación de sales con hidróxido de sodio ohidróxido de potasio, el amoníaco evoluciona estando absorbido en un volumen conocido en ácido sulfúrico estándar y el exceso de ácido después determina el análisis volumétrico; o el amoníaco puede ser absorbido en ácido clorhídrico y el cloruro de amonio se forma tan precipitado como el hexacloroplatinato de amonio, (NH₄)₂PtCl₆.

Amoniaco gaseoso[editar]

Los palos de azufre se queman para detectar pequeñas fugas en los sistemas de refrigeración de amoníaco. Cantidades más grandes pueden ser detectadas calentando las sales con un álcali cáustico o con óxido de calcio, cuando el olor característico del amoníaco sea aparente. El amoníaco es un irritante y la irritación aumenta con la concentración; el límite permitido de exposición es 25 ppm, y letal arriba 500 ppm.¹⁴ Concentraciones más altas son difícilmente detectadas por detectores convencionales, el tipo de defectos se escoge de acuerdo a la sensibilidad requerida (semiconductor, catalítico, electroquímico). Se han propuesto sensores holográficos para detectar concentraciones arriba del 12.5 % en volumen.¹⁵

Nitrógeno amoniacal (NH₃-N)[editar]

El nitrógeno amoniacal (NH₃-N) es una medida comúnmente usada para examinar la cantidad de iones amonio, derivados naturalmente del amoniaco, y regresado a amoniaco por procesos orgánicos, en agua o desechos líquidos. Es una medida usada principalmente para cuantificar valores en el tratamiento de desperdicio y sistemas de purificación de agua, así como medida de la salud reservas de agua natural y hecha por el hombre. Se mide en unidades de mg/L (miligramos/Litros).

Historia[editar]

Este reactor de alta presión fue construido en 1921 por BSD enLudwigshafen am Rhein y fue reconstruido en las instalaciones de laUniversidad de Karlsruhe en Alemania.

Los Romanos le dieron el nombre de 'sal ammoniacus' (sal de amoniaco) a los depósitos de cloruro de amoniaco colectados cerca del templo de Amun (en griego Ἄμμων" Ammon) en la antigua Libia por la proximidad del templo.¹⁶ La sales de amoníaco se conocen desde tiempo antiguos; así es que el término de "Hammoniacus sal" aparece en las escrituras de Plinio,¹⁷ aunque no se sabe si el término es idéntico al término moderno de "sal-ammoniac" (cloruro de amonio).¹⁸

En la forma de sal de amoniaco, el amoniaco fue importante en la alquimiamedieval, como en el sigo XVIII, se mencionó por químico Persa Jābir ibn Hayyān,¹⁹ y los alquimistas desde el siglo XIII, siendo mencionado por Albertus Magnus.⁷ También fue utilizado por tintoreros en la Edad media en forma deorina fermentada para alterar el color de los tintes vegetales. En el siglo XV,Basilius Valentinus demostró que el amoniaco podía ser obtenido por la acción de álcalis en sal de amoniaco. En un periodo posterior, cuando las sales de amoníaco se obtenían de la destilación de pezuñas y cuernos de los bueyes y neutralizando el carbonato resultante con ácido clorhídrico.²⁰

El amoniaco gaseoso fue aislado por primera vez por Joseph Priestley en 1774 y fue nombre por él como "aire alcalino".²¹ Once años después en 1785, Claude Louis Berthollet encontró su composición.⁷

El proceso de Haber-Bosch produce amoniaco desde el nitrógeno en el aire, el cual fue desarrollado Fritz Haber y Carlo Bosch en 1909 y la patentaron en 1910. Su primer uso fue en una escala industrial en Alemania durante Primera Guerra Mundial.² El amoniaco fue usado para producir explosivos para sostener refuerzos de guerra.²² Sin embargo, a pesar de su origen con fines bélicos, el proceso haber ha llegado a ser la principal fuente de nitrógeno fijado en el mundo, mejorando el rendimiento de los cultivos y mitigando el hambre a millones de personas en el planeta.

Anterior a la disponibilidad del gas natural barato, el hidrógeno como precursor de la producción de amoniaco se llevaba a cabo con electrolisis del agua o usando el proceso de cloro-álcali.

Usos[editar]

Fertilizante[editar]

Aproximadamente el 83 % del amoniaco en el 2004 se utilizaba como fertilizantes o sales, soluciones o anhídridos. Cuando se aplicaba en suelo, ayudaba a incrementar el rendimiento de los cultivos como el maíz y el trigo. El 30 % del nitrógeno agricultural usado en los Estados Unidos es en forma de anhídrido y en el mundo, 110 millones de toneladas se usan cada año.²³

Precursor de compuestos de nitrógeno[editar]

El amoniaco es directa o indirectamente el precursor de la mayor parte de los compuestos que contienen nitrógeno. Virtualmente, todos los compuestos sintéticos de nitrógeno son derivados del amoníaco. Uno de los derivados más importantes el ácido nítrico. El material clave se genera gracias al proceso de Ostwald por oxidación de amoniaco con aire sobre un catalizador de platino, con una temperatura entre 700 °C y 800 °C y 9 atmósferas. El óxido nítrico es un intermediario en esta reacción.²⁴

NH₃ + 2 O₂ → HNO₃ + H₂O

El ácido nítrico es usado para la producción de fertilizantes, explosivos, etc.

Limpiador[editar]

El amoniaco casero es una solución de NH₃ en agua (hidróxido de amoniaco) usado con el propósito de limpiar superficies. Uno de sus usos más comunes es limpiar cristal, porcelana y acero inoxidable. También se usa frecuentemente para limpiar hornos y absorbiendo elementos para ablandar en la suciedad. El amoniaco casero tiene una concentración peso de 5 a 10 % de amoníaco.

Fermentación[editar]

Soluciones de amoniaco de entre el 16 % y el 25 % se usan en fermentaciones industriales como fuente de nitrógeno para microorganismos y ajustar su pH durante la fermentación.

Agente antimicrobiano para alimentos[editar]

En 1895, se sabía que el amoniaco era un antiséptico fuerte. Por esto se requiere 1.4 gramos por litro para preservar elcaldo.²⁵ En un estudio, amoniaco anhídrido destruyó 99.999 % de bacterias zoonóticas (Zoonosis) en tres tipos de alimento para animales.²⁶ El anhídrido de amoniaco se usa actualmente para eliminar contaminación microbiana.²⁷ ²⁸ Lababa rosa esta hecha de recortes de carne grasosos removiéndoles la grasa con calor y centrifugación, luego tratándolo con amoniaco para matar a las E. coli en niveles indetectables.²⁹ Ha habido preocupaciones sobre la seguridad del proceso, así como las quejas de los consumidores sobre el sabor y su mal olor.³⁰

Fertilizante agrícola[editar]

Artículo principal: Amoníaco en la agricultura

En forma de amoniaco anhidro tiene un uso como fertilizante aumentando los niveles de nitrógeno del suelo.

Usos menores y emergentes[editar]

Refrigeración - R717[editar]

Gracias a las propiedades vaporización del amoniaco, es útil como un refrigerante.² Era usado comúnmente por la popularización del clorofluorocarbono. El amoniaco anhídrido es usado incansablemente en la industria de la refrigeración y para los pistas de hockey por su alta eficiencia de conversión de energía y bajo costo. No obstante, tiene la desventaja de ser tóxico, lo que le restringe su uso doméstico y a pequeña escala. Junto con su uso moderno de refrigeración por compresión de vapor, se utilizó junto con hidrógeno y agua en refrigeración de absorción. El ciclo de Kalina, depende ampliamente del rango de ebullición de la mezcla de amoníaco y agua.

Para remediación de emisión de gases[editar]

El amoniaco es usado para depurar SO₂ de combustibles calientes, y el producto resultante es convertido sulfato de amoniaco para usarse como fertilizando. El amoniaco neutraliza la contaminación de los óxidos de nitrógenos (NO_x) emitidos por los motores diésel. Esta tecnología, llamada SCR (Reducción Selectiva Catalítica), se basa en un catalizador a base de vanadio³¹
El amoniaco puede ser usado para mitigar derrames de gases de fosgeno.³²

Como combustible[editar]

Motor de Gas amoniacal, dibujado por Alfred Waud in 1871.

La naveX-15 usó amoníaco como uno de los componentes del combustibles del motor del cohete.

El amoniaco fue usado durante la Segunda guerra mundial como combustible para camiones en Bélgica, y su motor y energía solar mayor a 1900. El amoniaco líquido también fue combustible de los motores de reacción XLR99 que prenderían X-15. Aunque no es un combustible fuerte, no deja duda en el uso del motor del cohete y su densidad aproximada coincide con la densidad del oxidante, oxígeno líquido, lo cual simplificó el diseño de la aeronave.

El amoniaco se ha propuesto como una alternativa práctica al combustible fósilpara la combustión de motores internos.³³ El valor calorífico del amoniaco es 22.5 Mj/kg, que es aproximadamente la mitad del diésel. Un motor normal, en el cual el vapor del agua no se condensa, el valor calorífico el amoniaco sería menos del 21 %.

El amoniaco no puede ser usado fácilmente en el ciclo de Otto por sus bajos niveles de octano. aunque con la menor de las modificaciones a los carburadores y una reducción drástica en el radio de compresión, lo cual requeriría nuevos pistones, un motor de gasolina puede funcionar exclusivamente con amoniaco, en una fracción baja de su poder antes de la conversión del consumo de combustibles más potentes.

El tanque de un automóvil puede almacenar amoniaco líquido siempre y cuando el tanque este presurizado apropiadamente, dependiendo de la temperatura. Dependiendo de las propiedades termodinámicas del amoniaco son tales que a -30 °C, la presión del tanque tendría que ser 27.5 psi, aproximadamente lo mismo que un neumático de un carro. A 30 °C tendría que ser 170 psi para mantener el amoniaco líquido. Si la presión del tanque fuera liberada, el amoniaco líquido se tornaría gaseoso y alzar la presión a ese nivel. Los compresores comunes de aire de neumáticos operan a esta presión, para que la presión del tanque no sea una barrera para el uso del combustible.

Como sea, hay otras barreras para extender su uso. En términos de suministros primos de amoniaco, las plantas tendrían que ser construidas para incrementar los niveles de producción, lo cual requeriría una inversión mayor monetaria y energética. Aun cuando es el segundo compuesto químico más producido, la escala de producción de amoniaco es una pequeña fracción del petróleo usado en el mundo. Puede ser manufacturo de energías renovables, así como la energía nuclear. Noruega produjo amoniaco con electrólisis de agua por muchos años desde 1913, produciendo fertilizando por Europa. Si se produce del carbono, el CO₂ puede ser embargado, pero la captura y almacenamiento de las plantas de carbono aun no llegan ni a la fase de prototipo.

En 1981, una compañía Canadiense convirtió un Chevrolet Impala 1981 para que funcionara con amoniaco.³⁴ ³⁵ DesdeDetroit hasta San Francisco con una sola recarga de amoniaco.³⁶

Los motores de amoniaco que usan el amoniaco como un fluido de trabajo, se han propuesto y usado ocasionalmente.³⁷El principio es similar a el que se usa como locomoción, pero con el amoniaco se usa un fluido, en lugar de aire comprimido. Los motores de amoniaco se han usado experimentalmente en el sigo XIX por Goldsworthy Gurney en el Reino Unido y en Nueva Orleans.

Como estimulante[editar]

Signo de Anti-metanfetaminas de anhídrido de amoníaco, en Otley, Iowa. El anhídrido de amoníaco es común en fertilizantes e indispensable para fabricar anfetaminas.³⁸

El amoniaco, como vapor liberado por sales aromáticas, tiene un uso importante como estimulante respiratorio. El amoniaco es comúnmente usado en la manufactura ilegal de metanfetaminas a través de una reducción de Birch.³⁹ El método Birch para hacer metanfetamina es peligroso porque son extremadamente reactivas los metales álcali y el amoniaco líquido, y la temperatura líquida del amoniaco lo hace susceptible a explotar cuando los reactivas son añadidos.

En la Industria Textil[editar]

El amoniaco líquido es usado para el tratamiento de materiales de algodón, dándole propiedades como mercerización, usando metales álcalis, se usa para prelavar lana.⁴⁰

Gas de levantamiento[editar]

En una presión y temperatura estándar, el amoniaco es menos denso que una atmósfera, y tiene aproximadamente 60 % de poder de levantamiento del hidrógeno o helio. El amoniaco se usa a veces para llenar globos meteorológicos como un gas de levantamiento, por su relativo alto punto de ebullición (comparado al helio o hidrógeno), el amoniaco potencialmente pude ser refrigerado y licuado en una nave para reducir la elevación y añadir lastre (y regresarlo como gas con el mismo fin).

Tratamiento de la madera[editar]

El amoniaco también se usa para oscurecer madera del roble blanco en muebles. Los vapores de amoniaco reaccionan con los taninos naturales en la madera, provocando un cambio de color.⁴¹

Precauciones de seguridad[editar]

La tubería de transporte de amoniaco más grande del mundo, fluyendo desde la planta TogliattiAzot, en Rusia hasta Odessa en Ucrania.

La Administración de Seguridad y Salud Ocupacional de los Estados Unidos, ha delimitado un máximo de 15 minutos a la exposición del amoniaco líquido en 35 ppm por volumen en el aire del ambiente y 8 horas a 25 ppm por volumen.⁴²El Instituto Nacional para la Seguridad y Salud Ocupacional (NIOSH), recientemente redujo el riesgo inmediato de vida y salud de 500 a 300 basados en interpretaciones conservativas más recientes de la investigación original en 1943. El riesgo inmediato a la vida y salud es el nivel en el que un trabajador sano pueda ser expuesto 30 minutos sin sufrir daños irreversibles a la salud. Otras organizaciones tienen niveles de exposición variante. Los estándares de la Marina estadounidense permitía concentraciones máximas de: Exposición continua (60 días) a 25 ppm, o una hora con 400 ppm.⁴³ El vapor de amoniaco tiene un hedor agudo, irritante y desagradable que actúa como prevención de potencial exposición peligrosa. El hedor promedio en el ambiente son 5 ppm, un nivel muy abajo de cualquier peligro o daño. La exposición a concentraciones muy altas de gas de amoniaco puede dar como resultado daño en los pulmones, y posiblemente la muerte.⁴² Aún cuando el amoniaco es regulado en los Estados Unidos como un gas inflamable, aun entra en la defunción de un gas tóxico al inhalarlo y requiere seguridad específica al transportarlo en cantidades más grandes a 3,500 galones.⁴⁴

Toxicidad[editar]

La toxicidad de las soluciones de amoniaco no suelen causar problemas a los humanos o a otros mamíferos, por un mecanismo específico que existe para prevenir su almacenamiento en la sangre. El amoniaco se convierte en fosfato de carbonilo por la enzima carbonil fosfato sintetasa, y luego entra al Ciclo de la Urea para ser incorporado a losaminoácidos o excretado en la orina. De cualquier modo, los peces y anfibios no tienen este mecanismo, pues normalmente eliminan el amoniaco de sus cuerpos con excreción directa. El amoniaco incluso en concentraciones diluidas es altamente tóxico para animales acuáticos, y por esa razón es clasificado "peligroso para el ambiente".

Acuicultura[editar]

Se cree que la toxicidad del amoniaco es una causa de la aun inexplorada pérdida de peces en criaderos. El exceso de amoniaco puede ser acumulado y causar alteraciones metabólicas o incrementar el pH en el cuerpo de el organismo expuesto. La tolerancia varía entre las diferentes especies de peces.⁴⁵ En concentraciones menores, alrededor de 0.05 mg/L, el amoniaco no-ionizado es dañino para los peces y puede provocar un descenso en el crecimiento de peces y en su dieta, reduce la fertilidad y fecundidad e incrementa el estrés y susceptibilidad a infecciones por bacterias y enfermedades.⁴⁶ La exposición a un exceso de amoniaco, los peces pueden sufrir pérdidas en el equilibrio, hiper-excitabilidad, incrementa actividad respiratoria, absorción de oxígeno y aumenta el ritmo cardiaco.⁴⁵ En concentraciones excediendo 2.00 mg/L, el amoniaco provoca branquia y daños en los tejidos, letargo extremo, convulsiones, coma y la muerte.⁴⁵ ⁴⁷ Con experimentos se ha demostrado que la concentración letal para los peces en general varía de 0.2 a 2.00 mg/L⁴⁷

Durante el invierno, cuando se reduce la alimentación administrada a las acuícolas, lo niveles de amoniaco pueden incrementar. Las temperaturas menores a la del ambiente reducen la tarifa de fotosíntesis de algas, por lo que menos amoniaco es removido por algas. En este tipo de ambiente, especialmente en larga escala, no hay remedios rápidos para tratar altos niveles de amoníaco. Se recomiendo prevención antes que corrección para reducir el daños a los peces⁴⁷ y en sistemas de agua abierta, el circundante ambiente.

Información de almacenamiento[editar]

Similar al propano, el amoníaco anhídrido ebulle con una temperatura menor a la del ambiente con una presión estándar. Un recipiente para almacenar amoniaco capaz de contenerlo en 250 psi, es apropiado para su almacenamiento.⁴⁸ Los compuestos de amoniaco no deben entrar en contacto con bases (salvo que se busque realizar una reacción química específica), pues se pueden liberar cantidades peligrosas de amoniaco.

Uso casero[editar]

Soluciones de amoníaco (5-10 % por peso) se usan en limpiadores caseros, particularmente para cristal. Estas soluciones son irritante para los ojos y la membrana mucosa, y en una menor proporción para la piel. Se debe tener precaución en nunca mezclar estas soluciones con cualquier líquido que contenga blanqueadores, pues puede provocar un gas peligroso. Mezclarlo con productos que contengan clorina u oxidantes poderosos, como blanqueadores caseros, pueden llevar a producir gases peligrosos como la cloramina.⁴⁹

Uso en el laboratorio de soluciones de amoníaco[editar]

El ácido clorhídrico liberando humo reaccionando con humo de amoníaco para producir humo blanco de cloruro de amonio.

Los peligros de soluciones de amoniaco dependen en su concentración: Soluciones con amoniaco "diluido" tienen usualmente entre 5-10 % por peso (5.62 mol/l); las soluciones concentradas usualmente están preparadas con un aproximado del 25 % por peso. Con un 25 % en peso, la solución tiene unadensidad de 0.907 g/cm³ (907 kg/m³), y una solución que tiene una densidad menor estará más concentrada- La siguiente tabla clasifica las soluciones de amoniaco.

Concentración por masa (m/m)	Molaridad	Concentración masa/volumen (m/v)	Clasificación
5–10%	2.87–5.62 mol/L	48.9–95.7 g/L	Irritante (Xi)
10–25%	5.62–13.29 mol/L	95.7–226.3 g/L	Corrosivo (C)
>25%	>13.29 mol/L	>226.3 g/L	Corrosivo (C) Peligroso para el ambiente (N)

El vapor de amoniaco de soluciones concentradas de amoniaco son severamente irritantes a los ojos y el tracto respiratorio, y estas soluciones solo pueden ser manejadas en una campana de humo. Soluciones saturadas ("0.880") pueden desarrollar una presión significativa en una botella cerrada en un clima cálido, y la botella deberá ser abierta con cuidado; esto no es normalmente un problema para soluciones al 25 % ("0.900").

Las soluciones de amoniaco no deben mezclarse con halógenos, pues productos tóxico y/o explosivos se forman. El contacto prolongado de soluciones de amoniaco con sales de plata, mercurio o yodo pueden también resultar en productos explosivos: dichas mezclas son formadas normalmente en análisis cualitativos inorgánicos, y deben ser ligeramente acidificadas pero no concentradas antes de que el análisis sea completado.

Uso en el laboratorio de Anhídrido de amoniaco (gas o líquido)[editar]

El anhídrido de amoniaco es clasificado como tóxico (""T"") y peligroso para el medio ambiente (""N""). El gas es flamable (Temperatura de autoignición: 651 °C) y puede formar mezclas explosivas con el aire (16-25 %). La exposición permitida en los Estados Unidos es de 50 ppm, mientras que la concentración para el daño inmediato a la vida y salud se estima que esta en 300ppm. La exposición repetidas a niveles más bajos de amoniaco, disminuye la sensibilidad al olor del gas: normalmente el hedor es detestables en concentraciones menores a 50 ppm, pero individuos insensibilizados no podrías detectarlo inclusive a concentraciones de 100ppm. El anhídrido de amoníaco corroe aleaciones de cobre y zinc, así como el latón no debe ser usado para almacenar el gas. El amoníaco líquido también puede atacar al caucho y a ciertos plásticos.

El amoniaco reacciona violentamente con halógenos. El Triyoduro de nitrógeno, un explosivo primario, el cual se forma cuando el amoniaco entra en contacto con el yodo. El amoniaco provoca la polimerización explosiva del óxido de etileno. También forma compuestos fulminantes explosivos con el oro, plata, mercurio, germanio o telurio. También se han reportado reacciones violentas con soluciones de acetaldehído, hipoclorito, peróxidos y ferricianuro potásico.

Síntesis industrial[editar]

Principios químicos[editar]

El NH₃ se obtiene por el método denominado proceso Haber-Bosch (Fritz Haber y Carl Bosch recibieron el Premio Nobel de Química en los años 1918 y 1931). El proceso consiste en la reacción directa entre el nitrógeno y el hidrógenogaseosos

N_2(g) + 3H_2(g) → 2NH_3(g) ΔH° = -46,2 kJ/mol ΔS° < 0

25 °C K = 6,8.10¬5 atm 850 °C K = 7,8.10¬-2 atm Estos valores se obtienen por medio de la ecuación de van't Hoff. Es una reacción muy lenta, puesto que tiene una elevada energía de activación, consecuencia de la estabilidad del N₂. La solución al problema fue utilizar un catalizador (óxido de hierro que se reduce a Fe⁰ en la atmósfera de H₂). Debido a que la reacción cuenta con más moles del lado de los reactivos (4 moles) que del lado de los productos (2 moles), al aumentar la presión se favorece la formación del producto. Aunque termodinámicamente la reacción transcurre mejor a bajas temperaturas, esta síntesis se realiza a altas temperaturas para favorecer la energía cinética de las moléculas y aumentar así la velocidad de reacción. Además se va retirando el amoníaco a medida que se va produciendo para favorecer todavía más la síntesis de productos.

Producción a partir de reformación[editar]

El método de Haber-Bosch utiliza dos materias primas: hidrógeno y nitrógeno. El hidrógeno necesario es producido a partir de la reformación de gas natural, de GLP o de nafta con vapor de agua, siendo el gas natural la alimentación más usual. La planta se divide en dos secciones: el front-end o parte frontal de la planta, donde se genera la mezcla de hidrógeno y nitrógeno necesaria para sintetizar el amoníaco, y el back-end o parte posterior de la planta, que es la sección donde se convierte el producto a partir de ambos reactivos.

La planta suele constar de las siguientes unidades:

Front-end:

Hidrogenación: el gas de alimentación a planta suele contener compuestos azufrados tales como mercaptanos, los cuales son un veneno para algunos de los catalizadores presentes en la planta aguas abajo. Con el fin de removerlos, este primer reactor de la planta cuenta con catalizador (en general a base de cobalto-molibdeno (tipo "CoMo") o de níquel-molibdeno (tipo "NiMo"), el cual facilita la reacción de los mercaptanos con hidrógeno, removiendo el azufre de los compuestos azufrados orgánicos y formando como producto de la reacción sulfuro de hidrógeno mediante la siguiente reacción (ej. para mercaptano): RSH + H₂ → RH+H₂S. La corriente de alimentación suele encontrarse a una presión de entre 10 y 40 kgf/cm²g y es calentada hasta una temperatura de entre 350 y 400 °C antes de ingresar al reactor adiabático (recipiente a presión con aislación térmica). Debido a que el proceso de hidrogenación requiere de hidrógeno para poder realizar la hidrogenación, una pequeña corriente de hidrógeno de reciclo proveniente del metanador es agregada a la corriente de alimentación previamente al ingreso al reactor.
Desulfuración: el gas libre de compuestos orgánicos azufrados y cierto contenido de sulfuro de hidrógeno (en el orden de las 0-20 ppm en función del origen de la materia prima) es alimentado a este reactor, que básicamente es un lecho de óxido de zinc, el cual absorbe el sulfuro de hidrógeno. Este reactor suele operar a condiciones de presión y temperatura similares al reactor anterior. La reacción que se lleva a cabo en este reactor es la siguiente: H₂S + ZnO $\rightleftharpoons$ H₂O + ZnS, quedando el azufre retenido en el lecho. El mismo tiene una capacidad limitada de absorción de azufre, y para un volumen determinado de absorbente, a mayor contenido de azufre, menor vida útil. El contenido de sulfuro de hidrógeno a la salida es prácticamente indetectable, usualmente en el orden de las 20-100 ppb.

Pre-reformación: este reactor esta presente en plantas relativamente modernas en caso de que la alimentación sea un gas natural pesado (rico en hidrocarburos superiores) o alguna corriente más pesada, tal como GLP, ROG (gas de cola de refinerías, del inglés refinery off gas) o nafta. Este reactor, al igual que los anteriores, es un reactor adiabático y relleno con catalizador a base de níquel. La reacción de pre-reformación es catalítica en medio heterogéneo. Previo al ingreso, la corriente de alimentación es mezclada con una corriente de vapor y calentada a una temperatura de 450-550 °C. Dentro del reactor los hidrocarburos pesados (alcanos, principalmente etano y superiores) reaccionan de acuerdo a la siguiente reacción: C_nH_m + nH₂O $\rightleftharpoons$ (n + m/2) H₂ + nCO. Los hidrocarburos más pesados son reformados casi en su totalidad, por lo contrario del metano, el cual prácticamente no reacciona. En paralelo con la reacción de reformación se presenta la reacción de conversión (shift, en inglés), la cual convierte parte del CO producido con vapor de agua para generar más hidrógeno (y dióxido de carbono como subproducto) de acuerdo a la siguiente reacción: CO + H₂ $\rightleftharpoons$ CO₂ + H₂O. La naturaleza de este reactor depende de la alimentación. La primera reacción (reformación) es fuertemente endotérmica (consume calor) y la segunda reacción es exotérmica (libera calor). Ambas reacciones son de equilibrio, y en general las corrientes "livianas" (p. ej. gas natural) tienen un perfil endotérmico (la primera reacción es preponderante), con un perfil de temperatura decreciente a lo largo del lecho. Por otro lado, en las alimentaciones pesadas (ej. GLP, nafta) la reacción de shift tiene mayor peso: el perfil de temperatura suele disminuir en la primera parte del reactor, donde la reformación es la reacción preponderante, pero suele aumentar en la segunda mitad del lecho, donde la reacción de shift es preponderante. El aumento de temperatura de la segunda mitad suele ser mayor que la caída de temperatura en la primera mitad del lecho y por lo tanto el ΔT total del reactor es exotérmico. La corriente de salida de este reactor es una corriente rica en metano, con un muy bajo contenido de etano e hidrocarburos superiores, y con un contenido moderado de CO, CO₂, siendo esta corriente aun rica en vapor de agua.

Reformación primaria: esta unidad es el "corazón" del front-end ya que es en la cual la mayor parte de metano y otros hidrocarburos son convertido a hidrógeno. La reacción se lleva a cabo en un reformador (a veces llamado reformador primario, o reformador de vapor) y la reacción también es una reacción catalizada en medio heterogéneo. El reformador consta de una cantidad de tubos verticales los cuales están ubicados dentro de un horno de escala industrial. La cantidad de tubos y las dimensiones del horno varían en función de la capacidad de planta, pero una unidad grande puede tener 100-200 tubos, con un diámetro de 100-150 mm cada uno y con una altura de 12-15 m. Este horno (el reformador propiamente dicho) cuenta en su interior con una serie de quemadores, los cuales calientan los tubos desde afuera hacia adentro. Los tubos cuentan en su interior con catalizador a base de níquel⁵⁰ , y el gas al pasar por el tubo reacciona con la misma reacción de reformación mencionada en el pre-reformador. La principalmente diferencia con el pre-reformador es que esta corriente cuenta prácticamente con un único hidrocarburo: el metano, el cual es el más difícil de reformar ya que la reacción es fuertemente endotérmica. Al pasar el gas por el tubo, la reacción absorbe el calor que es transmitido desde el exterior del tubo por el horno, logrando de esta forma desplazar el equilibrio químico hacia el lado de los productos. Al igual que en el pre-reformador, esta reacción es de equilibrio, y si bien se logra convertir gran parte del metano a hidrógeno, la corriente de salida cuenta con remanente de metano no reformado. La corriente de salida es rica en hidrógeno, y también rica en vapor de agua. Cuenta además con un contenido menor de metano, de CO y de CO₂. Si bien la reacción es endotérmica, al recibir los tubos una carga de calor considerable desde el exterior, el perfil de temperatura a través del tubo es ascendente: la temperatura de entrada a los tubos suele ser de 500-550 °C y la de salida en el orden de los 800-850°C. Los tubos suelen tener flujo descendente, aunque esto depende del diseño puntual de la planta, y las temperaturas recién mencionadas son ejemplos, variando los valores de planta en planta. El gas de salida de esta unidad de denomina gas de síntesis.

Reformación secundaria: esta unidad tiene como objetivo convertir el metano que no reaccionó en el reformador primario. La unidad consiste de un reactor adiabático relleno de catalizador a base de níquel, y al igual que en el reformador primario y el pre-reformador, las reacciones que ocurren son las mismas, también catalíticas y de fase heterogénea, además de la reacción de combustión del metano y del hidrógeno. En la parte de superior del reactor hay un quemador, el cual es alimentado con aire (previamente calentado). El oxígeno contenido en el aire, al entrar en contacto con la mezcla proveniente del reformador primario, hace combustión, en parte del hidrógeno presente, y en parte del metano presente. Esta combustión logra que la temperatura de la corriente de entrada, la cual ya cuenta con una temperatura considerable luego de haber sido calentada en el reformador primario (hasta una temperatura del orden de los 800-850 °C), aumente aún más su temperatura hasta alcanzar una temperatura del orden de los 1200 °C. A esta temperatura, el remanente de metano que no había sido convertido en el reformador primario sí logra reaccionar en su mayor parte. A la salida del reformador primario, la corriente consta principalmente de hidrógeno y vapor de agua, de monóxido y dióxido de carbono, y de un contenido bastante bajo de metano (el cual fue prácticamente convertido en su totalidad a hidrógeno). Está corriente también tiene un contenido de nitrógeno considerable, el cual fue aportado por el aire alimentado. La cantidad de aire alimentado a la unidad es tal que la relación de hidrógeno-nitrógeno al final del front-end se encuentre entre 2.8 y 3.1, recordando que la relación del amoníaco (NH₃) es 3.

Conversión de alta temperatura (HTS): la corriente proveniente del reformador secundario, la cual se encuentra a una temperatura en el orden de los 1000°C, es enfriada, o bien mediante la inyección de vapor (plantas antiguas), o bien mediante una caldera de recuperación de calor (la mayoría de las plantas existentes). Luego de alcanzar una temperatura del orden de los 350°C la corriente ingresa al convertidor de alta temperatura, usualmente llamado HTS (del inglés high temperature shift), o también llamado mutador de alta temperatura. Dicho reactor es un reactor es un reactor adiabático y cuenta con un catalizador a base de hierro, y promovido con otros materiales (cromo y cobreentre otros⁵¹ ), el cual cataliza la reacción de shift mencionada con anterioridad. Este reactor logra típicamente convertir el 80-90 % del CO presente en la alimentación en CO₂, generando aún más hidrógeno en la reacción. Al ser la reacción de shift una reacción exotérmica, la temperatura de salida del reactor es mayor a la de entrada.

Conversión de baja temperatura (LTS): la corriente proveniente del HTS es enfriada (mediante quench con vapor/agua en plantas antiguas, o más usualmente mediante el uso de una caldera de recuperación de calor) e ingresa a este reactor, que al igual que el anterior es un reactor adiabático, con una temperatura típica en el orden de los 200 °C. El mismo cuenta con catalizador a base de cobre, y promovido con otras sustancias (Zn y Al entre otros⁵²), el cual cataliza la misma reacción que en el caso del HTS pero a temperaturas relativamente bajas. Al igual que en el caso anterior, el perfil de temperatura asciende con el avance de la reacción, o sea, la temperatura de entrada (por la parte superior del reactor) es menor a la de salida (por la parte inferior del reactor).

Remoción de CO₂: debido a que el CO y el CO₂ son venenos para el catalizador de síntesis de amoníaco instalado aguas abajo, se instala esta unidad la cual toma la corriente proveniente del LTS y la despoja casi en su totalidad del CO₂. La corriente de entrada cuenta con un contenido de CO muy bajo (típicamente del orden del 0.3 % molar en base seca) pero de un contenido de CO₂ considerable, del orden del 15-20 %, ya que en ambos reactores shiftconvirtieron casi la totalidad del monóxido de carbono a dióxido de carbono. Existen una cantidad de procesos patentados ofrecidos para esta operación (ej. BASF, Catacarb, Vetrocoke, etc.), pero en general la unidad cuenta con una (o dos) columna absorbedora, la cual tiene una solución que retiene el dióxido de carbono, y una columna regeneradora, la cual regenera la solución eliminando el CO₂. La solución utilizada puede ser MEA, MDEA ocarbonato de potasio. Una gran parte de las plantas tienen la finalidad de producir amoníaco para ser utilizado como materia prima para la producción de urea para su uso como fertilizante. En estos casos, dado que la urea se produce a partir de dióxido de carbono y de amoníaco, el CO₂ removido en esta unidad es enviado a la sección de síntesis de urea para su uso como materia prima.

Metanación: la corriente proveniente de la sección de remoción de dióxido de carbono es principalmente una corriente rica en hidrógeno y nitrógeno, con un bajo contenido de metano y con trazas de CO. El objetivo de este reactor es eliminar el CO. Con este objetivo se hace reaccionar la corriente sobre un catalizador a base de níquel, el cual cataliza la reacción de CO con hidrógeno para formar metano y agua. La reacción es la misma reacción que la de reformación pero en el sentido inverso, recordando que esta es una reacción de equilibrio. Siendo que la reacción de reformación era fuertemente endotérmica, y que esta reacción es la inversa, la metanación resulta ser una reacción fuertemente endotérmica y la temperatura del reactor aumenta considerablemente a través del lecho. A la salida del reactor la corriente consiste principalmente en nitrógeno e hidrógeno, en una relación cercana a 3 (la requerida para sintetizar el amoníaco, NH₃) y un muy bajo contenido de metano e inertes provenientes del aire, tales como argón.

Back-end:

La sección de back-end consta principalmente de un reactor (el convertidor de amoníaco) de una serie de equipos auxiliares para enfriar la corriente de salida del reactor. También cuenta con un compresor el cual eleva la presión de la corriente proveniente del front-end hasta la presión de trabajo requerida para la síntesis de amoníaco. Existen diversos diseños de reactor ofrecidas por distintos tecnólogos (ej. Haldor Topsoe, Casale, Kellogg, reactores tipo TVA, etc.) y cada convertidor tiene sus características propias, sus ventajas y sus desventajas. Algunos reactores son verticales, otros horizontales; algunos tienen flujo radial, otros flujo axial, y otros flujo mixto; algunos tienen un lecho, otros tienen dos lechos, etc. De todas formas una característica común a todos ellos es que requieren un catalizador para que la reacción tenga lugar, siendo en la actualidad el utilizado en casi todas las plantas a base de hierro y promovido con otros compuestos⁵³ . Los reactores suelen operar en un rango de temperatura de 400-500 °C y a presiones muy elevadas, en el orden de los 200-350 kgf/cm²g. Como se explicó anteriormente, la reacción está fuertemente balanceada hacia el lado de los reactivos, y por lo tanto la concentración de amoníaco no es demasiado alta: en una planta operando en condiciones estables la concentración de entrada al convertidor suele rondar el 5 % y a la salida el 15 %.

Manejo del producto[editar]

Límite inflamable inferior: 19 % en volumen.
Límite inflamable superior: 25 % en volumen.
Temperatura de autoignición: 651 °C.
Extinción del fuego: riego de agua o niebla de agua, dióxido de carbono, espuma de alcohol, productos químicos secos.
Medidas de control: protección respiratoria adecuada como máscaras o equipos de respiración asistida. Procedimientos de trabajo seguro. Fuentes para el lavado de los ojos y duchas de seguridad en el lugar de trabajo.
Manipular con guantes.
No ingerir.

Amoníaco como solvente líquido[editar]

El amoníaco líquido es conocido y comúnmente estudiado como un solvente ionizante no-acuoso. Su propiedad más conspicua es la habilidad de disolver metales álcali para formar soluciones altamente coloradas y eléctricamente conductivas conteniendo electrones solvatados. Además de estas soluciones, mucha de la química en el amoníaco líquido puede ser clasificado por analogía con reacciones relacionadas en soluciones acuosas. La comparación de las propiedades físicas del NH₃ con aquellas del agua, muestra que el NH₃ tiene un menos punto de ebullición, de fusión,densidad, viscosidad y constante dieléctrica; esto es al menos en parte por los enlaces débiles del hidrógeno en NH₃y porque dicho enlace no puede forma redes reticuladas, puede cada molécula de NH₃tiene un solo par de electrones libres compara con dos por cada molécula de H₂O m. La constante de disociación del NH₃ a -50 °C es 10⁻³³ mol²·l⁻².

Solubilidad de sales[editar]

	Solubilidad (g de sal por 100 g de NH₃ líquido )
Acetato de amonio	253.2
Nitrato de Amonio	389.6
Nitrato de Litio	243.7
Nitrato de Sodio	97.6
Nitrato de Potasio	10.4
Fluoruro de Sodio	0.35
Cloruro de Sodio	157.0
Bromuro de Sodio	138.0
Yoduro de Sodio	161.9
Tiocianato de Sodio	205.5

El amoníaco líquido es un solvente ionizante, aunque menos que el agua, disuelve bastantes compuestos, incluyendo nitratos, nitritos, cianuros y tiocianatos. La mayoría de las sales amonio son solubles y actúan como ácidos en soluciones de amoníaco líquido. La solubilidad de las sales de halógeno incrementa desde el fluor hasta el yodo. Una solución saturada de nitrato de amonio coticen 0.083 moles de solito por mol de amoníaco y tiene una presión de vapor de menos de 1 bar en 25 °C.

Soluciones de metales[editar]

Véase también: Electrón solvatado

El amoníaco líquido disuelve a los metales álcali y a otros metales electropositivos como el magnesio, calcio, estroncio,bario, europio e iterbio. En bajas concentraciones, se forman soluciones de tono azul oscuro: estas contienen cationes y electrones solvatados, electrones libres que están rodeados por una jaula de moléculas de amoníaco.

Estas soluciones son muy útiles y fuertes agentes reductores. En concentraciones altas, las soluciones son metálicas en apariencias y en conductividad eléctrica. En temperaturas bajas, los dos tipos de solución pueden coexistir como fases inmiscibles.

Propiedades redox del amoníaco líquido[editar]

Véase también: Redox

	E° (V, amoniaco)	E° (V, agua)
Li⁺ + e⁻ ⇌ Li	−2.24	−3.04
K⁺ + e⁻ ⇌ K	−1.98	−2.93
Na⁺ + e⁻ ⇌ Na	−1.85	−2.71
Zn²⁺ + 2e⁻ ⇌ Zn	−0.53	−0.76
NH₄⁺ + e⁻ ⇌ ½ H₂ + NH₃	0.00	—
Cu²⁺ + 2e⁻ ⇌ Cu	+0.43	+0.34
Ag⁺ + e⁻ ⇌ Ag	+0.83	+0.80

El rango de estabilidad termodinámica de soluciones con amoníaco líquido es muy estrecho, como el potencial de oxidación a dinitrógeno, Potencial normal de electrodo(N₂ + 6NH₄⁺ + 6e⁻ ⇌ 8NH₃), es solo +0.04V. En práctica, la oxidación a dinitrógeno y reducción de dihidrógeno son lentas. Esto es especialmente verdad en soluciones reductoras: las soluciones de los metales álcali mencionadas anteriormente son estables por varios días, descomponiendo lentamente la amiba metal y dihidrógeno. La mayor parte de los estudios sobre el amoníaco líquido en soluciones son hechos en condiciones reductoras; sin embargo, la oxidación del líquido de amoníaco es lenta y hay riesgo de explosión.

Efectos nocivos en el organismo[editar]

Inhalación[editar]

En concentraciones elevadas irrita la garganta, inflama los pulmones, daña las vías respiratorias y los ojos. Según aumenta la concentración puede llegar a producir edema pulmonar ( El edema pulmonar a menudo es causado por insuficiencia cardíaca congestiva. Cuando el corazón no es capaz de bombear sangre al cuerpo de manera eficiente, ésta se puede represar en las venas que llevan sangre a través de los pulmones hasta el lado izquierdo del corazón.

A medida que la presión en estos vasos sanguíneos se incrementa, el líquido es empujado hacia los espacios de aire (alvéolos) en los pulmones. Este líquido reduce el movimiento normal del oxígeno a través de los pulmones. Esto y el aumento de la presión pueden llevar a dificultad para respirar) o la muerte cuando supera las 5000 ppm. Si la persona inhaló el tóxico, trasládela inmediatamente a un sitio donde pueda tomar aire fresco, e inmediatamente después acudir rápidamente al médico.

Contacto con la piel[editar]

El amoníaco puede producir irritación de la piel, sobre todo si la piel se encuentra húmeda. Además, puede llegar a quemar y ampollar la piel al cabo de unos pocos segundos de exposición con concentraciones atmosféricas superiores a 300 ppm. Si el químico está en la piel o en los ojos, enjuague con agua abundante al menos por 15 minutos.

Ingestión[editar]

Este compuesto es gaseoso en condiciones atmosféricas normales siendo poco probable su ingestión. Sin embargo, en caso de producirse, puede destruir la mucosa gástrica, provocando severas patologías e incluso la muerte. Si la persona ingirió el químico, suminístrele agua o leche inmediatamente, a menos que el médico haya dado otras instrucciones. No suministre leche ni agua si el paciente presenta síntomas que dificulten la deglución (problemas al tragar), tales como vómitos, convulsiones o disminución de la lucidez mental.

Tratamientos en los pacientes[editar]

Broncoscopia: colocación de una cámara a través de la garganta para observar las quemaduras en las vías respiratorias y en los pulmones.
Endoscopia: colocación de una cámara a través de la garganta para observar las quemaduras en el esófago y el estómago.
Líquidos por vía intravenosa (IV).
Medicamentos para tratar los síntomas.
Medicamento para neutralizar el efecto del tóxico (un antídoto).
Oxígeno y soporte respiratorio.
Desbridamiento cutáneo (extirpación quirúrgica de la piel quemada).
Lavado de la piel (irrigación), quizá con intervalos de pocas horas durante varios días.

El papel del amoníaco en sistemas biológicos y en enfermedades humanas[editar]

Los principales síntomas de hiperamonemia (amoníaco en el cuerpo en cantidades tóxicas).⁵⁴

El amoníaco es una importante fuente de nitrógeno para sistemas vivos. Aunque el nitrógeno atmosférico abunda (más del 75 %), algunas criaturas vivas son capaces de usar el nitrógeno atmosférico en su forma diatómica, N₂ gas. Entonces, la fijación de nitrógeno es requerida para la síntesis de aminoácidos, los cuales son la base de la proteína. Algunas plantas usan el amoníaco y amoníaco del nitrógeno amtósferico.⁵⁵

Biosíntesis[editar]

En determinado organismos, el amoníaco es producido por el nitrógeno atmosférico por la enzima llamada nitrogenasa. El proceso general se llamafijación de nitrógeno. Aunque difícilmente lo métodos biomiméticos sean competitivos con el "Proceso de Haber", un esfuerzo intenso se direccionado hacia el mecanismo biológico de fijación de nitrógeno. El interés científico en este problema es motivado por una estructura inusual del sitio activo de la enzima, que consiste de un conjunto Fe₇MoS₉.

El amoníaco también es un producto metabólico de los aminoácidos, catalizador por enzimas como la Glutamato deshidrogenasa. La excreción de amoníaco es común en animales marinos. En humanos, es fácilmente convertido aurea, que es menos tóxica, así como menos básica. La urea es el mayor componente del peso seco de la orina. La mayoría de los reptiles, aves, insectos y caracoles secretan ácido úrico como desechos nitrogenados.

En fisiología[editar]

El amoníaco también juega un papel en las fisiologías normal y abnormal. Es biosíntetizado a través del metabolismo normal de los aminoácidos y es tóxico en altas concentraciones.⁵⁶ El hígado convierte amoníaco a urea a través de varias series de reacciones conocidas como el Ciclo de la urea. Disfunciones en el hígado, como la cirrosis, pueden llevar tener una cantidad alta de amoníaco en la sangre (hiperamonemia). Del mismo modo, defectos en la enzima responsable del ciclo de la urea, como la ornitina transcarbamilasa, pueden provocar hiperamonemia. La hiperamonemia lleva a la confusión y a un estado de coma de encefalopatía hepática, así como las enfermedades comunes en personas con problemas en el ciclo de la urea.⁵⁷

El amoníaco es importante para el balance normal ácido/base. Después de la formación de amonio de glutamina, α-cetoglutarato puede ser degradado para producir dos moléculas de bicarbonato, los cuales funcionan posteriormente como buffers para ácidos dietéticos. El amoníaco es excretado en la orina, perdiendo ácidos. El amoníaco puede difundirse a través de sí mismo los túmulos renales, combinado con iones de hidrógeno, para permitir futura excreción de ácidos.⁵⁸

Excreción[editar]

Artículo principal: Excreción

Los iones de amoníaco son productos tóxicos desechados del metabolismo de animales. En peces e invertebrados acuáticos, se excreta directamente al agua. En mamífero, tiburones y anfibios, se convierte en el ciclo de la urea a urea, porque es menos tóxico y es un proceso eficiente. En aves, reptiles y caracoles terrestres, el amonio metabólico es convertido en ácido úrico, que es sólido, y por tanto es excretado con una pérdida mínima de agua⁵⁹

Rangos de referencia de pruebas de sangre, comparando el contenido de sangre con amoníaco (en amarillo) con otros constituyentes

En astronomía[editar]

Hay amoníaco en la atmósfera deJúpiter (0.026 % de amoníaco) y enSaturno (0.012 % de amoníaco).

El amoníaco se ha detectado en la atmósfera de los planetas de gas gigante, incluyendo Júpiter, junto con otros gases como el metano, hidrógeno y helio. En el interior de Saturno hay cristales congelados de amoníaco.⁶⁰ Se encuentra naturalmente en las lunas Deimos y Phobos, las dos lunas de Marte.

Espacio interestelar[editar]

El amoníaco fue detectado en un principio en el espacio en 1968, basado en emisiones de microondas desde la dirección del núcleo galáctico.⁶¹ Esta fue la primera molécula poliatómica detectada. La sensibilidad de la molécula en un amplio rango de excitaciones y la facilidad con que se puede observar un número de regiones ha hecho al amoníaco una de las moléculas más importantes para los estudios de las nubes moleculares.⁶² La relativa intensidad de líneas de amoníaco pueden ser usadas para medir la temperatura del medio emisor.

Las siguientes especies isotópicas de amoníaco se han detectado:

NH₃, ¹⁵NH₃, NH₂D, NHD₂, y ND₃

La detección del triple deuterio amoníaco fue considerado una sorpresa fue el deuterio es relativamente escaso. Se cree que las bajas temperaturas permiten a esa molécula subsistir y acumularse.⁶³

Desde su descubrimiento interestelar, NH₃ ha probado ser una herramienta espectroscopia invaluable en el estudio del medio interestelar. Con un largo número de transiciones, es sensible a un amplio rango de condiciones de excitación, NH₃ ha sido ampliamente detectado astronómicamente - su detección ha sido recortada en cientos de artículos.

El estudio del amoníaco interestelar ha sido importante para diversas áreas de investigación en las últimas décadas.

Formación interestelar y mecanismos[editar]

[Ag(NH₃)₂]⁺

La abundancia interestelar para el amoníaco ha sido medida en varios ambientes. El radio de [NH₃]/[H₂] ha sido estimado desde 10⁻⁷ en pequeñas nubes oscuras⁶⁴ hasta 10⁻⁵ en el denso núcleo del complejo de nube molecular de Orión.⁶⁵ Aunque un total de producción total de 18 rutas han sido propuestas,⁶⁶ el principal mecanismo para formar NH₃ interestelar es la siguiente reacción:

NH₄⁺ + e⁻ → NH₃ + H·

La constante de cambio "k" en esta reacción depende de la temperatura del ambiente, con un valor de 5.2×10⁻⁶ a 10 K.⁶⁷ La constante fue calculada de la fórmula "k = a(T/300)^B". Para la reacción de formación primaria, a = 1.05×10⁻⁶ y B = −0.47. Asumiendo una abundancia de NH₄⁺ de 3×10⁻⁷ y una abundancia de electrones de 10⁻⁷ típico de nubes moleculares, la formación procede a un cambio de 1.6×10⁻⁹ cm⁻³s⁻¹ en una nube molecular con una densidad total de 10⁵ cm⁻³.⁶⁸

Todas las demás propuestas de reacción de formación tienen constantes con valores entre 2 y 13 órdenes de magnitud menores, haciendo que las contribuciones a la abundancia del amoníaco sean relativamente insignificantes.⁶⁹ Como ejemplo de una de las contribuciones mencionadas está:

H₂ + NH₂ → NH₃ + H

Tiene un cambio constante de 2.2×10⁻¹⁵. Asumiendo que las densidades de 10⁵ and NH₂/H₂ ratio of 10⁻⁷ para H₂, esta reacción procede en con un cambio de 2.2×10⁻¹², más de 3 órdenes de magnitud más lentos que la reacción primaria anterior.

Algunas otras posibles reacciones de formación son:

H⁻ + NH₄⁺ → NH₃ + H₂

PNH₃⁺ + e⁻ → P + NH₃

Mecanismos interestelares de destrucción[editar]

Hay 113 reacciones propuestas que llevan a la destrucción del NH₃. De estas, 39 fueron tabuladas en extensas tablas de química junto con compuestos de Carbono, Nitrógeno y Oxígeno.⁷⁰ Una revisión del amoníaco interestelar cita las siguientes reacciones como los principales mecanismos de disociación:⁶²

(1) NH₃ + H₃⁺ → NH₄⁺ + H₂

(2) NH₃ + HCO⁺ → NH₄⁺ + CO

Con cambios constantes de 4.39×10⁻⁹⁷¹ y 2.2×10⁻⁹,⁷² respectivamente. Las ecuaciones (1,2) corren con un cambio de 8.8×10⁻⁹ and 4.4×10⁻¹³, respectivamente. Estos cálculos asumen el cambio dado de constantes y abundancias de [NH₃]/[H₂] = 10⁻⁵, [H₃⁺]/[H₂] = 2×10⁻⁵, [HCO⁺]/[H₂] = 2×10⁻⁹, y densidades totales de n = 10⁵, típicas de frías y densas, nubes moleculares.⁷³ Claramente, entre estas dos reacciones primarias, la ecuación (1) es la reacción dominante de destrucción, con un cambio de ~10,000 veces más rápido que la ecuación (2). Esto se debe a la relativa alta abundancia de H₃⁺.

Detección de antenas individuales[editar]

Observaciones de radio de NH₃ del Radiotelescopio de Effelsberg reveló que la línea de amoníaco está separada en dos componentes –un fondo rígido y núcleo sin forma–. El fondo corresponde bien con la localización previamente detectada de CO.⁷⁴ El telescopio 25 m Chilbolton en Inglaterra detectó señales de radio de amoníano en regiones H II, HNH₂O, objetos H-H y otros objetos asociados con las formación de estrellas. Una comparación con la line de emisión indica que velocidades turbulentas o sistemáticas no incrementan en el centro del núcleo de las nubes moleculares⁷⁵

La radiación de microondas del amoníaco fue observada en diversos objetos galácticos incluyendo W3(OH), Orión (constelación), W43, W51, y cinco fuentes en el centro galáctico. La alta detección de el cambio indica que es una molécula común en el medio interestelar y que las regiones de alta densidad son comunes en la galaxia⁷⁶

Estudios Interferométricos[editar]

Observaciones VLA en siete regiones con flujos de alta velocidad gaseosos revelaron condensaciones de menos de 0.1 pc en L1551, S140 y Cepheus (constelación). Tres condensaciones individuales fueron detectadas en Cepheus (constelación), una de ellas era una figura muy alongada. Pueden jugar un rol importante en crear flojos bipolares en la región.⁷⁷

Amoníaco extragaláctico fue imaginado usando VLA en IC 342. La temperatura del gas caliente está arriba de los 70 K, lo cual fue inferido de las líneas del radio de amoníaco y parece estar asociado con porciones más internas de la barra nuclear vista en CO.⁷⁸ NH₃ fue también monitoreada por VLA hacia la muestra de cuatro regiones galácticas ultracompactadas HII: G9.62+0.19, G10.47+0.03, G29.96−0.02, y G31.41+0.31. Basándose en diagnósticos de temperatura y densidad, se concluye que en general que tales cúmulos son probablemente los lugares de formación de estrella en una fase evolutiva temprana antes del desarrollo de una región HII ultracompacta.⁷⁹

Detecciones a infrarrojo[editar]

Absorciones a 2.91 micrómetros de amoníaco sólido fueron grabados de granos interestelares en el Objeto Becklin-Neugebauer y probablemente en NGC 2264-IR. Esta detección ayudó a explicar la forma física de los previamente poco entendidos líneas de absorción de hielo.⁸⁰

Un espectro del anillo de Júpiter fue obtenido del observatorio Kuiper Airborne, cubriendo los 100 a 300 cm⁻¹ del rango de espectro. Análisis del espectro provee información de propiedades globales de amoníaco en gas y la neblina de hielo de amoníaco.⁸¹

Un total de 149 posiciones de nubes negras fueron revisadas para evidencia de "núcleos densos" usando la inversión de línea de (J,K) = (1,1) deNH₃. En general, los núcleos no tienen figura de esfera, con radios rondando entre 1.1 a 4.4. También se encontró que núcleos con estrellas tienen líneas más amplias que núcleos sin estrellas.⁸²

El amoníaco se detectó también en Nebula de Draco y en un una o quizá dos nubes moleculares, que están asociadas con el cirrus infrarrojo.⁸³

Observaciones de Nubes Oscuras Cercanas[editar]

Balanceando y estimulando una emisión con una emisión espontánea, es posible construir una relación entre las temperatura de excitación y la densidad. Más sin embargo, desde los niveles transitorios del amoníaco, se puede aproximar a un nivel 2 en un sistema de bajas temperaturas, este cálculo es sencillo. Esta premisa puede ser aplicada a nubes negras, regiones que se sospecha tienen extremadamente bajas temperaturas y posibles sitios para la futura formación de estrellas. Detecciones de amoníaco en nubes negras muestra líneas estrechas —indicando que no solo son bajas temperaturas, pero también un nivel bajo de turbulencia en la nube–. La línea de cálculos del radio provee una medida de la temperatura de la nube que es independiente de previas observaciones de CO. Las observaciones del amoníaco fueron consistentes con las medidas de CO de rotación de temperaturas de ~10 K. Con esto, las densidades pueden ser determinadas, y han sido calculadas en un rango de entre 10⁴ y 10⁵ cm⁻³ en nubes negras. Trazando el mapa de NH₃, se concluye que tiene medidas cotidianas de las nubes de 0.1 pc y masas cercanas a una masa solas. Estos sitios fríos con núcleos densos son sitios donde se formará un estrella.

Regiones UC HII[editar]

Regiones HII ultra compactadas están entre los mejores trazadores de formación de estrellas de gran masa. EL material denso alrededor de regiones UCHII es primariamente molecular. Desde un completo estudio de formación de estrellas masivas, necesariamente involucra la nube de donde se formó la estrella, el amoníaco es una herramienta invaluable para comprender este material molecular que rodea. Puesto que este material molecular puede ser resuelto espacialmente, es posible constreñir los recursos de calor/ionizantes, temperaturas, masas y tamaño de las regiones. Los componentes de la velocidad Doppler desplazada permite la separación de distintas regiones de gas molecular que puede trazar flujos y núcleos calientes originados de la formación de estrellas.

Detección extragaláctica[editar]

El amoníaco ha sido detectado en galaxias externas, y por simultáneamente medir varías líneas, es posible directamente medir la temperatura del gas en estas galaxias. Las líneas del radio implican que las temperaturas son calientes (~ 50 K), originadas de nubes densas con tamaños de decenas de pc. Esta imagen es consistente con la imagen de nuestra Vía Láctea—núcleos moleculares densos y calientes se forman alrededor de estrellas que se están formando incrustadas en nubes con material molecular en la escala de varios cientos de pc (nubes moleculares gigantes).

martes, 19 de enero de 2016

amoniaco