Ammoniaca
| Ammoniaca | |
| 180px|formula di struttura e modello molecolare | |
| Nome IUPAC | |
|---|---|
| triidruro di azoto | |
| Caratteristiche generali | |
| Formula bruta | NH3 |
| Massa molecolare (amu) | 17,03 |
| Aspetto | gas incolore |
| Numero CAS | 7664-41-7 |
| Proprietà chimico-fisiche | |
| Densità (g/l, in c.n.) | 0,771 |
| Solubilità in acqua | 517 g/l a 293 K |
| Costante di dissociazione basica a 298 K | 1,8 × 10-5 come NH4OH |
| Temperatura di fusione (K) | 195 (-78°C) |
| ΔfusH0 (kJ·mol-1) | 5,655 |
| Temperatura di ebollizione (K) | 240 (-33°C) |
| ΔebH0 (kJ·mol-1) | 23,35 |
| Punto critico | 406 K (133°C) 1,18 × 107 Pa |
| Tensione di vapore (Pa) a 288 K | 7,30 × 105 |
| Proprietà termochimiche | |
| ΔfH0 (kJ·mol-1) | -45,9 |
| ΔfG0 (kJ·mol-1) | -16,4 |
| S0m(J·K-1mol-1) | 192,8 |
| C0p,m(J·K-1mol-1) | 35,1 |
| Indicazioni di sicurezza | |
| Flash point (K) | 284 (11°C) |
| Temperatura di autoignizione (K) | 924 (651°C) |
| Limiti di esplosione | 15 - 28% vol. |
|
50px|vuota
50px|vuota
50px|tossico
50px|pericoloso in ambiente
50px|vuota
frasi R: R 10-23-34-50 Le sostanze chimiche vanno manipolate con cautela.
Leggi il disclaimer | |
| Progetto Chimica - Chemiobox | |
L'ammoniaca è un composto dell'azoto di formula chimica NH3; l'atomo di azoto è centrale e lega i tre atomi di idrogeno, la forma della molecola è piramidale trigonale (ammoniaca anidra), la base è un triangolo equilatero. L'atomo di azoto è sulla verticale della base e sporge dal piano; la molecola dell'ammoniaca può subire inversione, ovvero l'atomo di azoto può oscillare sopra e sotto il piano dei tre atomi di idrogeno; l'inversione dell'ammoniaca è stata sfruttata per produrre il primo maser nel 1953.
A temperatura ambiente l'ammoniaca è un gas incolore dall'odore pungente molto forte e soffocante, è irritante e tossica. In presenza di ossigeno (all'aria) può intaccare l'alluminio, il rame, il nichel e le loro leghe.
Se respirata, l'ammoniaca provoca dapprima irritazione e tosse: se la concentrazione del gas è molto alta o se viene respirato a lungo, emorragia polmonare. In caso di contatto con gli occhi può provocare cecità permanente. Se viene a contatto con la pelle provoca ustioni e necrosi dei tessuti. Non è cancerogena né mutagena.
È un composto debolmente basico e reagisce con gli acidi formando i rispettivi sali d'ammonio. È dotata di comportamento riducente, può reagire anche in maniera esplosiva con l'ossigeno, e si combina con gli alogeni per dare le alogenoammine.
Si può rilevare la presenza di ammoniaca nell'atmosfera molto facilmente grazie al suo odore penetrante; in liquidi o solidi, la presenza di ammoniaca o di sali ammoniacali è rilevabile facilmente anche in quantità minime, aggiungendo alla sostanza in esame alcune gocce di soluzione di Nessler, che si colora di giallo intenso in presenza di ammoniaca.
È tra i solventi polari non acquosi più conosciuti e studiati ; la sua proprietà più caratteristica è di sciogliere i metalli alcalini formando soluzioni intensamente colorate e di elevata conducibilità elettrica. Confrontata con l'acqua, l'ammoniaca ha minor conduttività, minor costante dielettrica, minore densità e viscosità, punti di congelamento ed ebollizione molto più bassi. La costante di autodissociazione ionica dell'ammoniaca liquida è circa 10-30 a temperatura di -50°C.
Gli usi dell'ammoniaca sono innumerevoli: è una sostanza estremamente importante in campo industriale.
| Indice |
Usi dell'ammoniaca
- Come base per fertilizzanti agricoli
- Reagente di partenza per la sintesi industriale dell'acido nitrico
- Come intermedio nella sintesi del bicarbonato di sodio
- Come componente per vernici
- Come refrigerante nell'industria del freddo
- Per la produzione di esplosivi
- Per la produzione di nylon e fibre sintetiche
- Per la produzione di materie plastiche e polimeri
- Come solvente
- Nell'industria cartaria come sbiancante
- Nell'industria della gomma
- In metallurgia per ottenere atmosfere riducenti
Principali composti dell'ammoniaca
- Bromuro d'ammonio NH4Br
- Cloruro d'ammonio (comunemente noto come sale d'ammonio) NH4Cl
- Fluoruro d'ammonio NH4F
- Ioduro d'ammonio NH4I
- Clorato d'ammonio NH4ClO3
- Bicarbonato d'ammonio NH4HCO3
- Nitrato d'ammonio NH4NO3
- Nitrito d'ammonio NH4NO2
- Fosfato idrogenato sodico d'ammonio NH4·NaHPO4·4H2O
- Solfato d'ammonio (NH4)2SO4
- Persolfato d'ammonio (NH4)2S2O8
- Solfuro d'ammonio (NH4)2S
Sintesi dell'ammoniaca
Prima della seconda guerra mondiale, l'ammoniaca veniva ottenuta o per distillazione del carbone, o per riduzione di acido nitrico e nitriti con idrogeno puro, o per decomposizione de suoi sali (in genere sale d'ammonio, NH4Cl) per mezzo di idrossidi alcalini o calce viva (CaO).
Oggi l’ammoniaca viene sintetizzata secondo la reazione diretta:
3 H2 + N2 → 2 NH3 (processo Haber)
svolta in presenza di catalizzatori, a pressione di 20 MPa e temperatura di 400-500 °C. La reazione è esotermica. Catalizzatori adatti sono a base di osmio, rutenio, uranio o ferro: in genere si usa quest'ultimo, e il catalizzatore si prepara a partire dalla magnetite (Fe3O4).
L'ossido viene ridotto con idrogeno in modo da formare un materiale molto poroso costituito da aggregati microcristallini di ferro metallico. All'ossido di ferro si mescolano altri ossidi (Al2O3, MgO, CaO, K2O) come promotori: Al2O3, MgO, CaO proteggono il catalizzatore dall'invecchiamento, mentre K2O è un promotore attivatore e facilita il desorbimento dell'ammoniaca.
L'ammoniaca può venire conservata e trasportata in due forme: o come liquido puro anidro, in serbatoi criogenici a pressione che la tengono al di sotto della sua temperatura di ebollizione, oppure in soluzione acquosa (35% ammoniaca/65% acqua, in peso), in comuni contenitori a temperatura ambiente.
Etimologia e storia dell'ammoniaca
L'ammoniaca, sotto forma di sale d'ammonio, era già nota in età classica: negli scritti di Plinio si trovano riferimenti a una sostanza indicata come Hammoniacus sal, sebbene non sia chiaro se si riferisse alla sostanza che noi oggi chiamiamo sale d'ammonio.
Quest'ultimo deve il suo nome al luogo dove fu identificato per la prima volta come sostanza a sé, e cioè il tempio di Giove Ammone, nell'oasi di Siwa in Libia, dove fu osservata casualmente nelle ceneri dello sterco di cammello bruciato dai cammellieri locali per scaldarsi.
Il sale d'ammonio era noto agli alchimisti almeno fin dal tredicesimo secolo, quando compare negli scritti di Alberto Magno: nel XV secolo Basil Valentine scoprì che si poteva ottenere ammoniaca dal sale d'ammonio facendolo reagire con alcali. Poco tempo dopo si scoprì che il sale d'ammonio si poteva ottenere anche distillando le corna e gli zoccoli dei buoi e neutralizzando il carbonato risultante con acido idrocloridrico: da qui l'antico nome anglosassone dell'ammoniaca, "spirit of hartshorn".
L'ammoniaca gassosa pura fu finalmente isolata nel 1774 da Joseph Priestley che la chiamò "aria alcalina" e tre anni dopo (1777) Carl Scheele dimostrò che conteneva azoto: la composizione con formula stechiometrica dell'ammoniaca venne scoperta da C. L. Berthollet nel 1785.
Il processo Haber per la produzione industriale dell'ammoniaca fu sviluppato da Fritz Haber e Carl Bosch, e brevettato nel 1910.
| Chimica | |
| Immagine:Logo template chimica (cubano).PNG | Progetto Chimica | Portale Chimica | Il baretto di chimica |
| Tutti gli articoli di chimica | Composti chimici | Articoli richiesti | Richieste di traduzione | Articoli da completare | |