Amoníaco
Nota: Não confundir com Amônio.| Amoníaco Alerta sobre risco à saúde | |
|---|---|
|
|
| Nome IUPAC | Amônia |
| Outros nomes | Nitreto de Hidrogênio Spirit of hartshorn Nitro-Sil Vaporole[1] |
| Identificadores | |
| Número CAS | |
| PubChem | |
| Número RTECS | BO0875000 |
| SMILES |
|
| InChI | 1/H3N/h1H3
|
| Propriedades | |
| Fórmula molecular | NH3 |
| Massa molar | 17,0306 g/mol |
| Aparência | Gás incolor com forte odor pungente. |
| Densidade | 0,6942[2] 0,639 kg·m−3 (líquido a 0 °C, 4,294 bar) [3] |
| Ponto de fusão |
−77,7 °C[4] |
| Ponto de ebulição |
−33 °C[4] |
| Solubilidade em água | 541 g·l−1 (20 °C)[4] |
| Pressão de vapor | 8573 hPa (20 °C)[4] |
| Acidez (pKa) | 9,24 (NH3/NH4+, em água)[5] 23 (NH2−/NH3, em água)[6] 41 (em DMSO)[7] |
| Basicidade (pKb) | 4.75 (reação com H2O) [carece de fontes] |
| Estrutura | |
| Forma molecular | Piramidal |
| Momento dipolar | 1.42 D |
| Termoquímica | |
| Entalpia padrão de formação ΔfH |
−46,1 kJ·mol−1[8] |
| Riscos associados | |
| Principais riscos associados |
Gás tóxico, cáustico, corrosivo |
| NFPA 704 |
 1
3
0
|
| Frases R | R10, R23, R34, R50 S1/2, S16, S36/37/39, S45, S61 |
| Ponto de fulgor | Nenhum[9] |
| Temperatura de auto-ignição |
651 °C |
| LD50 | 20 ppm (Homem, TCLo, Inh.)[10] 0,015 ml·kg−1 (Homem, TDLo, oral)[11] 5000 ppm·5 min−1 (Homem, LCLo, Inh.)[12] 4230 ppm·1 h−1 (Camundongo, LC50, Inh.)[13] 2000 ppm·4 h−1 (Rato, LC50, Inh.)[14] |
| Compostos relacionados | |
| Outros aniões/ânions | Hidróxido de amônio (NH4OH) Cloreto de amônio (NH4Cl) Água Fosfina (PH3) Metano |
| Outros catiões/cátions | Amida de sódio |
| compostos de hidrogênio e nitrogênio relacionados | íon amônio (NH4+) Hidrazina (N2H4) Ácido hidrazóico (HN3) |
| Compostos relacionados | Hidroxilamina Cloramina Metilamina |
| Página de dados suplementares | |
| Estrutura e propriedades | n, εr, etc. |
| Dados termodinâmicos | Phase behaviour Solid, liquid, gas |
| Dados espectrais | UV, IV, RMN, EM |
| Exceto onde denotado, os dados referem-se a materiais sob condições normais de temperatura e pressão Referências e avisos gerais sobre esta caixa. Alerta sobre risco à saúde. | |
O amoníaco (português europeu) ou amônia (português brasileiro) é um composto químico constituído por um átomo de nitrogênio (N) e por três átomos de hidrogênio (H). Estes átomos distribuem-se numa geometria molecular piramidal trigonal e a fórmula química do composto é NH3.
Geometria
A molécula não é plana, apresentando geometria piramidal com angulação de aproximadamente 107,8º. Esta geometria ocorre devido à formação de orbitais híbridos sp³. Em solução aquosa (amónia), comporta-se como uma base, originando um Íon amónio, NH4+, com um átomo de hidrogênio em cada vértice do tetraedro.
Obtenção
Ver artigo principal: Síntese do amoníacoAtualmente, o processo de Haber-Bosch (cujo desenvolvimento valeu a Fritz Haber e a Carl Bosch o Prémio Nobel da Química de 1918 e 1931, respectivamente) é o mais importante método de obtenção de amoníaco. Neste processo os gases nitrogênio e hidrogênio são combinados diretamente a uma pressão de 20 MPa e a uma temperatura de 500 °C, utilizando o ferro como catalisador. A reação de síntese do amoníaco pode ser representada quimicamente por:
A reação é uma reação de equilíbrio químico altamente exotérmica no sentido direto (direção de produção de amoníaco). Para a reação, o nitrogênio é obtido do ar atmosférico, previamente destilado fracionadamente e o hidrogênio é produzido a partir do gás natural.
O amoníaco pode ser, também, produzido através da reação do sal amoníaco com hidróxido de sódio, seguida de um aquecimento para que se liberte o amoníaco, sob a forma de gás. A reação do processo está descrita abaixo:
NH4Cl(aq) + NaOH(aq) → NH4OH(aq) + NaCl(aq)
NH4OH(aq) + CALOR → NH3(g) + H2O(g)
Aplicações
Muito usado em ciclos de compressão (refrigeração) devido ao seu elevado calor de vaporização e temperatura crítica. Também é utilizado em processos de absorção em combinação com a água.[carece de fontes]
O amoníaco e os seus derivados (ureia, nitrato de amônio, entre outros) são usados na agricultura, como fertilizantes e encontram-se, geralmente, na composição de produtos de limpeza. Outro importante derivado do amoníaco é o ácido nítrico.
Amoníaco na refrigeração
O amoníaco utiliza-se como refrigerante há mais de 120 anos e, por isso, as suas propriedades e aplicações são bastante conhecidas. No entanto, é devido a certos inconvenientes que esta substância apresenta, no que respeita à segurança, quanto ao uso do amoníaco, limita-se exclusivamente a grandes fábricas e indústrias que necessitam do uso deste composto.
História
O amoníaco foi reconhecido como refrigerante em 1860 quando o francês Ferdinand Carré criou um sistema de refrigeração do tipo “absorção”, onde se utilizava o amoníaco como refrigerante e a água como agente de absorção. Aproximadamente uma década depois, o americano David Byle desenvolveu um compressor que se podia usar com amoníaco.
Ambas estas técnicas se vieram a desenvolver posteriormente, sendo que a estrutura básica do compressor elaborada em 1870 ainda se utiliza e está diretamente relacionada com a refrigeração atual do amoníaco.
É de salientar que a amônia foi substituída pelos clorofluorcarbonetos (CFC's) nos anos trinta do século XX, pois o seu destino era outro. Servia para o combate, nomeadamente na fabricação de armas e explosivos. Mas recentemente voltou a ganhar “o papel principal” nos processos de arrefecimento, pois os CFCs causam um enorme dano à camada de ozônio.
Vantagens
Como fluido usado na refrigeração, o amoníaco apresenta numerosas características e vantagens, sendo as mais importantes as seguintes:
- Possui boas propriedades termodinâmicas, de transferência, de calor e de massa, em particular dentro das condições definidas pelos serviços e o rendimento das máquinas utilizando amoníaco é dos melhores.
- É quimicamente inerte para os elementos dos circuitos frigoríficos, com exceção do cobre.
- O amoníaco não se mistura com o óleo lubrificante.
- É facilmente detectável em caso de fuga por apresentar um odor pungente muito característico, desta forma, é muito difícil ter uma falha de circuito.
- O amoníaco é fabricado para muitos mais usos além da refrigeração, o que permite a manutenção do seu preço baixo e acessível. Em qualquer caso, o preço do amoníaco é muito inferior ao custo total da maioria dos outros refrigerantes e para além disso, quantidades inferiores permitem o mesmo efeito.
Estas características fazem com que o amoníaco entre num mercado muito competitivo em termos de empresas, fábricas e máquinas de refrigeração.
O amoníaco e o ser humano
O amoníaco é utilizado em circuitos frigoríficos há mais de um século, em máquinas de compressão mecânica de potências médias e grandes (estima-se que no Mundo inteiro existam 300.000 instalações a compressão de amoníaco), e em máquinas frigoríficas de pequenas potências (refrigeradores e frigoríficos domésticas) e a grande potência (em especial para a recuperação de calor industrial).
O amoníaco é uma substância produzida em grandes quantidades por sociedades químicas. Fica queimado quando a condensação do ar atinge valores entre 16 e 25% e é inflamável quando atinge a temperatura de 651 °C. Estes dois valores mostram que o risco de inflamação da amônia é muito limitado. São estas características que fazem do amoníaco uma substância muito útil na área da refrigeração. A título de curiosidade pode também referir-se que o amoníaco está também presente nos sistemas de refrigeração e controle térmico nas estações espaciais.
Apesar das vantagens, o amoníaco apresenta também alguns riscos:
- Ingestão: perigoso. Os sintomas incluem náusea e vômitos, causando danos aos lábios, boca e esôfago.
- Inalação: os vapores são extremamente irritantes e corrosivos.
- Pele: soluções concentradas podem produzir queimaduras severas e necroses.
- Olhos: pode causar danos permanentes, inclusive em quantidades pequenas.
- Urina humana: a urina é normalmente estéril quando é expelida e tem apenas um vago odor. O cheiro desagradável de urina deteriorada deve-se à ação de bactérias que provocam libertação de amônia.
Meio ambiente
O amoníaco é facilmente biodegradável. As plantas o absorvem com muita facilidade, sendo um nutriente muito importante como fornecedor de nitrogênio para produção de compostos orgânicos nitrogenados e oxigênio. Em concentrações muito altas, por exemplo, na água de consumo, pode causar danos graves, já que o amoníaco interfere no transporte do oxigênio pela hemoglobina, entre outros efeitos nefastos. Os organismos necessitam, nesse caso, de manter uma baixa concentração de amoníaco que, caso contrário torna-se particularmente tóxico.
Ver artigo principal: Desintoxicação de amoníacoReferências
- ↑ «Informação de Ammonia no livro web NIST» (em inglês). Consultado em 7 de maio de 2007
- ↑ «Livro Web de Química NIST] (site web do Instituto Nacional de Estándares e Tecnologia dos Estados Unidos) URL» (em inglês). Consultado em 15 de maio de 2007
- ↑ National Institute of Standards and Technology: Thermophysikal Properties of Fluid Systems. http://webbook.nist.gov/chemistry/fluid/ aufgerufen am 1. März 2010.
- ↑ a b c d Registo de Ammoniak na Base de Dados de Substâncias GESTIS do IFA, accessado em 28 de junho de 2008.
- ↑ R. Williams: pKa-Data Arquivado em 2 de junho de 2010, no Wayback Machine.. eingesehen am 9. August 2009 (PDF).
- ↑ Meyer Christen: Grundlagen der allgemeinen und anorganischen Chemie. Diesterweg, 1997, ISBN 978-3-79355493-6.
- ↑ Frederick G. Bordwell, George E. Drucker, Herbert E. Fried: Acidities of Carbon and Nitrogen Acids: The Aromaticity of the Cyclopentadienyl Anion. In: J. Org. Chem. 46, 1981, S. 632–635 (doi:10.1021/jo00316a032).
- ↑ PAETEC Formelsammlung. Ausgabe 2003, S. 116.
- ↑ «MSDS Sheet] da Companhia de Serviços W.D.» (PDF) (em inglês). Consultado em 28 de abril de 2008. Arquivado do original (PDF) em 10 de setembro de 2008
- ↑ Archiv für Gewerbepathologie und Gewerbehygiene. Vol. 13, 1955, S. 528.
- ↑ American Journal of Emergency Medicine. Vol. 3, 1985, S. 320.
- ↑ Tabulae Biologicae. Vol. 3, Pg. 231, 1933.
- ↑ Federation Proceedings. In: Federation of American Societies for Experimental Biology. Vol. 41, 1982, S. 1568.
- ↑ W. B. Deichmann: Toxicology of Drugs and Chemicals. Academic Press, Inc., New York 1969, S. 607.
