Ammoniaca
L'ammoniaca č un composto dell'azoto di formula chimica NH3; l'atomo di azoto č centrale e lega i tre atomi di idrogeno con legami covalenti formati da orbitali sp3; la forma della molecola č piramidale trigonale (ammoniaca anidra).A temperatura ambiente l'ammoniaca č un gas incolore dall'odore pungente molto forte e caratteristico, č irritante e tossica. Non č corrosiva in sč, ma 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 č molto alta o se viene respirato a lungo, emorragia polmonare. In caso di contatto con gli occhi può provocare cecitĂ permanente. Se viene a contatto con la pelle provoca ustioni e necrosi dei tessuti. Non č cancerogena nč mutagena.
È una sostanza fortemente basica e reagisce violentemente con acidi, composti ossidanti e alogeni: in soluzione acquosa l'ammoniaca acquisisce un protone liberando calore, saturando anche il quarto legame covalente sp3, e si trasforma nello ione ammonio NH4+ con carica positiva e forma tetraedrica regolare, che si combina immediatamente con lo ione OH- appena liberato formando idrossido d'ammonio NH4OH.
È presente nell'atmosfera in tracce, sotto forma di carbonato, originata dalla putrefazione di resti animali e vegetali. È altamente tossica per tutti gli organismi acquatici.
| Dati fisico-chimici dell'ammoniaca | |
|---|---|
| Punto di ebollizione: | -33°C |
| Punto di fusione: | -78°C |
| Densità relativa (acqua=1): | 0.7 a -33°C |
| Densità relativa (aria=1): | 0,596 a 0°C |
| Solubilità in acqua, g/100ml a 20°C: | 54 |
| Tensione di vapore, kPa a 26°C: | 1013 |
| Temperatura critica: | 132.4°C |
| DensitĂ di vapore relativa(aria=1): | 0.59 |
| Temperatura di auto-accensione: | 651°C |
| Limiti di esplosivitĂ , vol % in aria: | 15-28 |
| Dati termochimici dell'ammoniaca | |
|---|---|
| ΔfH0 gas | -45.9 kJ/mol |
| ΔfH0 liquida | -40.2 kJ/mol |
| S0 gas, 1 bar | 192.77 J/mol·K |
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 č rilevabile facilmente anche in quantitĂ minime, aggiungendo alla sostanza in esame alcune gocce di soluzione di Nessler, che si colora di giallo intenso in presenza di ammoniaca.
È il solvente polare non acquoso piů conosciuto e studiato; la sua proprietĂ piů caratteristica č di sciogliere i metalli alcalini formando soluzioni intensamente colorate e di elevata conducibilitĂ elettrica, contenenti elettroni solvatati. Per il resto la chimica delle reazioni in soluzione ammoniacale č analoga alle stesse reazioni in soluzione acquosa. Confrontata con l'acqua, l'ammoniaca ha minor conduttivitĂ , minor costante dielettrica, minore densitĂ e viscositĂ , punti di congelamento ed ebollizione molto piů bassi: questo č dovuto in parte al minor legame degli atomi di idrogeno e alla loro minore elettropositivitĂ , inoltre la molecola di ammoniaca ha una sola coppia di elettroni libera invece delle due della molecola d'acqua. Questo non permette alle molecole di ammoniaca di creare la rete di deboli attrazioni elettrostatiche fra molecole che invece č presente nell'acqua. La costante di autodissociazione ionica dell'ammoniaca liquida č circa 1*10e-33 mol^2/l^2 a temperatura di -50°C.
Gli usi dell'ammoniaca sono innumerevoli: č una sostanza estremamente importante in campo industriale. La produzione mondiale di ammoniaca si aggira sulle 50.000 tonnellate l'anno.
| Table of contents |
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2 Principali composti dell'ammoniaca 3 Sintesi dell'ammoniaca 4 Etimologia e storia dell'ammoniaca |
Prima della seconda guerra mondiale, l'ammoniaca veniva ottenuta o per distillazione secca da resti animali e vegetali in decomposizione, 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 č esotermica e decorre con diminuzione del numero di moli (ΔS < 0). Il ΔG cresce all’aumentare della temperatura, e diventa positivo per valori al di sopra di 182 °C: quindi č sfavorita termodinamicamente al di sopra di questa temperatura. PoichĂ© però essa diminuisce il numero di moli complessive si può renderla spontanea anche a temperature piů elevate, aumentando la pressione. La percentuale di ammoniaca all’equilibrio aumenta all’aumentare della pressione e al diminuire della temperatura: il catalizzatore non sposta il punto di equilibrio ma serve ad accelerare la reazione.
Il catalizzatore deve essere in grado di rompere il triplo legame della molecola d’azoto, che č molto stabile. Deve quindi adsorbire dissociativamente l’azoto, ma l’adsorbimento non deve essere tanto forte da essere irreversibile, in modo che l’NH3 si possa desorbire facilmente e lasciare liberi i centri attivi. 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 č 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.
Quest'ultimo deve il suo nome al luogo dove fu identificato per la prima volta come sostanza a sč, e cioč 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: tuttavia non venne usato su vasta scala fino alla seconda guerra mondiale, quando i nazisti lo adottarono per la produzione industriale di esplosivi.Usi dell'ammoniaca
Principali composti dell'ammoniaca
Sintesi dell'ammoniaca
Etimologia e storia dell'ammoniaca
L'ammoniaca, sotto forma di sale d'ammonio, era giĂ nota in etĂ 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.
