Definición de Síntesis Del Amoniaco

1. La enorme demanda de compuestos nitrogenados, especialmente en tiempos de guerra, estimuló poderosamente el desarrollo de los procesos de fijación del nitrógeno del aire para convertirlo en compuestos útiles. El más importante de ellos fue ideado por Fritz Haber, en Alemania, el año 1913. En el procedimiento Haber, el nitrógeno obtenido por licuefacción parcial del aire o haciendo pasar éste a través de coque al rojo se hace reaccionar con tres veces su volumen de hidrógeno puro conduciendo la mezcla a lo largo de unos tubos (convertidores) rellenos de una masa catalítica porosa, compuesta por óxidos de hierro y pequeñas cantidades de óxidos de potasio y aluminio, a presiones de 100 a 300 atm y temperaturas de 45 a 600 °C. El procedimiento Claude, desarrollado en Francia, utiliza temperaturas de 500 °C y presiones de 1000 atm. Otras modificaciones del método Haber, en las que varían la presión, temperatura y composición del catalizador, son el método Casale (Italia), el de Fauser y los de General Chem. Co y Fixed Nitrogen Res. Lab. (EE. UU.).
   
   La principal dificultad con que tropiezan todos ellos es la de evitar que el amoniaco se descomponga a medida que se forma. En condiciones favorables, el rendimiento de la reacción:
   
   N2 + 3H2 <=> 2 NH3
   
   es de un 14 % en volumen. A las presiones empleadas, el amoniaco se separa como líquido de la mezcla gaseosa por enfriamiento, mientras el nitrógeno y el hidrógeno no condensables, que no han reaccionado, vuelven nuevamente a los convertidores.
   
   Durante la I Guerra Mundial se produjeron en los Estados Unidos grandes cantidades de amoniaco por el método de la cianamida. Cuando el carburo cálcico se calienta a 1100°C en presencia de nitrógeno, se forma cianamida cálcica, CaCN2, que, tratada al vapor, desprende amoniaco. El procedimiento cayó en desuso, aunque la cianamida sigue fabricándose para utilizarla como fertilizante.
   
   Propiedades químicas. El amoniaco es estable a la temperatura ordinaria, pero cuando se calienta por encima de los 700 °C, se descompone casi totalmente en nitrógeno e hidrógeno y actúa como reductor. El amoniaco puede utilizarse como fuente de hidrógeno según un procedimiento reciente que aprovecha su descomposición catalítica; la mezcla resultante de hidrógeno y nitrógeno sirve para alimentar el soplete oxhídrico. El amoniaco arde en el seno del oxígeno, en presencia de un catalizador de platino, formando óxido nítrico y agua
   
   4 NH3 + 5 O2 -> 4 NO — 6 H2O
   
   Como el óxido nítrico puede convertirse fácilmente en ácido nítrico, esta reacción se aprovecha en los procedimientos industriales más importantes de fabricación del Ácido nítrico (proceso Ostwald). El amoniaco se combina con el agua formando hidróxido amónico, NH4OH, base débil que azulea el Tornasol. Cantidades muy pequeñas de amoniaco, del orden de una parte en 500000, pueden reconocerse con el reactivo de Nessler que produce una coloración anaranjada. El amoniaco de uso doméstico es una solución acuosa diluida, a la que puede añadirse un 6 % de ácido oleico para producir un jabón que aumenta su poder detergente. Los extractos aromáticos amoniacales, soluciones alcohólicas de amoniaco y carbonato amónico, a las que se añaden aceites esenciales y especias, se utilizan en Medicina como estimulantes en casos de desfallecimiento.
   
   El amoniaco se combina fácilmente con los ácidos para formar sales tan importantes como el sulfato amónico, (NH4)2SO4, muy empleado como fertilizante; el nitrato amónico, NH4NO3, también fertilizante e ingrediente de algunos altos explosivos; el carbonato amónico, (NH4)2C03, componente de las sales olorosas estimulantes muy en boga en otros tiempos y utilizado en las industrias de los colorantes y del caucho; el cloruro amónico o sal amoniaco, NH4CI, empleado en las pilas secas, en la soldadura y en el teñido y estampado de tejidos y el sulfamato amónico NH4SO3NH2, como herbicida. El amoniaco se emplea además, como fluido refrigerante, en la fabricación de carbonato y bicarbonato sódicos, por el procedimiento Solvay, de urea, que es también un fertilizante, y de algunas resinas sintéticas; más reciente es su aplicación como enmienda para suelos deficitarios en nitrógeno, para lo que el amoniaco se inyecta en el terreno mediante un sistema de tubos capilares y queda allí retenido en forma de hidróxido amónico al reaccionar con la humedad; por esta razón, no puede utilizarse en suelos secos.
   
   Los trabajos de E. C. Franklin y otros, demuestran que el amoniaco líquido es notablemente parecido al agua en sus propiedades. El sodio, que reacciona con el agua para dar hidróxido sódico e hidrógeno, lo hace con el amoniaco formando sodamida, NaNH2, e hidrógeno. Muchas sales disueltas en amoniaco líquido se descomponen en sus iones de acuerdo con la teoría de la disociación electrolítica y la corriente eléctrica actúa sobre ellas lo mismo que en sus soluciones acuosas. Análogos a los hidratos salinos son los amoniacados, como el CaCl2—8 NH3, resultantes de la unión de una sal con un cierto número de moléculas de amoniaco. El amoniaco puro, igual que el agua, es un mal conductor de la electricidad y se ioniza muy poco
   
   Una solución de sodamida en amoniaco líquido enrojece la fenolftaleína, de modo que el ion amida, NH2-, actúa como el hidroxilo. Cuando el cloruro amónico,. NH3HCl, que disuelto en amoniaco funciona como ácido, se añade a la disolución, la neutraliza y la fenolftaleína se decolora. El agua disuelta en amoniaco líquido tiene carácter ligeramente ácido, del mismo modo que el amoniaco lo tiene débilmente básico en su solución acuosa
   
   Como el ion amonio es simplemente un hidrogenión solvatado, dicha solución debe ser ácida. Esta reacción explica la naturaleza de la acidez en soluciones acuosas, ya que en ellas los iones hidrógeno están realmente solvatados como iones de hidronio. Véase Brónsted, Teoría de.
   
   El amoniaco da origen también a una serie de compuestos orgánicos. Por ejemplo, las aminas, que muestran ciertas analogías con los alcoholes, las aminas secundarias y terciarias que recuerdan a los éteres y las amidinas RCNHNH2, que se asemejan a los ácidos orgánicos, RCOOH.
   
   Para más información ver: amoniaco.

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