Amoníaco

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Amoníaco
Identificadores
Número del CAS 7664-41-7 Sí Y
PubChem 222 Sí Y
Propiedades físicas 217 Sí Y
UNII 5138Q19F1X Sí Y
Número CE 231-635-3
Número ONU 1005
KEGG D02916 Sí Y
MeSH Amoníaco
ChEBI CHEBI: 16134 Sí Y
ChEMBL CHEMBL1160819 Sí Y
Número RTECS BO0875000
Beilstein Referencia 3587154
Gmelin Referencia 79
3DMet B00004
Jmol imágenes en 3D Image 1
Propiedades
Fórmula molecular NH 3
Masa molar 17.031 g / mol
Apariencia Gas incoloro con un fuerte olor acre
Densidad 0.86 kg / m 3 (1.013 bar en el punto de ebullición)
0.73 kg / m 3 (1.013 bar a 15 ° C)
681.9 kg / m 3 a -33,3 ° C (líquido) [1]
817 kg / m 3 a -80 ° C (sólido transparente) [2]
Punto de fusión

-77.73 ° C, 195 K, -108 ° F

Punto de ebullición

-33,34 ° C, 240 K, -28 ° F

Solubilidad en agua 47% (0 ° C)
31% (25 ° C)
28% (50 ° C) [3]
Acidez (p K a) 32.5 (-33 ° C), [4] 10.5 (DMSO)
Basicidad (p K b) 4.75
Estructura
Forma Molecular Pirámide trigonal
Momento dipolar 1.42 D
Termoquímica
Std entalpía de
formación
Δ f H o 298
-46 KJ · mol -1 [5]
Estándar molar
entropía
S o 298
193 J · mol -1 · K -1 [5]
Peligros
MSDS External MSDS
Pictogramas del SGA GHS-pictograma-bottle.svg GHS-pictograma-acid.svg GHS-pictograma-skull.svg GHS-pictograma-pollu.svg [6]
Indicaciones de peligro del SGA H221, H280, H314, H331, H400 [6]
Consejos de prudencia del SGA P210, P261, P273, P280, P305 +351 +338, P310 [6]
Índice de la UE 007-001-00-5 (anhidro)
007-001-01-2 (soluciones)
Clasificación de la UE Tóxico T, Corrosivo C, Peligroso para el Medio Ambiente (Naturaleza) N
Frases R R10 , R23 , R34 , R50
Frases S (S1 / 2) , S9 , S16 , S26 , S36/37/39 , S45 , S61
NFPA 704
NFPA 704.svg
1
3
0
Punto de inflamación gases inflamables (véase el texto)
Autoignición
temperatura
651 ° C
Límites de explosividad 15-28%
EE.UU. admisible
límite de exposición (PEL)
50 ppm (25 ppm ACGIH - TLV; 35 ppm STEL )
Compuestos relacionados
Otros cationes Fosfina
Arsina
Estibina
Hidruros de nitrógeno relacionados Hidrazina
Ácido hidrazoico
Compuestos relacionados El hidróxido de amonio
Página de datos complementaria
Estructura y
propiedades
n , ε r , etc
Termodinámica
datos
Fase comportamiento
Sólido, líquido o gas
Los datos espectrales UV , IR , RMN , EM
Sí Y (verificar) (lo que es: Sí Y / N?)
Excepto donde se indique lo contrario, los datos se den materiales en su estado estándar (a 25 ° C, 100 kPa)
Referencias de Infobox

El amoníaco o Azane es un compuesto de nitrógeno y de hidrógeno con la fórmula NH 3. Es un líquido incoloro de gas con una característica penetrante olor . El amoníaco contribuye de manera significativa a los nutricionales necesidades de los organismos terrestres, al servir como un precursor para alimentos y fertilizantes . El amoníaco, ya sea directa o indirectamente, es también un bloque de construcción para la síntesis de muchos productos farmacéuticos y se usa en muchos productos de limpieza comerciales. Aunque en el uso de ancho, el amoníaco es tanto cáustica y peligrosos . La producción mundial de amoniaco para el año 2012 se prevé que 198 millones de toneladas, [7], un aumento del 35% con respecto al estimado de la producción mundial de 146,5 millones de toneladas de 2006. [8]

El amoníaco, tal como se usa comercialmente, a menudo se llama amoníaco anhidro. Este término hace hincapié en la ausencia de agua en el material. Debido a NH 3 hierve a -33,34 ° C (-28.012 ° F) a una presión de 1 atmósfera, el líquido debe ser almacenado a alta presión o a baja temperatura. Amoniaco casero o hidróxido de amonio es una solución de NH3 en agua. La concentración de tales soluciones se mide en unidades de la escala Baumé ( densidad ), con 26 grados Baumé (alrededor de 30% (en peso) de amoníaco a 15,5 ° C) que es el producto comercial de alta concentración típica. [9]

Contenido

[ editar ] Presencia natural

El amoníaco se encuentra en cantidades traza en la atmósfera, siendo producido a partir de la putrefacción (proceso de decaimiento) de animales nitrogenados y materia vegetal. Sales de amonio y de amonio también se encuentran en pequeñas cantidades en el agua de lluvia, mientras que el cloruro de amonio (sal amoniaco) y sulfato de amonio se encuentran en los distritos volcánicos, cristales de bicarbonato de amonio se han encontrado en la Patagonia guano . Los riñones secretan NH 3 para neutralizar el exceso de ácido. [10] Sales de amonio también se encuentran distribuidas por todo el suelo fértil y en agua de mar. Las sustancias que contienen amoniaco, o los que son similares a él, se llaman amoniacal. El amoníaco se encuentra en Plutón , Júpiter y, en pequeñas cantidades, en Urano .

[ editar ] Propiedades

El amoníaco es un gas incoloro gas con un olor acre característico. Es más ligero que el aire , su densidad es 0.589 veces mayor que la del aire . Se licúa fácilmente debido a la fuerte enlace de hidrógeno entre las moléculas; los líquidos . hierve a -33,3 ° C, y se congela a -77,7 ° C a cristales de color blanco [11]

El amoníaco puede ser convenientemente desodoriza haciéndolo reaccionar con cualquiera de bicarbonato de sodio o ácido acético. Ambas de estas reacciones formar una sal de amonio inodoro.

Sólido
La simetría del cristal es cúbico, Pearson símbolo CP16, grupo espacial P2 1 3 No.198, constante de red 0.5125 nm. [12]
Líquido
Liquid amoníaco posee fuertes ionizantes poderes que reflejan su alto ε de 22. El amoníaco líquido tiene un muy alto estándar de cambio de entalpía de vaporización (23,35 kJ / mol, cf. agua 40,65 kJ / mol, metano 8,19 kJ / mol, fosfina 14.6 kJ / mol) y por lo tanto puede ser utilizado en los laboratorios en los vasos no aislados sin refrigeración adicional . Ver también la sección amoniaco líquido como disolvente .
Propiedades solventes
El amoníaco es miscible con agua. En una solución acuosa, que puede ser expulsado por ebullición. La acuosa solución de amoníaco es básica . La concentración máxima de amoniaco en el agua (un saturada de solución) tiene una densidad de 0,880 g / cm 3 y, a menudo se conoce como '0,880 amoníaco'. El amoníaco no se quema fácilmente o sostener la combustión , excepto en las mezclas de combustible-aire estrechas de 15-25% de aire.
Combustión
Cuando se mezcla con el oxígeno , se quema con una llama de color verde amarillento pálido. A alta temperatura y en presencia de un catalizador adecuado, amoniaco se descompone en sus elementos constitutivos. Ignición se produce cuando el cloro se pasa en amoníaco, formando nitrógeno y cloruro de hidrógeno ; si el cloro está presente en exceso, a continuación, el altamente explosivo tricloruro de nitrógeno también se forma (NCl 3).

[ editar ] Estructura

La molécula de amoníaco tiene una pirámide trigonal forma con un ángulo de enlace de 107.8 °, según lo predicho por la teoría de la capa electrónica repulsión de los pares de valencia (teoría RPECV). El átomo de nitrógeno central tiene cinco electrones exteriores con un electrón adicional de cada átomo de hidrógeno. Esto da un total de ocho electrones, o cuatro pares de electrones que están dispuestas tetraédricamente. Tres de estos pares de electrones se usan como pares de bonos, lo que deja un par solitario de electrones. El par de electrones se repelen con más fuerza que los pares de bonos, por lo tanto el ángulo de enlace no es 109.5 °, como se esperaba para un arreglo tetraédrico regular, pero se mide a 107,8 °. El átomo de nitrógeno en la molécula tiene un par de electrones solitario , lo que hace que el amoníaco una base de , un aceptor de protones. Esta forma da a la molécula un dipolo momento y hace que sea polar . La polaridad de la molécula y, sobre todo, su capacidad para formar enlaces de hidrógeno , amoniaco hace altamente miscible con agua . El amoníaco es moderadamente básica, una solución acuosa 1,0 M tiene un pH de 11,6 y si un ácido fuerte se añade a esta solución hasta que la solución es neutro (pH = 7), 99,4% de las moléculas de amoniaco se protonado . La temperatura y la salinidad también afectan a la proporción de NH 4 +. Este último tiene la forma de un habitual tetraedro y es isoelectrónico con metano . Se sabe que tienen la más alta capacidad de calor específico de cualquier sustancia.

La molécula de amoniaco experimenta fácilmente la inversión de nitrógeno a temperatura ambiente, una analogía útil es un paraguas girando del revés en un viento fuerte. La barrera de energía a esta inversión es 24,7 kJ / mol, y la frecuencia de resonancia es 23,79 GHz , que corresponde a microondas de radiación de una longitud de onda de 1,260 cm. La absorción a esta frecuencia fue la primera espectro de microondas debe ser respetado. [13]

[ edit ] Basicidad

Una de las propiedades más características de amoniaco es su basicidad . El amoníaco se considera que es una base débil. Se combina con ácidos para formar sales , por lo que con el ácido clorhídrico se forma cloruro de amonio (sal amoniaco); con ácido nítrico , nitrato de amonio , etc Sin embargo, el amoníaco perfectamente seco no se combinará con perfectamente seco cloruro de hidrógeno ; humedad es necesaria para llevar acerca de la reacción. [14] Como un experimento de demostración, abrieron botellas de amoniaco concentrado y ácido clorhídrico producir nubes de cloruro de amonio, que se parecen aparecer "de la nada", como forma de la sal en las dos nubes de difusión de las moléculas se encuentran, en algún lugar entre las dos botellas.

NH 3 + HCl → NH 4 Cl

Las sales producidas por la acción de amoniaco en ácidos se conocen como las sales de amonio y todos contienen el ion amonio (NH4 +). Diluir amoniaco acuoso se puede aplicar sobre la piel para disminuir los efectos de los venenos de animales ácidas, tales como los insectos y medusas .

La basicidad de amoníaco también es la base de su toxicidad y su uso como un limpiador .

  • Mediante la creación de una solución con un pH mucho mayor que una solución de agua neutra, proteínas ( enzimas ) se desnaturalizar, que conduce a daño celular, la muerte de la célula, y, finalmente, la muerte del organismo.
  • La suciedad a menudo consiste en grasas y aceites, que son poco solubles en agua. Amoníaco los pone en solución acuosa. El agua restante, que contiene también el exceso de amoníaco, se evaporará completamente, dejando una superficie limpia.

[ edit ] Acidez

Aunque el amoniaco es bien conocido como una base débil, sino que también puede actuar como un ácido muy débil. Es una sustancia prótico y es capaz de formación de amidas (que contienen el NH 2 - iones). Por ejemplo, de litio se disuelve en amoniaco líquido para dar una solución de amida de litio :

Li 2 + 2 NH 3 → 2 LiNH 2 + H 2

[ edit ] Auto-disociación

Como el agua, amoníaco sufre autoionisation molecular para formar el ácido y los conjugados de base:

2 NH3 (aq) está en equilibrio con NH +
4
(ac) + NH -
2
(ac)

A la presión y temperatura estándar, K = [NH +
4]
[NH -
2]
= 10 -30

[ editar ] La combustión

La combustión de amoníaco a nitrógeno y agua es exotérmica :

4 NH 3 + 3 O 2 → 2 N 2 + 6 H 2 O (g) ( Δ H º r = -1267.20 kJ / mol)

El cambio de entalpía estándar de combustión , Δ H º C, expresada por cada mol de amoníaco y con la condensación del agua formada, es -382,81 kJ / mol. Dinitrógeno es el producto termodinámico de la combustión: todos los óxidos de nitrógeno son inestables con respecto al nitrógeno y oxígeno , que es el principio detrás del convertidor catalítico . Sin embargo, los óxidos de nitrógeno pueden formarse como productos cinéticos en la presencia de catalizadores apropiados, una reacción de gran importancia industrial en la producción de ácido nítrico :

4 NH 3 + 5 O 2 → 4 NO + 6 H 2 O

Una reacción posterior conduce a agua y NO 2

2 NO + O 2 → 2 NO 2

La combustión de amoníaco en el aire es muy difícil en ausencia de un catalizador (tal como platino gasa), como la temperatura de la llama es por lo general más baja que la temperatura de ignición de la mezcla de amoníaco-aire. El rango de inflamabilidad del amoníaco en el aire es de 16 a 25%. [15]

[ editar ] La formación de otros compuestos

En química orgánica , el amoníaco puede actuar como un nucleófilo en la sustitución de reacciones. Las aminas se pueden formar mediante la reacción de amoniaco con haluros de alquilo , aunque el grupo resultante-NH 2 es también aminas nucleófilas y secundaria y terciaria a menudo se forman como subproductos. Un exceso de amoniaco ayuda a minimizar la sustitución múltiple, y neutraliza el haluro de hidrógeno formado. metilamina se prepara comercialmente mediante la reacción de amoniaco con clorometano , y la reacción de amoníaco con ácido 2-bromopropanoico se ha utilizado para preparar racémica alanina con un rendimiento del 70%. etanolamina se prepara por una reacción de apertura de anillo con óxido de etileno : la reacción veces se permite que ir más lejos para producir dietanolamina y trietanolamina .

Las amidas se pueden preparar por la reacción de amoniaco con un número de ácidos carboxílicos derivados. cloruros de acilo son los más reactivos, pero el amoniaco deben estar presentes en al menos un exceso de dos veces para neutralizar el cloruro de hidrógeno formado. ésteres y anhídridos también reaccionan con amoníaco para formar amidas. Las sales de amonio de ácidos carboxílicos pueden ser deshidratados en amidas, siempre y cuando no hay grupos térmicamente sensibles presentes: temperaturas de 150-200 ° C se requieren.

El hidrógeno en amoniaco es capaz de sustitución por metales , por lo tanto, magnesio quemaduras en el gas con la formación de nitruro de magnesio Mg 3 N 2, y cuando se hace pasar el gas a lo largo climatizada de sodio o de potasio , amida sódica, NaNH2, y potassamide, KNH 2 , se forman. Cuando sea necesario, en la nomenclatura sustitutiva , IUPAC recomendaciones prefieren el nombre "Azane" en amoníaco, de ahí cloramina se llamaría "chloroazane" en la nomenclatura sustitutiva, no "chloroammonia".

Amoniaco pentavalente se conoce como λ 5-amina, o más comúnmente, hidruro de amonio. Este sólido cristalino sólo es estable a alta presión, y se descompone de nuevo en amoniaco trivalente y el gas hidrógeno en condiciones normales. Esta sustancia, una vez se ha investigado como un posible combustible sólido para cohetes, en 1966. [16]

[ editar ] El amoníaco como ligando

Modelo de bola y el palo de la (II) de cationes tetraamminediaquacopper, [Cu (NH3) 4 (H 2 O) 2] 2 +

El amoníaco puede actuar como un ligando en metales de transición complejos . Es un σ-donante pura, en el medio de la serie espectroquímica , y muestra intermedia duro-blando comportamiento. Por razones históricas, el amoníaco se llama amina en la nomenclatura de los compuestos de coordinación . Algunos complejos de amina notables incluyen tetraamminediaquacopper (II) ([Cu (NH3) 4 (H2O) 2] 2 +), un complejo de color azul oscuro formado por la adición de amoniaco a la solución de sales de cobre (II). Se le conoce como el reactivo de Schweizer . Diamminesilver (I) ([Ag (NH3) 2] +) es la especie activa en reactivo de Tollens . La formación de este complejo también puede ayudar a distinguir entre los diferentes precipitados de haluros de plata: cloruro de plata (AgCl) es soluble en diluido (2 M) una solución de amoniaco, bromuro de plata (AgBr) sólo es soluble en una solución concentrada de amoníaco, mientras que el yoduro de plata (AgI ) es insoluble en amoniaco acuoso.

Complejos de amina de cromo (III) se conocían en el siglo 19, y formó la base de Alfred Werner teoría revolucionaria 's en la estructura de los compuestos de coordinación. Werner señalar sólo dos isómeros (fac - y mer -) del complejo [CrCl3 (NH 3) 3] se podría formar, y concluyó que los ligandos deben estar dispuestos alrededor del ion metálico en los vértices de un octaedro . Esta propuesta ya ha sido confirmada por cristalografía de rayos-X .

Un ligando amina unida a un ión metálico es marcadamente más ácida que una molécula de amoníaco, aunque desprotonación en solución acuosa es todavía escasa. Un ejemplo es la reacción de calomelanos , donde el compuesto amidomercury (II) resultante es muy insoluble.

Hg 2 Cl 2 + 2 NH 3 → Hg + HgCl (NH 2) + NH 4 + + Cl -

[ editar ] Detección y determinación

Esta sección trata sobre la detección en el laboratorio. Para la detección de la astronomía, véase el capítulo En astronomía .

Sales de amonio y de amonio pueden ser fácilmente detectados, en rastros muy minutos, por la adición de solución de Nessler , lo que da una coloración amarilla clara en la presencia de la menor traza de sales de amonio o de amonio. pastillas de azufre se queman para detectar pequeñas fugas en industrial los sistemas de refrigeración de amoníaco. Cantidades más grandes pueden ser detectados por el calentamiento de las sales con un álcali cáustico o con cal viva , cuando el olor característico de amoniaco será aparente a la vez. La cantidad de amoníaco en sales de amonio se puede estimar cuantitativamente por destilación de las sales con sodio o hidróxido de potasio , el amoniaco absorbido ser evolucionado en un volumen conocido de estándar de ácido sulfúrico y el exceso de ácido continuación se determina volumétricamente , o el amoníaco puede ser absorbido en ácido clorhídrico y cloruro de amonio precipitado así formado como hexacloroplatinato amonio , (NH4) 2 PtCl 6.

[ edit ] Nitrógeno amoniacal (NH3-N)

Nitrógeno amoniacal (NH3-N) es una medida utilizada para probar la cantidad de amonio iones, de origen natural a partir de amoníaco, y volvió a amoniaco a través de los procesos orgánicos, de agua o de residuos líquidos. Se trata de una medida que se utiliza principalmente para la cuantificación de los valores en el tratamiento de residuos y sistemas de purificación de agua, así como una medida de la salud de las reservas de agua hechas naturales y artificiales. Se mide en unidades de mg / l ( miligramos por litro ).

[ editar ] Historia

Este reactor de alta presión fue construido en 1921 por BASF en Ludwigshafen y fue re-construido en las instalaciones de la Universidad de Karlsruhe en Alemania.

Los romanos llamaron a los depósitos de cloruro de amonio que recogieron desde cerca del Templo de Amón ( griego Ἄμμων Ammon) en la antigua Libia 'sal ammoniacus' (sal de Amón), debido a la proximidad al templo cercano. [17] Las sales de amonio se han conocido desde épocas muy tempranas, por lo que el término Hammoniacus sal aparece en los escritos de Plinio , [18] aunque no se sabe si el término es idéntico a la más moderna sal amoniaco ( cloruro de amonio ). [19]

En forma de sal amoniaco (nushadir) amoniaco era importante para los alquimistas musulmanes ya en el siglo octavo, mencionado por primera vez por el químico persa Ibn Jābir Hayyān , [20] y para los europeos alquimistas desde el siglo 13, siendo mencionado por Albertus Magnus . [11] También fue utilizado por los tintoreros en la Edad Media en forma de fermentado orina para alterar el color de los tintes vegetales. En el siglo 15, Basilius Valentino mostró que el amoniaco se podría obtener por la acción de los álcalis en sal amoniaco. En un período posterior, cuando sal amoniaco se obtiene de la destilación, las pezuñas y cuernos de bueyes y neutralizar el carbonato resultante con el ácido clorhídrico , el nombre de "espíritu de cuerno de ciervo" se aplica al amoniaco. [11] [21]

Amoniaco gaseoso fue aislado por primera vez por Joseph Priestley en 1774 y fue llamado por él "aire alcalina". [22] Once años después, en 1785, Claude Louis Berthollet determinó su composición. [11]

El proceso de Haber-Bosch para producir amoniaco a partir del nitrógeno en el aire fue desarrollado por Fritz Haber y Carl Bosch en 1909 y patentada en 1910. Fue utilizado por primera vez a escala industrial por los alemanes durante la Primera Guerra Mundial , [8] tras el bloqueo de los aliados que se cortó el suministro de nitratos de Chile . El amoníaco se utiliza para producir explosivos para sostener su esfuerzo de guerra. [23]

Antes de la disponibilidad de gas natural barato, hidrógeno como un precursor de la producción de amoniaco se produce a través de la electrólisis de agua o mediante el proceso de cloro-álcali .

[ editar ] Usos

[ edit ] Fertilizantes

Aproximadamente el 83% (en 2004) de amoníaco se utiliza como fertilizante, ya sea como sus sales, soluciones o anhydrously. Cuando se aplica al suelo, ayuda a proporcionar mayores rendimientos de los cultivos, como el maíz y el trigo. [ cita requerida ] el 30% del nitrógeno agrícola aplicada en los EE.UU. es en forma de amoniaco anhidro y 110 millones de toneladas en todo el mundo se aplican cada año. [24]

[ editar ] Precursor de compuestos nitrogenados

El amoníaco es directa o indirectamente el precursor de la mayoría de los compuestos que contienen nitrógeno. Prácticamente todos los compuestos nitrogenados sintéticos se derivan de amoniaco. Un derivado importante es el ácido nítrico . Este material de claves se genera a través del proceso de Ostwald por la oxidación de amoniaco con aire sobre un platino catalizador a 700-850 ° C, ~ 9 atm. El óxido nítrico es un intermedio en esta conversión: [25]

NH 3 + 2 O 2 → HNO 3 + H 2 O

El ácido nítrico se utiliza para la producción de fertilizantes , explosivos , y muchos compuestos orgánicos nitrogenados.

[ edit ] Cleaner

Amoniaco casero es una solución de NH3 en agua (es decir, hidróxido de amonio ) que se utiliza como un limpiador de uso general para muchas superficies. Dado que los resultados de amoniaco en un brillo relativamente libre de rayas, uno de sus usos más comunes es para limpiar el vidrio, porcelana y acero inoxidable. También se utiliza con frecuencia para la limpieza de hornos y remojar artículos para aflojar la suciedad de horneado. Hogar rangos de amoníaco en la concentración en peso del 5 al 10% de amoníaco.

[ editar ] Fermentación

Las soluciones de amoniaco que van desde 16% a 25% se utilizan en la fermentación de la industria como fuente de nitrógeno para los microorganismos y para ajustar el pH durante la fermentación.

[ editar ] El agente antimicrobiano para los productos alimenticios

Tan temprano como en 1895, era conocido que el amoníaco era "fuertemente antiséptico ... requiere 1,4 gramos por litro para preservar caldo de carne . " [26] amoniaco anhidro se ha demostrado eficaz como un agente antimicrobiano para la alimentación animal [27] y se utiliza actualmente en el mercado para reducir o eliminar los microbios contaminación de carne . [28] [29] [30] El New York Times informó en octubre de 2009 en una empresa estadounidense, Beef Products Inc. , que se convierte grasos recortes de carne , un promedio de entre 50 y 70 por ciento de grasa, en siete millones de libras por semana de carne magra textura finamente ("rosa limo") mediante la eliminación de la grasa usando calor y centrifugación , a continuación, la desinfección del producto magra con amoníaco, el proceso fue evaluado por el Departamento de Agricultura de los EE.UU. como efectiva y segura sobre la base de un estudio (financiado por los productos de carne) que se ha encontrado que el tratamiento reduce E. coli a niveles indetectables. [31] La investigación adicional por el New York Times publicó en diciembre de 2009 reveló las preocupaciones de seguridad sobre el proceso, así como las quejas de los consumidores sobre el sabor y el olor de la carne de vacuno tratada en los niveles óptimos de amoníaco. [32] La siguiente semana , el periódico publicó un editorial, "Más peligros de la carne de tierra", reiterando las preocupaciones planteadas en el artículo de prensa. Varios días después, la editorial se adjuntó con una retracción, exponiendo de forma incorrecta afirmaba se habían producido dos retiros del mercado de la carne de tierra debido a este proceso, y "No hay carne producida por Beef Products Inc. ha sido vinculado a las enfermedades o epidemias." [33]

[ edit ] Menor y usos emergentes

[ edit ] Refrigeración - R717

Debido a las propiedades de vaporización del amoníaco, es una utilidad de refrigerante . [8] Era de uso general antes de la popularización de los clorofluorocarbonos (freones). El amoníaco anhidro es ampliamente utilizado en aplicaciones de refrigeración industrial y pistas de hockey, debido a su alta eficiencia energética y bajo costo. Sin embargo, adolece de las desventajas de toxicidad, que limitan su uso doméstico y de pequeña escala. Además de su uso en la moderna refrigeración por compresión de vapor que se utiliza en una mezcla junto con hidrógeno y agua en los frigoríficos de absorción . El ciclo de Kalina , que es de creciente importancia para las plantas de energía geotérmica, depende de la amplia gama de ebullición de la mezcla de amoníaco-agua.

[ editar ] Para la rehabilitación de las emisiones gaseosas

El amoníaco se utiliza para fregar SO 2 a partir de la quema de combustibles fósiles, y el producto resultante se convierte en sulfato de amonio para su uso como fertilizante. El amoníaco neutraliza los óxidos de nitrógeno (NO x) los contaminantes emitidos por los motores diesel. Esta tecnología, denominada SCR ( reducción catalítica selectiva ), se basa en una vanadio catalizador basado. [34]
El amoniaco puede ser utilizado para mitigar los derrames gaseosos de fosgeno . [35]

[ edit ] Como combustible

Motor de gas amoniacal tranvía en Nueva Orleans dibujado por Alfred Waud en 1871.
El X-15 aviones de amoníaco se utiliza como un componente de combustible de su cohete de motor

El amoníaco se utiliza durante la II Guerra Mundial a los autobuses de electricidad en Bélgica y en el motor y aplicaciones de energía solar antes de 1900. El amoníaco líquido también alimentó la reacción Motors XLR99 motor de cohete, que alimentaba el X-15 aviones de investigación hipersónica. Aunque no es tan poderoso como otros combustibles, no dejaba hollín en el motor de cohete reutilizable y su densidad coincide aproximadamente con la densidad del oxidante, oxígeno líquido, lo que simplifica el diseño de la aeronave.

El amoníaco se ha propuesto como una alternativa práctica a los combustibles fósiles para motores de combustión interna . [36] El valor calorífico de amoniaco es de 22,5 MJ / kg (9690 BTU / lb), que es aproximadamente la mitad que el del diesel. En un motor normal, en la que el vapor de agua no se condensa, el valor calorífico de amoniaco será de aproximadamente 21% menor que esta cifra. Se puede utilizar en los motores existentes con solamente modificaciones menores a carburadores / inyectores .

Para satisfacer estas demandas, se requeriría un capital significativo para incrementar los actuales niveles de producción. Aunque el segundo producto químico más producido, la escala de la producción de amoníaco es una pequeña fracción del consumo mundial de petróleo. Podría fabricarse a partir de fuentes de energía renovables, así como de energía de carbón o nucleares. No obstante, es mucho menos eficiente que las baterías. [ cita requerida ] La represa de 60 MW Rjukan en Telemark , Noruega produce amoniaco a través de la electrólisis del agua durante muchos años a partir de 1913 la producción de fertilizantes de gran parte de Europa. Si a partir de carbón, el CO 2 puede ser fácilmente secuestrado [36] [37] (los productos de la combustión son el nitrógeno y el agua). En 1981 una compañía canadiense convirtió un Chevrolet Impala 1981 para operar usando amoniaco como combustible. [38] [39]

Motores de amoníaco o motores de amoníaco, utilizando amoniaco como fluido de trabajo , se han propuesto y utilizado de vez en cuando. [40] El principio es similar a la utilizada en una locomotora sin fuego , pero con amoniaco como fluido de trabajo, en lugar de vapor o aire comprimido. Motores de amoníaco fueron utilizados experimentalmente en el siglo 19 por Goldsworthy Gurney en el Reino Unido y en los tranvías en Nueva Orleans .

[ edit ] Como estimulante

Anti- meth firmar en el tanque de amoniaco anhidro, Otley, Iowa . El amoníaco anhidro es un fertilizante agrícola común que también es un ingrediente fundamental en la toma de metanfetamina. En 2005, el estado de Iowa utiliza dinero de la subvención para dar a conocer a miles de candados para evitar que los delincuentes entren en los tanques. [41]

El amoniaco ha encontrado un uso significativo en diversos deportes - en particular los deportes de fuerza de levantamiento de pesas y levantamiento de pesas olímpico como un estimulante respiratorio [. cita requerida ] El amoníaco se utiliza comúnmente en la fabricación ilegal de la metanfetamina a través de una reducción de Birch , [42] el método de abedul de hacer metanfetamina es peligrosa debido a que el metal alcalino y amoníaco líquido son a la vez extremadamente reactivo, y la temperatura de amoníaco líquido hace que sea susceptible a la ebullición explosiva cuando se añaden reactivos.

[ edit ] Textil

El amoníaco líquido se utiliza para el tratamiento de materiales de algodón, dar el inmueble como mercerización con álcalis. En particular, se utiliza para el prelavado de la lana. [43]

[ edit ] gas de elevación

A temperatura y presión estándar, el amoníaco es menos denso que el ambiente, y tiene aproximadamente el 60% de la fuerza de elevación de hidrógeno o helio. El amoníaco a veces se ha usado para llenar globos meteorológicos como un gas de elevación . Debido a su alto punto de ebullición (en comparación con el helio y el hidrógeno), amoníaco podría ser refrigerado y licuado a bordo de una aeronave para reducir levantar y añadir lastre (y vuelto a un gas para añadir elevar y reducir el lastre).

[ editar ] Trabajo de la madera

El amoníaco se ha utilizado para oscurecer quartersawn roble blanco en Artes y manualidades y muebles de estilo misión. Los vapores de amoníaco reaccionan con los taninos naturales en la madera y causan que cambie colores. [44]

[ editar ] Medidas de seguridad

Amoniaco más largo del mundo gasoducto , que va desde el TogliattiAzot planta en Rusia a Odessa en Ucrania .

Los EE.UU. Administración de Seguridad y Salud Ocupacional (OSHA) ha establecido un límite de exposición de 15 minutos para el amoníaco gaseoso de 35 ppm en volumen en el aire del medio ambiente y un límite de exposición de 8 horas de 25 ppm en volumen. [45] NIOSH reducido recientemente la IDLH 500-300 basa en recientes interpretaciones más conservadoras de la investigación original en 1943. IDLH (Inmediatamente peligroso para la vida y la salud) es el nivel al que un trabajador sano puede estar expuesto durante 30 minutos sin sufrir efectos de salud irreversibles. Otras organizaciones tienen diferentes niveles de exposición. Normas de Marina de los EE.UU. [EE.UU. Oficina de buques 1962] concentraciones máximas permitidas (MAC): La exposición prolongada (60 días): 25 ppm / 1 hora: 400 ppm [46] El vapor de amoníaco tiene un fuerte irritante, de olor, acre, que actúa como una advertencia de la exposición potencialmente peligrosa. El umbral medio olor es 5 ppm, muy por debajo de cualquier peligro o daño. La exposición a concentraciones muy elevadas de amoníaco gaseoso puede resultar en daño pulmonar y la muerte. [45] A pesar de amoniaco se regula en los Estados Unidos como un gas no inflamable, que todavía cumple con la definición de un material que es tóxico por inhalación y requiere un permiso de seguridad peligrosos cuando son transportados en cantidades superiores a 13 248 L (3500 galones). [47]

[ editar ] Toxicidad

La toxicidad de las soluciones de amoniaco no suele causar problemas para los seres humanos y otros mamíferos, ya que existe un mecanismo específico para evitar su acumulación en la sangre. El amoníaco se convierte en fosfato de carbamoílo por la enzima sintetasa de carbamoil fosfato , y luego entra en el ciclo de la urea para ser incorporado en cualquiera de los aminoácidos o se excreta en la orina [ citación necesaria ]. Sin embargo, los peces y los anfibios carecen de este mecanismo, ya que por lo general pueden eliminar el amoníaco de su cuerpo por excreción directa. El amoníaco, incluso en concentraciones diluidas es altamente tóxico para los animales acuáticos, y por esta razón se clasifica como peligroso para el medio ambiente.

[ editar ] Información de almacenamiento

Al igual que el propano , anhidro hierve amoníaco debajo de la temperatura ambiente. Un recipiente de almacenamiento capaz de 250 psi es adecuado para contener el líquido. [48] compuestos de amonio no se debe permitir que entre en contacto con bases (a menos que en una reacción prevista y contenido), en forma de cantidades peligrosas de gas amoníaco podrían ser liberados.

[ editar ] El uso doméstico

Las soluciones de amoniaco (5-10% en peso) se utilizan como limpiadores para el hogar, en particular para el vidrio. Estas soluciones son irritantes para los ojos y las membranas mucosas (tracto respiratorio y digestivo), y en menor medida de la piel. Se debe tener cuidado de que el producto químico no se mezcla en cualquier blanqueador líquido que contiene, o puede dar lugar a un gas venenoso. La mezcla con el cloro o productos que contienen oxidantes fuertes, como el hogar cloro , puede dar lugar a los compuestos peligrosos tales como cloraminas . [49]

[ editar ] El uso de laboratorio de soluciones de amoniaco

De muestra de liberación de ácido clorhídrico, HCl humos que están reaccionando con vapores de amoniaco para producir un humo blanco de cloruro de amonio.

Los peligros de soluciones de amoniaco dependen de la concentración: soluciones de amoniaco "diluidas" son por lo general 5-10% en peso (<5,62 mol / L); soluciones "concentrados" se preparan habitualmente a> 25% en peso. Una solución al 25% (en peso) tiene una densidad de 0,907 g / cm 3, y una solución que tiene una densidad más baja será más concentrada. La clasificación de la Unión Europea de soluciones de amoniaco se da en la tabla.

Concentración
en peso (w / w)
Molaridad Concentración
masa / volumen (w / v)
Clasificación Frases R
5-10% 2,87 a 5,62 mol / L 48,9 a 95,7 g / L Irritante (Xi) R36/37/38
10-25% 5,62 a 13,29 mol / l 95,7 a 226,3 g / L Corrosivo (C) R34
> 25% > 13,29 mol / L > 226,3 g / L Corrosivo (C)
Peligroso para
el medio ambiente (N)
R34 , R50
Frases S : (S1 / 2) , S16 , S36/37/39 , S45 , S61 .

El vapor de amoníaco a partir de soluciones concentradas de amoníaco irrita gravemente los ojos y el tracto respiratorio, y estas soluciones sólo debe ser manejado en una campana de humos. Soluciones saturadas ("0.880") pueden desarrollar una presión significativa dentro de una botella cerrada en un clima cálido, y la botella se deben abrir con cuidado, lo que no suele ser un problema para el 25% ("0.900") soluciones.

Las soluciones de amoniaco no deben mezclarse con los halógenos , ya que se forman productos tóxicos y / o explosivos. El contacto prolongado de soluciones de amoniaco con plata , mercurio o yoduro de sales también puede conducir a productos explosivos: tales mezclas se forman a menudo en el análisis cualitativo inorgánico , y deben ser acidificadas ligeramente pero no concentrado (<6% w / v) antes de su eliminación una vez que la prueba se ha completado.

[ editar ] El uso de laboratorio de amoníaco anhidro (gas o líquido)

El amoniaco anhidro se clasifica como tóxico (T) y peligroso para el medio ambiente (N). El gas es inflamable ( temperatura de autoignición : 651 ° C) y puede formar mezclas explosivas con el aire (16-25%). El límite de exposición permisible (PEL) en los Estados Unidos es de 50 ppm (35 mg / m 3), mientras que el IDLH concentración se estima en 300 ppm. La exposición repetida al amoníaco disminuye la sensibilidad al olor del gas: normalmente el olor es detectable a concentraciones de menos de 50 ppm, pero los individuos desensibilizadas puede no detectar que incluso a concentraciones de 100 ppm. El amoníaco anhidro corroe cobre - y de zinc que contienen aleaciones , y así latón accesorios no se debe utilizar para el manejo del gas. El amoníaco líquido también puede atacar de goma y algunos plásticos.

El amoníaco reacciona violentamente con los halógenos. triyoduro de nitrógeno , un primario de alto explosivo , se forma cuando el amoníaco entra en contacto con yodo . El amoniaco hace que el explosivo polimerización de óxido de etileno . También forma explosivos fulminantes compuestos con compuestos de oro , plata , mercurio , germanio o telurio , y con estibina . Reacciones violentas también se han reportado con acetaldehído , hipoclorito de soluciones, ferricianuro de potasio y peróxidos .

[ editar ] Síntesis y producción

Esta sección trata sobre la síntesis industrial. Para la síntesis de ciertos organismos, véase la sección Biosíntesis continuación.

Tendencia de la producción de amoníaco entre 1947 y 2007

Debido a sus muchos usos, el amoniaco es uno de los productos químicos inorgánicos producidos más altamente. Decenas de fábricas de productos químicos en todo el mundo producen amoníaco. El consumo de más de un 1% de toda la energía de origen humano, la producción de amoníaco es un componente importante del presupuesto energético mundial. [8] Estudio de mercado reporta la producción total de amoniaco en 2012 es de 198 millones de toneladas, y se prevé que aumentará en unos 35 millones de toneladas 2019. [7] de China produce el 28,4% de la producción mundial (cada vez más a partir del carbón como parte de la urea de síntesis) [50] seguido por India con el 8,6%, Rusia con 8,4%, y el de Estados Unidos con 8,2%. [51] Acerca de 80% o más de el amoníaco producido se utiliza para la fertilización de cultivos agrícolas. [51]

Antes del inicio de la Primera Guerra Mundial , más amoniaco se obtuvo por la destilación en seco [52] de vegetales nitrogenados y productos de desecho de origen animal, incluidos los camellos estiércol , donde se destila por la reducción de ácido nitroso y nitritos con hidrógeno; además, se fue producida por la destilación de carbón , y también por la descomposición de las sales de amonio por alcalinas hidróxidos [53] , tales como cal viva , la sal más generalmente utilizada es la de cloruro de ( sal amoniaco ) así:

2 NH 4 Cl 2 + CaO → CaCl2 + Ca (OH) 2 + 2 NH 3

El hidrógeno para la síntesis de amoníaco también podría ser producido económicamente mediante el gas de agua de reacción, seguido por el desplazamiento del gas de agua de reacción, producida haciendo pasar vapor a través de al rojo vivo coque , para dar una mezcla de hidrógeno y gases de dióxido de carbono, seguido de la eliminación del carbono dióxido de "lavado" la mezcla de gas con agua a presión (25 atmósferas estándar (2,500 kPa )); [54] o mediante el uso de otras fuentes como el carbón o coque de gasificación.

Plantas productoras de amoniaco modernos dependen de la industria de producción de hidrógeno para reaccionar con el nitrógeno atmosférico utilizando un magnetita catalizador o sobre un catalizador de Fe promovido a alta presión (100 atmósferas estándar (10000 kPa)) y la temperatura (450 ° C) para formar amoníaco líquido anhidro. Este paso se conoce como el bucle de síntesis de amoniaco (también referido como el Haber-Bosch proceso): [55]

3 H 2 + N 2 → 2 NH 3

El hidrógeno necesario para la síntesis de amoníaco también podría ser producido económicamente el uso de otras fuentes como el carbón o coque de gasificación o menos económicamente a partir de la electrólisis del agua en oxígeno + hidrógeno y otras alternativas que son actualmente poco práctico a gran escala. En un momento, la mayor parte del amoníaco de Europa se produjo a partir de la planta de Hydro en Vemork , por vía electrólisis. Varias fuentes de electricidad renovables también son potencialmente aplicables.

[ editar ] El amoníaco líquido como solvente

El amoníaco líquido es el más conocido y más estudiado disolvente ionizante no acuosa. Su característica más notable es su capacidad para disolver metales alcalinos para formar soluciones altamente coloreados, eléctricamente conductoras que contienen electrones solvatados . Aparte de estas soluciones notables, gran parte de la química en amoníaco líquido se pueden clasificar por analogía con las reacciones relacionadas en soluciones acuosas. Comparación de las propiedades físicas de NH 3 con los de agua muestra NH 3 tiene el menor punto de fusión, punto de ebullición, la densidad, viscosidad , constante dieléctrica y conductividad eléctrica , lo que es debido al menos en parte, a la unión más débil en H y NH 3 porque tal unión no puede formar redes reticuladas, ya que cada molécula de NH 3 tiene un solo par solitario de electrones en comparación con el dos por cada molécula H2O. La iónico auto- constante de disociación de NH 3 líquido a -50 ° C es de aproximadamente 10 -33 mol · l 2 -2.

[ editar ] La solubilidad de las sales

Solubilidad (g de sal por cada 100 g de líquido NH 3)
Acetato de amonio 253,2
El nitrato de amonio 389.6
Nitrato de litio 243.7
El nitrato de sodio 97.6
El nitrato de potasio 10.4
El 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 disolvente ionizante, aunque en menor medida que el agua, y se disuelve una gama de compuestos iónicos, incluyendo muchos nitratos , nitritos , cianuros y tiocianatos . La mayoría de las sales de amonio son solubles y actúan como ácidos en soluciones de amoníaco líquido. La solubilidad de haluro de sales aumenta de fluoruro de yoduro . Una solución saturada de nitrato de amonio contiene 0,83 moles de soluto por mol de amoniaco y tiene una presión de vapor de menos de 1 bar, incluso a 25 ° C (77 ° F).

[ editar ] Las soluciones de metales

El amoníaco líquido se disolverá los metales alcalinos y otras electropositivos metales tales como magnesio , calcio , estroncio , bario , europio y de iterbio . A bajas concentraciones (<0,06 mol / l), se forman soluciones de azul profundo: estos contienen cationes metálicos y electrones solvatadas , electrones libres que están rodeados por una jaula de moléculas de amoniaco.

Estas soluciones son muy útiles como agentes reductores fuertes. A concentraciones más elevadas, las soluciones son metálicos en apariencia y en la conductividad eléctrica. A bajas temperaturas, los dos tipos de solución pueden coexistir como inmiscibles fases.

[ editar ] Propiedades redox de amoníaco líquido

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
Zn 2 + + 2e - Zn -0.53 -0.76
NH 4 + + e - ½ H 2 + NH 3 0.00 -
Cu 2 + + 2e - Cu 0.43 0.34
Ag + + e - Ag 0.83 0.80

La gama de la estabilidad termodinámica de las soluciones de amoníaco líquido es muy estrecho, como el potencial para la oxidación de dinitrógeno, E ° (N 2 + 6NH 4 + + 6e - 8NH 3), es sólo 0,04 V. En la práctica, tanto para la oxidación dinitrógeno y la reducción de dihidrógeno son lentos. Esto es particularmente cierto de la reducción de soluciones: las soluciones de los metales alcalinos mencionados anteriormente son estables durante varios días, descomponiéndose lentamente a la amida de metal y dihidrógeno. La mayoría de los estudios que implican soluciones de amoniaco líquido se llevan a cabo en condiciones de reducción, a pesar de la oxidación de amoníaco líquido es por lo general lento, todavía hay un riesgo de explosión, en particular si los iones de metales de transición están presentes como posibles catalizadores.

[ edit papel] de amoniaco en los sistemas biológicos y la enfermedad humana

Principales síntomas de la hiperamonemia (amoníaco alcanzar concentraciones tóxicas). [56]

El amoníaco es una fuente importante de nitrógeno para los sistemas vivos. Aunque el nitrógeno atmosférico abunda (más de 75%), unos seres vivos son capaces de utilizar este nitrógeno. Se requiere nitrógeno para la síntesis de aminoácidos, que son los componentes básicos de las proteínas . Algunas plantas dependen de amoniaco y otros desechos nitrogenados incorporados en el suelo por la materia en descomposición. Otros, como los fijadores de nitrógeno leguminosas , se benefician de simbióticas relaciones con los rizobios que generen amoníaco del nitrógeno atmosférico. [57]

[ edit ] Biosíntesis

En ciertos organismos, el amoníaco se produce a partir de nitrógeno atmosférico por enzimas llamadas nitrogenasas . El proceso global se llama fijación de nitrógeno . Aunque es poco probable que los métodos biomiméticos que son competitivos con el proceso de Haber se desarrollarán, intenso esfuerzo se ha dirigido hacia la comprensión del mecanismo de fijación biológica de nitrógeno. El interés científico en este problema está motivada por la inusual estructura del sitio activo de la enzima, que consiste en un 7 MoS 9 conjunto Fe.

El amoniaco es también un producto metabólico de aminoácido desaminación catalizada por enzimas tales como glutamato deshidrogenasa 1 . La excreción de amoníaco es común en los animales acuáticos. En los seres humanos, se convierte rápidamente a la urea , que es mucho menos tóxico, particularmente menos básico . Esta urea es un componente importante del peso en seco de la orina . La mayoría de los reptiles, aves, insectos y caracoles excretan ácido úrico sólo como desechos nitrogenados.

[ editar ] En la fisiología

El amoníaco también desempeña un papel en los animales, tanto normal y anormal fisiología . Se biosintetizado a través del metabolismo de aminoácidos normal y es tóxico en altas concentraciones. [58] El hígado convierte el amoníaco de la urea a través de una serie de reacciones conocidas como el ciclo de la urea . La disfunción hepática, como la que se ve en la cirrosis , puede dar lugar a cantidades elevadas de amonio en la sangre ( hiperamonemia ). Del mismo modo, los defectos en las enzimas responsables para el ciclo de la urea, tales como ornitina transcarbamilasa , conducen a hiperamonemia. Hiperamonemia contribuye a la confusión y coma de la encefalopatía hepática , así como la enfermedad neurológica común en las personas con defectos del ciclo de la urea y acidurias orgánicos . [59]

El amoníaco es importante para el ácido animal normal / balance base. Después de la formación de amonio de glutamina , α-cetoglutarato puede ser degradados para producir dos moléculas de bicarbonato , que son entonces disponible como amortiguadores para los ácidos dietéticos. Amonio se elimina por la orina, lo que resulta en la pérdida neta de ácido. El amoníaco puede en sí difundirse a través de los túbulos renales, se combinan con un ion de hidrógeno, y por lo tanto permitir una mayor excreción de ácido. [60]

[ editar ] La excreción

Los iones de amonio son un tóxico producto de desecho del metabolismo en animales . En los peces e invertebrados acuáticos, que se excreta directamente en el agua. En los mamíferos, tiburones, y anfibios, se convierte en el ciclo de la urea de la urea , debido a que es menos tóxico y se puede almacenar de manera más eficiente. En las aves, los reptiles y los caracoles terrestres, amonio metabólico se convierte en ácido úrico , el cual es sólido, y por lo tanto puede ser excretado con una mínima pérdida de agua. [61]

Los rangos de referencia para los análisis de sangre , comparar el contenido sanguíneo de amoníaco (que se muestra en amarillo cerca de medio) con otros componentes

[ editar ] En astronomía

El amoníaco se produce en las atmósferas de los planetas gaseosos exteriores, como Júpiter (0,026% de amoníaco) y Saturno (0,012% de amoníaco).

El amoníaco se ha detectado en la atmósfera de los gigantes gaseosos planetas, incluyendo Júpiter , junto con otros gases como el metano, el hidrógeno y el helio . El interior de Saturno puede incluir cristales congelados de amoníaco. [62] Se encuentra naturalmente en Deimos y Fobos - las dos lunas de Marte.

[ editar ] El espacio interestelar

El amoníaco se detectó por primera vez en el espacio interestelar en 1968, sobre la base de microondas emisiones de la dirección del núcleo galáctico . [63] Esta fue la primera poliatómico molécula a ser así detectado. La sensibilidad de la molécula a una amplia gama de excitaciones y la facilidad con la que se puede observar en un número de regiones ha hecho amoniaco una de las moléculas más importantes para los estudios de nubes moleculares . [64] La intensidad relativa de las líneas de amoníaco se puede utilizar para medir la temperatura del medio emisor de luz.

Se han detectado las siguientes especies isotópicas de amoníaco:

NH 3, 15 NH 3, NH 2 D , NHD 2, 3 y ND

La detección de triple deuterado amoniaco se consideró una sorpresa ya que el deuterio es relativamente escasa. Se cree que las condiciones de baja temperatura permiten que esta molécula para sobrevivir y se acumulan. [65]

Desde su descubrimiento interestelar, NH 3 ha demostrado ser una herramienta muy valiosa espectroscópico en el estudio del medio interestelar. Con un gran número de transiciones sensibles a una amplia gama de condiciones de excitación, NH 3 ha sido ampliamente astronómicamente detectado - su detección ha sido reportado en cientos de artículos de revistas. A continuación se ofrece una muestra de artículos de revistas que pone de relieve la gama de detectores que se han utilizado para identificar amoniaco.

El estudio de amoníaco interestelar ha sido importante para una serie de áreas de investigación en las últimas décadas. Algunos de ellos se delinean a continuación e involucran principalmente el uso de amoníaco como un termómetro interestelar.

[ edit ] mecanismos de formación de Interstellar

Modelo de bola y el palo de la (I) de cationes diamminesilver, [Ag (NH3) 2] +

La abundancia interestelar para el amoníaco se ha medido para una variedad de entornos. El [NH 3] / [H 2] Relación se ha estimado en un rango de 10 -7 en pequeñas nubes oscuras [66] hasta 10 -5 en el núcleo denso de la Orion Complejo nube molecular . [67] Aunque un total de Se han propuesto 18 rutas de producción totales, [68] el principal mecanismo de formación para interestelar NH 3 es la reacción:

NH 4 + + e -NH3 + H ·

La constante de velocidad, k, de esta reacción depende de la temperatura del medio ambiente, con un valor de 5,2 × 10 -6 a 10 K. [69] La constante de velocidad se calculó a partir de la ecuación k = un (T/300) B . Para la reacción de formación primaria, a = 1,05 × 10 -6 y B = -0,47. Suponiendo un NH 4 + abundancia de 3 × 10 -7 y una abundancia de electrones de 10 -7 típica de nubes moleculares, la formación se procederá a una velocidad de 1,6 cm × 10 -9 -3 s -1 en una nube molecular del total densidad de 10 5 cm -3. [70]

Todas las otras reacciones de formación de propuestas tienen constantes de velocidad de entre 2 y 13 órdenes de magnitud más pequeña, por lo que su contribución a la abundancia de amoniaco relativamente insignificante. [71] Como ejemplo de la contribución menor otras reacciones juego formación, la reacción:

H 2 + NH2NH3 + H

tiene una velocidad constante de 2,2 × 10 -15. Suponiendo que H 2 densidades de 5 y 10 NH 2/2 de la relación de H 10 -7, esta reacción se desarrolla a un ritmo de 2,2 × 10 -12, más de 3 órdenes de magnitud más lentas que la reacción primaria más arriba.

Algunas de las otras reacciones de formación de posibles son:

H - + NH 4 + → NH 3 + H 2
PNH 3 + + e - → P + NH 3

[ edit mecanismos de destrucción interestelares]

Hay total de 113 reacciones propuestas que conducen a la destrucción de NH 3. De estos, 39 fueron tabulados en extensas tablas de la química entre C, N, O y compuestos. [72] Una revisión de amoniaco interestelar cita las siguientes reacciones como los principales mecanismos de disociación: [64]

(1) NH 3 + H +3 NH 4 + + H 2
(2) NH 3 + HCO + → NH 4 + + CO

con constantes de velocidad de 4,39 × 10 -9 [73] y 2,2 × 10 -9, [74] , respectivamente. Las ecuaciones anteriores (1,2) se ejecutan a una velocidad de 8,8 × 10 -9 y 4,4 × 10 -13, respectivamente. Estos cálculos se supone que las constantes de velocidad indicados y abundancia de [NH3] / [H 2] = 10 -5, [3 H +] / [H 2] = 2 × 10 -5, [HCO +] / [H 2] = 2 × 10 -9, y las densidades totales de n = 10 5, típica de densas nubes frías, moleculares,. [75] Es evidente que, entre estas dos reacciones primarias, la ecuación (1) es la reacción de destrucción dominante, con una tasa de ~ 10.000 veces más rápido que la ecuación (2). Esto es debido a la abundancia relativamente alta de H + 3.

[ editar ] Individuales detecciones de antena

Las observaciones de radio de NH 3 de la Effelsberg 100-m Radio Telescopio revelan que la línea de amoniaco se separa en dos componentes - un canto de fondo y un núcleo sin resolver. El fondo se corresponde bien con las ubicaciones detectadas previamente CO [76] El 25 m Chilbolton telescopio en Inglaterra detecta firmas de radio de amoníaco en las regiones H II , HNH 2 O máser , objetos HH, y otros objetos asociados con la formación de estrellas. Una comparación de los anchos de línea de emisión indica que las velocidades turbulentas o sistemático no aumentan en los núcleos centrales de las nubes moleculares. [77]

Se observó la radiación de microondas de amoníaco en varios objetos galácticos como W3 (OH), Orion A , W43, W51 y cinco fuentes en el centro de la galaxia. La alta tasa de detección indica que se trata de una molécula común en el medio interestelar y que las regiones de alta densidad son comunes en la galaxia. [78]

[ editar ] Los estudios interferométricos

VLA observaciones de NH 3 en siete regiones con alta velocidad de salida de gases reveló condensaciones de menos de 0,1 pc en L1551, S140 y Cepheus A fueron detectados. Tres condensaciones individuales en Cefeo A, uno de ellos con una forma muy alargada. Ellos pueden jugar un papel importante en la creación de la salida bipolar en la región. [79]

Amoniaco extragaláctica fue fotografiada usando el VLA en IC 342 . El gas caliente con temperaturas superiores a 70 K, que se infieren de proporciones línea amoníaco y parece estar estrechamente relacionada con las partes más internas de la barra nuclear observan en CO [80] NH 3 también fue supervisado por VLA hacia una muestra de cuatro galáctico regiones HII ultracompactas: G9.62 0,19, 0,03, G10.47 G29.96-0.02 y 0.31 G31.41. Sobre la base de la temperatura y la densidad de diagnóstico, se concluye que, en general, tales grupos tienden a ser los sitios de formación de estrellas masivas en una fase evolutiva temprana antes del desarrollo de una región HII ultracompacto. [81]

[ edit ] detecciones infrarrojas

Absorción a 2,97 micrómetros por amoniaco sólido se registró a partir de granos interestelares en el objeto Becklin-Neugebauer y probablemente en NGC 2264-IR también. Esta detección ayudó a explicar la forma física de las líneas de absorción de hielo previamente poco conocidos y relacionados. [82]

Un espectro del disco de Júpiter se obtuvo de la Observatorio aerotransportado Kuiper , que cubre el 100 a 300 cm -1 rango espectral. El análisis del espectro proporciona información sobre las propiedades medias mundiales de gas amoniaco y una neblina de hielo de amoníaco. [83]

Un total de 149 puestos de nubes oscuras fueron encuestados para la evidencia de 'núcleos densos' utilizando el = (1,1) de la línea de inversión rotatorio (J, K) de NH 3. En general, los núcleos no son de forma esférica, con relaciones de aspecto que van desde 1,1 hasta 4,4. También se encontró que los núcleos con estrellas tienen líneas más amplias que los núcleos sin estrellas. [84]

El amoníaco se ha detectado en la nebulosa de Draco y en uno o posiblemente dos nubes moleculares, que están asociados con la alta latitud galáctica cirros infrarrojos . El hallazgo es significativo, ya que pueden representar los lugares de nacimiento de la población que metalicidad estrellas de tipo B en el halo galáctico que podrían haberse dado en el disco galáctico. [85]

[ editar ] Observaciones de nubes oscuras cercanas

Por equilibrio y emisión estimulada con emisión espontánea, es posible construir una relación entre la temperatura de excitación y la densidad. Por otra parte, puesto que los niveles transitorios de amoniaco puede ser aproximado por un sistema de 2-nivel a bajas temperaturas, este cálculo es bastante simple. Esta premisa se puede aplicar a las nubes oscuras, regiones sospechosas de tener temperaturas extremadamente bajas y posibles sitios para la formación futura estrella. Detecciones de amoníaco en las nubes oscuras muestran muy estrechas líneas indicativo no sólo de las bajas temperaturas, sino también de un bajo nivel de turbulencia interior de la nube. Cálculos de la relación de línea proporcionan una medición de la temperatura de nube que es independiente de CO observaciones anteriores. Las observaciones de amoníaco fueron consistentes con las mediciones de CO de temperaturas de rotación de ~ 10 K. Con esto, las densidades pueden ser determinados, y se han calculado a variar entre 10 4 y 10 5 cm -3 en nubes oscuras. Cartografía de NH 3 da las nubes típicas tamaños de 0,1 pc y masas cerca de 1 masa solar. Estos núcleos densos, fríos son los sitios de formación de futuras estrellas.

[ edit ] UC regiones HII

Regiones HII ultracompactas son algunos de los mejores marcadores de formación de estrellas de gran masa. El material denso que rodea regiones Uchii es probable principalmente molecular. Desde un estudio completo de formación de estrellas masivas implica necesariamente la nube de la cual la estrella se formó, el amoníaco es una herramienta invaluable para entender este material molecular circundante. Dado que este material molecular puede ser resuelto espacialmente, es posible restringir las fuentes de calentamiento / ionizante, temperaturas, masas y tamaños de las regiones. Componentes de la velocidad Doppler-desplazadas permiten la separación de regiones distintas de gas molecular que puede rastrear las salidas y núcleos picante originarios de la formación de estrellas.

[ editar ] detección extragaláctica

El amoníaco se ha detectado en galaxias externas, y por la medición simultánea de varias líneas, es posible medir directamente la temperatura del gas en estas galaxias. Relaciones Line implican que las temperaturas de gas son cálidos (~ 50 K), originarios de las nubes densas con tamaños de decenas de pc. Este panorama es consistente con la imagen dentro de nuestra Vía Láctea núcleos densos moleculares galaxia calientes se forman alrededor de estrellas recién formadas incrustados en las nubes más grandes de material molecular en la escala de varios cientos de pc (nubes moleculares gigantes, GMC).

[ editar ] Véase también

[ editar ] Notas

  1. ^ Yost, Don M. (2007). "amoníaco líquido y soluciones de amoniaco" . Química Inorgánica sistemática. Leer libros. p. 132. ISBN 1-4067-7302-6 .  
  2. ^ Blum, Alexander (1975). . "El carácter cristalino de amoniaco sólido transparente" Efectos de la Radiación y defectos en sólidos 24 (4): 277. doi : 10.1080/00337577508240819 .  
  3. ^ Perry, Dale L.;. Phillips, Sidney L. (1995) Manual de compuestos inorgánicos . CRC Press. p. 17. ISBN 0-8493-8671-3 .  
  4. ^ Perrin, DD, Constantes de ionización de los ácidos y bases inorgánicos en solución acuosa, 2 ª Ed., Pergamon Press, Oxford, 1982..
  5. ^ un b Zumdahl, Steven S. (2009). Principios de Química 6 ª ed. Houghton Mifflin Company. p. A22. ISBN 0-618-94690-X .  
  6. ^ un b c Sigma Online Catalogue , Consultado el 6 de junio de 2011.
  7. ^ un b Ceresana. "Mercado amoníaco Study" . Ceresana. Consultado el 2012-11-07.  
  8. ^ un b c d Max Appl (2006). Amoníaco, en la Enciclopedia de Química Industrial de Ullmann. Weinheim:. Wiley-VCH doi : 10.1002/14356007.a02_143.pub2 .  
  9. ^ "propiedades físicas hidróxido de amonio" . Archivado desde el original en 2007-11-27.  
  10. ^ Kirschbaum, B; Sica, D; Anderson, PF (1999). "Electrolitos en orina y el anión orina y lagunas osmolaridad." El diario de la medicina clínica y de laboratorio 133 (6):. 597-604. doi : 10.1016/S0022-2143 (99) 90190-7 . ISSN 0022 a 2143 . PMID 10360635 .  
  11. ^ un b c d Chisholm 1911 .
  12. ^ Hewat, AW; Riekel, C. (1979). "La estructura cristalina de deuteroammonia entre 2 y 180 K por el perfil de polvo de neutrones refinamiento" Acta Crystallographica Sección A 35 (4):.. 569 BIBCODE : 1979AcCrA .. 35 .. 569H . doi : 10.1107/S0567739479001340 .  
  13. ^ Cleeton, CE; Williams, NH (1934). "Las ondas electromagnéticas de 1,1 cm (0 pulg) de longitud de onda y el espectro de absorción de amoniaco." Physical Review 45 (4):. 234. BIBCODE : 1934PhRv ... 45 .. 234C . doi : 10.1103/PhysRev.45.234 .  
  14. ^ Baker, HB (1894). J. Chem.. . Soc. 65: 612.  
  15. ^ Greenwood, Norman N. ;. Earnshaw, Alan (1984) Química de los Elementos . Oxford: Pergamon Press . p. 485. ISBN 0-08-022057-6 .  
  16. ^ Sterrett, KF,. Caron, AP (1966) "La química de alta presión de combustible hidrogenadas" . Northrop Labs Espacio.  
  17. ^ "amoníaco" . h2g2 epónimos. BBC.co.uk. 11 de enero 2003. Archivado desde el original, el 2 de noviembre de 2007. Consultado el 8 de noviembre de 2007.  
  18. ^ Chisholm 1911 cita Plinio nacional. Hist. Xxxi. 39
  19. ^ "Sal-amoniacal" . Webmineral. Consultado el 7 de julio de 2009.  
  20. ^ Haq, Syed Nomanul (28 febrero 1995). Nombres, naturalezas y Cosas: El alquimista Jabir Ibn Hayyan y su Kitab Al-Ahjar (Libro de los Stones) . Springer. ISBN 978-0-7923-3254-1 . Consultado el 22 de junio de 2010.  
  21. ^ Maurice P. Crosland (2004). Estudios Históricos en el lenguaje de la química . Courier Dover Publications. p. 72. ISBN 0-486-43802-3 .  
  22. ^ Abraham, Lyndy (1990). Marvell y la alquimia. Scolar Aldershot. ISBN 0-85967-774-5 .  
  23. ^ Smith, Roland (2001). Química conquista. Sydney:. McGraw-Hill ISBN 0-07-470146-0 .  
  24. ^ David Brown (2013-14-18). "fertilizantes de amoníaco anhidro: abundante, importante, peligroso" . Washington Post. Consultado el 23/04/2013.  
  25. ^ Holleman, AF;. Wiberg, E. (2001) Química Inorgánica. San Diego:. Academic Press ISBN 0-12-352651-5 .  
  26. ^ . Samuel Rideal (1895) Desinfección y desinfectantes: una introducción al estudio de la . London: Charles Griffin y Empresa. p. 109.  
  27. ^ Tajkarimi, Mehrdad et al;. Riemann, HP; Hajmeer, MN; Gómez, EL, Razavilar, V.; Cliver, DO (2008). "Desinfección amoníaco de los alimentos para animales - Estudio de laboratorio", Revista Internacional de Microbiología de Alimentos 122 (1-2): 23-28.. doi : 10.1016/j.ijfoodmicro.2007.11.040 . PMID 18155794 .  
  28. ^ " Evaluación de métodos de tratamiento para reducir las bacterias en carne textura ", Jensen, Jean L et al., la Sociedad Americana de Ingenieros Agrícolas y Biológicos Reunión Anual 2009
  29. ^ Documento de Referencia: Intervenciones antimicrobianos para carne , Dawna Winkler y Kerri B. Harris, Centro para la Inocuidad de los Alimentos del Departamento de Ciencia Animal, Universidad Texas A & M , mayo de 2009, página 12
  30. ^ Patente de EE.UU. 6.387.426 "Método para el tratamiento de productos cárnicos con amoniaco", emitido 14 de mayo 2002
  31. ^ Moss, Michael (3 octubre 2009). "La hamburguesa que destrozó su vida" . The New York Times.  
  32. ^ Moss, Michael (31 de diciembre de 2009). "La seguridad del método de procesamiento de carne se pone en duda" . The New York Times.  
  33. ^ Editorial (9 enero 2010). "Más peligros de la carne de tierra." The New York Times. Consultado el 08 de marzo
  34. ^ "Diesel: más verde de lo que piensa" . Consultado el 7 de julio de 2009.  
  35. ^ "El fosgeno: Guía de Seguridad y Salud" . Programa Internacional sobre Seguridad Química . 1998.  
  36. ^ un b "Amoníaco como combustible de transporte IV" . Norm Olson - Iowa Energy Center. 15 a 16 octubre 2007.  
  37. ^ "Centro de Iowa Energy, Energías Renovables y Eficiencia Energética; Investigación, Educación y Demostración - Energías Renovables Relacionados - Amoniaco 2007" .  
  38. ^ "YouTube - Amoniaco coche accionado" .  
  39. ^ "Watch amoníaco combustible" . Greg Vezina. Consultado el 7 de julio de 2009.  
  40. ^ "Amoníaco Motors" . aqpl43.dsl.pipex.com. 01 de octubre 2007. Consultado el 28 de noviembre de 2010.  
  41. ^ El personal Gazette (06 de octubre 2009). "cerraduras de tanques de amoníaco anhidro tienen defectos" . Cedar Rapids Gazette.  
  42. ^ "Fiscal General de Illinois | Comprensión básica de Meth" . Illinoisattorneygeneral.gov. Consultado el 21 de mayo de 2011.  
  43. ^ Włochowicz, A.; Stelmasiak, E. (1983). "Cambio en las propiedades térmicas de la lana después del tratamiento con amoníaco líquido" Diario de Análisis Térmico y Calorimetría 26 (1):.. 17 doi : 10.1007/BF01914084 .  
  44. ^ "fumante roble blanco" .  
  45. ^ un b "Toxic FAQ Hoja de amoníaco" . Agencia para Sustancias Tóxicas y el Registro de Enfermedades (ATSDR). Septiembre de 2004.  
  46. ^ amoníaco , IDLH Documentación
  47. ^ Materiales Peligrosos (HM) Los permisos de seguridad de la página web del Departamento de Transporte de Estados Unidos (DOT)
  48. ^ Código Electrónico de Regulaciones Federales: . Ecfr.gpoaccess.gov. Consultado el 22 de diciembre de 2011.
  49. ^ Rizk-Ouaini, Rosette; Ferriol, Michel; Gazet, Josette; Saugier-Cohen Adad, María Teresa (2006). "La reacción de oxidación del amoníaco con hipoclorito de sodio Producción y reacciones de degradación de las cloraminas." Bulletin de la Societe Química de Francia 4. 512. doi : 10.1002/14356007.a02_143.pub2 . ISBN 3527306730 .  
  50. ^ "La nueva capacidad basada en el carbón de amoníaco y urea. (China)" . Enero de 2004. Consultado el 7 de julio de 2009.  
  51. ^ un b "United States Geological Survey publicación" . Consultado el 7 de julio de 2009.  
  52. ^ "Premio Nobel de Química (1918)] - proceso de Haber-Bosch" . Consultado el 7 de julio de 2009.  
  53. ^ "Química de los elementos del Grupo 2 - Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra" . BBC.co.uk. Consultado el 7 de julio de 2009.  
  54. ^ Parkes, GD,. Mellor, JW (1939) Química Inorgánica Moderna de Mellor (Nueva edición, revisada y reescrita ed.). London: Longmans, Green and Co. pp. 255-256 y 362.  
  55. ^ Shriver y Atkins. Química Inorgánica (quinta edición). WH Freeman and Company, New York, 2010, pp 383.
  56. ^ Karl S. Roth, MD. "Especialidades eMedicine> Enfermedades Metabólicas> Hiperamonemia" . Consultado el 7 de julio de 2009.  
  57. ^ Adjei, MB; Quesenberry, KH y Chamblis, CG (junio de 2002). "fijación de nitrógeno y la inoculación de leguminosas forrajeras" . Universidad de Florida IFAS Extension. Archivado desde el original en 2007-05-20.  
  58. ^ "Resumen de Sustancias PubChem" . Consultado el 7 de julio de 2009.  
  59. ^ Zschocke, Johannes y Georg Hoffman (2004). Vademecum Metabolism. Friedrichsdorf, Alemania: Milupa GmbH.  
  60. ^ Rose, Burton, y Helmut Rennke (1994). Fisiopatología renal. Baltimore:. Williams & Wilkins ISBN 0-683-07354-0 .  
  61. ^ Campbell, Neil A. ; Jane B. Reece (2002). "44". Biología (6 ª ed.). San Francisco: Pearson Education, Inc. pp 937-938. ISBN 0-8053-6624-5 .  
  62. ^ Editado por Kirk Munsell. Imagen de la página de créditos Instituto Lunar y Planetario. La NASA. " Exploración de la NASA Solar: Multimedia: Galería: Interiores gigantes de gas ". Consultado el 26 de abril de 2006.
  63. ^ Cheung, CA; Rango, DM; Townes, CH; Thornton, DD y Welch, WJ (1968). "La detección de moléculas de NH 3 en el medio interestelar por la emisión de microondas". Phys. Rev. Lett 21 (25):.. 1701 BIBCODE : 1968PhRvL .. 21.1701C . doi : 10.1103/PhysRevLett.21.1701 .  
  64. ^ un b Ho, PTP y Townes, CH (1983). "Amoniaco interestelar". Ann. Rev. Astron. Astrophys 21 (1):. 239-70. BIBCODE : 1983ARA y A. .. 0.21 239H . doi : 10.1146/annurev.aa.21.090183.001323 .  
  65. ^ Millar, TJ (2003). "Fraccionamiento deuterio en las nubes interestelares" Comentarios Space Science 106 (1):. 73-86. BIBCODE : 2003SSRv .. 106 ... 73M . doi : 10.1023 / A: 1024677318645 .  
  66. ^ Ungerechts, H., Walmsley, CM, Winnewisser, G.; Walmsley,. Winnewisser (1980) "El amoníaco y observaciones cianoacetileno del núcleo de alta densidad de la L-183 (I-134-N)" Astron.. Astrophys 88:. 259. BIBCODE : 1980a y A. ... 88 .. 259U .  
  67. ^ Genzel, R.; Downes, D.; Ho, PTP (1982). "NH 3 en Orion-KL - Una nueva interpretación" Astrofísica Diario 259:.. L103 BIBCODE : 1982ApJ ... 259L.103G . doi : 10.1086/183856 .  
  68. ^ "Los datos UMIST para Astroquímica" . Consultado el 7 de julio de 2009.  
  69. ^ Vikor, L.; Al-Khalili, A.; Danared, H.; Djuric, N.; Dunn, GH; Larsson, M.; Le Padellec, A.; Rosaen, S. y col. (1999). "Bifurcación fracciones de recombinación disociativa de NH4 + y NH 2 + iones moleculares" Astronomía y Astrofísica. 344: 1027. BIBCODE : 1999a y A. .. 344.1027V .  
  70. ^ van Dishoeck, EF, y Negro, JH (1986). "Modelos globales de las nubes interestelares difusas - condiciones físicas y abundancias moleculares". Astrophys. J. Suppl. . Ser 62:. 109-145 BIBCODE : 1986ApJS ... 62 .. 109V . doi : 10.1086/191135 .  
  71. ^ "astrochemistry.net" . astrochemistry.net. Consultado el 21 de mayo de 2011.  
  72. ^ Prasad, SS y Huntress, WT (1980). "Un modelo para la química en fase gaseosa en las nubes interestelares" The Astrophysical Journal Supplement Series 43:. 1. BIBCODE : 1980ApJS ... 43 .... 1P . doi : 10.1086/190665 .  
  73. ^ Lininger, W.; Albritton, DL; Fehsenfeld, FC; Schmeltekopf, AL; Ferguson, EE (1975). "Medidas del tubo de flujo de deriva de las dependencias de energía cinética de algunas constantes de velocidad de transferencia de protones exotérmicas". J. Chem.. Phys. 62 (9):. 3549. BIBCODE : 1975JChPh .. 62.3549L . doi : 10.1063/1.430946 .  
  74. ^ Smith, D.; Adams, GN (1977). "Reacciones de CH + n iones con amoniaco a 300 K" Chemical Physics Letters 47 (1):. 145. BIBCODE : 1977CPL .... 47 .. 145s . doi : 10.1016/0009-2614 (77) 85326-8 .  
  75. ^ Wooten, A.; Bozyan, EP; Garrett, DB (1980). "La detección de C 2 H en nubes frías y oscuras" Astrophysical Diario 239:.. 844 BIBCODE : 1980ApJ ... 239 .. 844W . doi : 10.1086/158168 .  
  76. ^ Wilson, TL, Downes, D., Bieging, J.; Downes; Bieging (1979). "El amoníaco en Orion" AAP 71:. 275. BIBCODE : 1979A y A. ... 71 .. 275W .  
  77. ^ MacDonald, GH, Little, LT, Brown, AT, Riley, PW, Matheson, DN, Felli, M.; poco, Brown, Riley; Matheson; Felli (1981). "La detección de nuevas fuentes de amoniaco" MNRAS 195:. 387. BIBCODE : 1981MNRAS.195 .. 387M .  
  78. ^ Morris, M., Zuckerman, B., Palmer, P., Turner, BE (1973). "Amoniaco Interstellar" APJ 186:. 501. BIBCODE : 1973ApJ ... 186 .. 501M . doi : 10.1086/152515 .  
  79. ^ Torrelles, JM, Ho, PTP, Rodríguez, LF, Canto, J. (1985). "Las observaciones del VLA de amoníaco y continuo en las regiones con alta velocidad de salida de gases" APJ: 288. 595. BIBCODE : 1985ApJ ... 288 .. 595T . doi : 10.1086/162825 .  
  80. ^ Ho, PTP, Martin, RN, Turner, JL, Jackson, JM (1990). "La imagenología VLA de amoníaco extragaláctica - gas caliente en el núcleo de IC 342" ApJL 355: L19.. BIBCODE : 1990ApJ ... 355L .. 19H . doi : 10.1086/185728 .  
  81. ^ Cesaroni, R., Churchwell, E., Hofner, P., Walmsley, CM, Kurtz, S.; Churchwell; Hofner; Walmsley; Kurtz (1994). "Amoniaco caliente hacia regiones HII compactas" AAP 288:. 903. BIBCODE : 1994a y A. .. 288 .. 903C .  
  82. ^ Knacke, RF, McCorkle, S., Puetter, RC, Erickson, EF, Kraetschmer, W. (1982). "La observación de hielo de amoníaco interestelar" APJ 260:. 141. BIBCODE : 1982ApJ ... 260 .. 141K . doi : 10.1086/160241 .  
  83. ^ Orton, GS, Aumann, HH, Martonchik, JV, Appleby, JF (1982). "Espectroscopia Airborne de Júpiter en el 100 - y 300-cm> sup> -1 región: Propiedades globales de gas amoniaco y la neblina de hielo" Icarus 52 (1): 81.. BIBCODE : 1982Icar ... 52 ... 81O . doi : 10.1016/0019-1035 (82) 90170-1 .  
  84. ^ Benson, PJ, Myers, P. (1989). "Un estudio de núcleos densos nubarrones" apjs 71:. 89. BIBCODE : 1989ApJS ... 71 ... 89B . doi : 10.1086/191365 .  
  85. ^ Mebold, U., Heithausen, A., Reif, K.; Heithausen; Reif (1987). "El amoníaco en el halo galáctico y los cirros infrarrojos" AAP 180:. 213. BIBCODE : 1987A y A. .. 180 .. 213M .  

[ editar ] Referencias

  • "Amoniaco" . airgasspecialtyproducts.com. Archivado desde el original, el 19 de noviembre de 2010. Consultado el 28 de noviembre de 2010.  
Atribución

[ editar ] Otras lecturas

  • Bretherick, L., ed. (1986). Peligros en el laboratorio de química (4 ª ed.). Londres:. Royal Society of Chemistry ISBN 0-85186-489-9 . OCLC 16985764 .  
  • Greenwood, Norman N. ,.. Earnshaw, Alan (1997) Química de los Elementos (. 2 ª ed) Butterworth-Heinemann . ISBN 0080379419 .  
  • Housecroft, CE,. Sharpe, AG (2000) Química Inorgánica (1 ª ed.). Nueva York:. Prentice Hall ISBN 978-0582310803 .  
  • Weast, RC, ed. (1972). Manual de Química y Física (53 ª ed.). Cleveland, OH: Chemical Rubber Co.  

[ editar ] Enlaces externos