Ammoniaca

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Ammoniaca
formula di struttura
modello molecolare
Nome IUPAC
triidruro di azoto
Caratteristiche generali
Formula bruta o molecolare NH3
Massa molecolare (u) 17,0304
Aspetto gas incolore
Numero CAS [7664-41-7]
Proprietà chimico-fisiche
Densità (kg·m−3, in c.s.) 0,64 g cm−3
Costante di dissociazione basica (pKb) a 298 K 4,74
come NH4OH
Solubilità in acqua 517 g/l a 293 K
Temperatura di fusione −78 °C (195 K)
ΔfusH0 (kJ·mol−1) 5,655
Temperatura di ebollizione −33 °C (240 K)
ΔebH0 (kJ·mol−1) 23,35
Punto critico 406 K (133 °C)
1,18 × 107  Pa
Tensione di vapore (Pa) a 288 K 7,30 × 105 
Proprietà termochimiche
ΔfH0 (kJ·mol−1) −45,9
ΔfG0 (kJ·mol−1) −16,4
S0m(J·K−1mol−1) 192,8
C0p,m(J·K−1mol−1) 35,1
Indicazioni di sicurezza
Flash point 11 °C (284 K)
Limiti di esplosione 15 - 28% vol.
Temperatura di autoignizione 651 °C (924 K)
Simboli di rischio chimico
pericoloso per l'ambiente tossicità acuta corrosivo gas compresso

pericolo

Frasi H 221 - 280 - 331 - 314 - 400 - EUH071
Consigli P 210 - 260 - 280 - 273 - 304+340 - 303+361+353 - 305+351+338 - 315 - 377 - 381 - 405 - 403 [1]

L'ammoniaca è un composto dell'azoto di formula chimica NH3. Si presenta come un gas incolore, tossico, dall'odore pungente caratteristico. Molto solubile in acqua cui conferisce una netta basicità.

Cenni storici[modifica | modifica wikitesto]

L'ammoniaca, sotto forma di sale d'ammonio, era già nota in età classica: nell'opera di Plinio si trovano riferimenti a una sostanza indicata come Hammoniacus sal, sebbene non sia chiaro se si riferisse alla sostanza che noi oggi chiamiamo sale d'ammonio.

Quest'ultimo deve il suo nome al luogo dove fu identificato per la prima volta come sostanza a sé, e cioè il tempio di Giove Ammone, nell'oasi di Siwa in Egitto, 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 l'ermetista Basilio Valentino (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 i vapori risultanti con acido cloridrico: 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 Claude Berthollet nel 1785.

Il processo Haber-Bosch per la produzione industriale dell'ammoniaca fu sviluppato da Fritz Haber e Carl Bosch, e brevettato nel 1910.

Caratteristiche[modifica | modifica wikitesto]

La forma della molecola dell'ammoniaca anidra è tetraedrica deformata; l'atomo di azoto vi compare con ibridazione sp3, occupa la posizione centrale e lega i tre atomi di idrogeno. La base è un triangolo equilatero occupato dai tre atomi di idrogeno mentre il quarto vertice del tetraedro è occupato da una coppia elettronica di non legame (lone pair), che è la principale responsabile di tutte le proprietà della molecola (formazione di legami a idrogeno, basicità secondo Lewis e secondo Bronsted-Lowry, elevata permittività elettrica e momento dipolare, elevata solubilità in acqua). L'angolo H-N-H è di 108° e gli elementi di simmetria sono 1 asse di rotazione C3 e 3 piani di riflessione σv, mentre non è presente un centro di inversione i. Secondo la terminologia VSEPR la sua rappresentazione è AX3E (piramide trigonale). Se opportunamente eccitata la molecola dell'ammoniaca può subire inversione di Walden, ovvero il doppietto di non legame può oscillare sopra e sotto il piano dei tre atomi di idrogeno; l'inversione di configurazione dell'ammoniaca in fase gassosa a bassa pressione è stata sfruttata per produrre il primo maser a emissione stimolata nel 1953.

A temperatura ambiente l'ammoniaca è un gas incolore dall'odore pungente molto forte e soffocante, è irritante e tossica. In presenza di O2 (all'aria) può intaccare l'alluminio, il rame, il nichel e le loro leghe.

È un composto debolmente basico e reagisce con gli acidi formando i rispettivi sali d'ammonio. È dotata di comportamento riducente, può reagire anche in maniera esplosiva con l'ossigeno, e si combina con gli alogeni per dare le alogenoammine.

È tra i solventi polari non acquosi più conosciuti e studiati; la sua proprietà più caratteristica è di sciogliere i metalli alcalini formando soluzioni intensamente colorate in blu e di elevata conducibilità elettrica. Confrontata con l'acqua, l'ammoniaca ha minor conduttività, minor permittività elettrica, minore densità e viscosità, punti di congelamento ed ebollizione molto più bassi. La costante di autodissociazione ionica dell'ammoniaca liquida è circa 10−30 M2 a temperatura di -50 °C.

È un composto molto solubile in acqua: un litro di acqua riesce a sciogliere oltre 680 litri NTP di ammoniaca a 0 °C, che si dissocia molto debolmente nel seguente modo, dando luogo a soluzioni acquose basiche con Kb = 1,85 × 10-5  a 25 °C:

NH3 + H2O → NH4+ + OH-

ovvero:

Ammonia-water-reaction.png

Analisi chimica[modifica | modifica wikitesto]

Si può rilevare la presenza di ammoniaca nell'atmosfera molto facilmente grazie al suo odore penetrante; in liquidi o solidi, la presenza di ammoniaca o di sali ammoniacali è rilevabile facilmente anche in quantità minime, aggiungendo alla sostanza in esame alcune gocce di soluzione di Nessler, che si colora di giallo intenso in presenza di ammoniaca.

Per la rilevazione di ammoniaca gassosa in ambienti in cui l'odore è un fattore secondario si utilizzano i vapori di acido acetico. Questi, a contatto con l'ammoniaca, danno luogo a una reazione chimica in cui si produce acetato d'ammonio:

NH3 + CH3COOH → (CH3COO)NH4

In soluzione acquosa la reazione non è visibile a occhio nudo, essendo l'acetato di ammonio molto solubile, ma se avviene tra i due composti allo stato gassoso si potrà notare un fumo bianco, dato da microscopici cristalli di acetato di ammonio. Questo metodo è molto utilizzato laddove l'odore di ammoniaca è di norma, come nelle industrie che la utilizzano, e in cui la rilevazione di perdite di questo gas è di fondamentale importanza.

Presenza in natura[modifica | modifica wikitesto]

Distribuzione nell'universo[modifica | modifica wikitesto]

Sono state rilevate tracce di ammoniaca su Giove, Saturno e alcune loro lune, come Enceladus[2]. Esse si trovano nelle nubi sotto forma di ghiaccio (su Giove la temperatura è di circa -150 °C), o sotto forma di sale, dando origine alla molecola chiamata solfuro d'ammonio. Grazie alle osservazioni di telescopi a microonde come il Caltech Submillimeter Observatory di Mauna Kea, è stata confermata la presenza di ammoniaca anche nelle nubi interstellari[3].

Sintesi[modifica | modifica wikitesto]

Exquisite-kfind.png Per approfondire, vedi Sintesi dell'ammoniaca.
Densità delle soluzioni acquose[4]
% NH3 Molarità Densità ° Bé
1 0,583 0,994 10,09
2 1,162 0,990 11,05
4 2,304 0,981 12,7
6 3,428 0,973 13,9
8 4,233 0,965 15,1
10 5,622 0,958 16,2
12 6,694 0,950 17,3
14 7,751 0,943 18,5
16 8,658 0,936 19,5
18 9,67 0,930 20,6
20 10,67 0,923 21,7
22 11,837 0,916 22,8
24 12,824 0,910 23,8
26 13,799 0,904 24,9
28 14,762 0,898 25,9
30 15,678 0,892 27

Prima dei primi anni del ventesimo secolo, l'ammoniaca veniva ottenuta o per distillazione del carbone, o per riduzione di acido nitrico e nitriti con idrogeno puro, o per decomposizione dei suoi sali (in genere sale d'ammonio, NH4Cl) per mezzo di idrossidi alcalini o ossido di calcio (CaO).

Oggi l'ammoniaca viene sintetizzata secondo la reazione diretta in fase gassosa:

3 H2 + N2 → 2 NH3

sfruttata dal processo Haber-Bosch e svolta in presenza di catalizzatori, a pressione di 20 MPa (circa 200 atm) e temperatura di 400-500 °C. La reazione è esotermica. Catalizzatori adatti sono a base di osmio, rutenio, uranio o ferro: in genere si usa quest'ultimo, e il catalizzatore si prepara a partire dalla magnetite (FeO · Fe2O3).

La reazione di formazione dagli elementi è esotermica (ΔH°f = - 46.1 kJ/mol) ed esoergonica (ΔG°f = - 16.5 kJ/mol) in condizioni standard alla temperatura di 25 °C, nonostante decorra con diminuzione del numero di moli (ΔS° = - 99.35 J/K.mol). Tuttavia in tali condizioni la reazione non procede significativamente per ragioni cinetiche (elevata energia di attivazione). Il ΔG°(T) inoltre cresce più che linearmente all'aumentare della temperatura, e diventa positivo per valori al di sopra di 455 K. Quindi la reazione di formazione diventa endoergonica ed è sfavorita termodinamicamente al di sopra di 182 °C, ma poiché decorre in fase gassosa con diminuzione del numero di moli, è possibile operare sotto pressione per renderla favorevole anche a temperature più elevate. La percentuale di ammoniaca all'equilibrio aumenta quindi all'aumentare della pressione e al diminuire della temperatura.

Per far avvenire la reazione con velocità significativa è tuttavia necessario un catalizzatore che sia in grado di rompere il triplo legame della molecola d'azoto. La rottura di questo triplo legame richiede un'energia elevata. Il catalizzatore deve essere in grado di adsorbire dissociativamente l'azoto, ma l'adsorbimento non deve essere eccessivamente forte da rendere non reattivo l'azoto, in modo che l'NH3 si possa desorbire facilmente e lasciare liberi i centri attivi. I catalizzatori che rispondono a questi prerequisiti sono a base di metalli nobili o a base di ferro. Per ottenere rese elevate (comunque intorno al 20%) è necessario che il catalizzatore sia raffreddato in modo da ottenere un profilo di temperatura decrescente al suo interno; così facendo avremo temperature più alte all'entrata del reattore (600 °C) che caratterizzano rese basse ma cinetiche elevate, e più basse all'uscita (450 °C) caratterizzate da rese più elevate ma cinetiche lente.

L'ossido di ferro viene ridotto con idrogeno in modo da formare un materiale molto poroso costituito da aggregati microcristallini di ferro metallico. All'ossido di ferro si mescolano altri ossidi (Al2O3, MgO, CaO, K2O) come promotori: Al2O3, MgO, CaO proteggono il catalizzatore dall'invecchiamento, mentre K2O è un promotore attivatore e facilita il desorbimento dell'ammoniaca, in quanto essendo un ossido basico, K2O neutralizza l'acidità del Al2O3, che è anfotero ma in questo caso ha comportamento acido.

I principali metodi utilizzati sono quelli di Haber-Bosch, Fauser, Casale, Claude, NEC, Mont-Cenis, ecc, che differiscono per la pressione a cui si fa avvenire la reazione e quindi nell'apparecchio di sintesi.

L'ammoniaca prodotta deve essere separata dal gas residuo da inviare al riciclo; per fare ciò è sufficiente raffreddare il gas e farlo successivamente espandere in flash; i gas residui (N2, H2) vengono riciclati dopo spurgo (devono essere eliminati eventuali gas nobili, metano..) e solitamente passaggio in un reattore usato per evitare l'avvelenamento del catalizzatore nel reattore principale; l'ammoniaca presente invece condensa e può essere prelevata.

L'ammoniaca può essere 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.

In laboratorio si possono preparare piccoli quantitativi di ammoniaca per mezzo della reazione del cloruro di ammonio con l'idrossido di sodio:

NH4Cl + NaOH → NaCl + NH3 ­ + H2O

Produzione di ammoniaca in Italia[modifica | modifica wikitesto]

La produzione dell'ammoniaca veniva considerata, specialmente in passato, come un indice fondamentale dell'evoluzione dell'industria chimica di un paese e in passato in Italia assunse uno sviluppo non indifferente.

Nella storia dell'industria italiana i brevetti Fauser furono una pagina importante e portarono al sorgere a Novara di un polo industriale, poi confluito in Montecatini. Il successivo sviluppo fu legato a quello dell'industria dei fertilizzanti e del polo di Ferrara, Terni e di Porto Marghera. Nel frattempo si erano sviluppati impianti anche a San Giuseppe di Cairo e a Priolo nonché il grande polo di Ravenna per meglio utilizzare il metano. La successiva crisi dell'Enichem Agricoltura in cui erano confluiti gli impianti, portò a un drastico ridimensionamento della produzione, concentrata solo a Ferrara e a Terni e alla cessione alla norvegese Norsk Hydro oggi Yara. A seguito della cessazione della produzione di ammoniaca a Terni da parte di Yara avvenuta nel 2008, l'impianto di Ferrara è attualmente l'unico in Italia a produrre ammoniaca, con una capacità massima di circa 600.000 tonnellate all'anno.

Applicazioni[modifica | modifica wikitesto]

Gli usi dell'ammoniaca sono innumerevoli: è una sostanza estremamente importante in campo industriale.

L'applicazione più importante dell'ammoniaca è la produzione di acido nitrico. In questo processo una miscela composta da nove parti di aria e una di ammoniaca viene fatta passare a 850 °C su un catalizzatore di platino, su cui è ossidata a ossido di azoto:

4 NH3 + 5 O2 → 4 NO + 6 H2O
2 NO + O2 → 2 NO2
4 NO2 + 2 H2O + O2 → 4 HNO3

Viene anche utilizzata:

  • Come base per fertilizzanti agricoli
  • Come intermedio nella sintesi del bicarbonato di sodio
  • Come componente per vernici
  • Come refrigerante nell'industria del freddo
  • Per la produzione di esplosivi
  • Per la produzione di nylon e fibre sintetiche
  • Per la produzione di materie plastiche e polimeri
  • Come solvente
  • Nell'industria cartaria come sbiancante
  • Nell'industria della gomma
  • Negli ambienti domestici, è un detergente per vari usi che può essere utilizzato su molte superfici
  • Nelle tinture per capelli
  • In metallurgia per ottenere atmosfere riducenti
  • Nella combustione, in soluzione acquosa al 25 % per ragioni di sicurezza, come reagente per il controllo degli ossidi di azoto (NOx)
  • Nella produzione di sigarette, in quanto l'ammoniaca velocizza il procedimento di assunzione della nicotina da parte dei recettori del cervello
  • Nella lavorazione di carne per hamburger per sterilizzarla dal batterio E. Coli

L'ammoniaca liquida viene spesso usata come solvente per ospitare reazioni di riduzione in presenza di forti riducenti (sodio metallico) che altrimenti, in acqua, reagirebbero immediatamente. Di conseguenza è possibile costruire una nuova scala di pH a partire dalla costante di autoprotolisi dell'ammoniaca (2 NH3 = NH2- + NH4+ pKa = 27) e una nuova scala di potenziali standard.

L'ammoniaca, diluita in acqua in percentuali inferiori al 10%, costituisce un rimedio contro le orticarie causate da punture di insetto, tocco di medusa o contatto con piante urticanti come l'ortica; un recente studio condotto in USA dimostra però, dopo una rigorosa verifica sperimentale, che il ruolo terapeutico dell'uso dell'ammoniaca sulle infiammazioni provocate dalle nematocisti delle meduse (Chrysaora quinquecirrha, Chiropsalmus quadrumanus e Physalia physalis) è scarso.[5]

Rischi per la salute[modifica | modifica wikitesto]

Avvertenza
Le informazioni riportate non sono consigli medici e potrebbero non essere accurate. I contenuti hanno solo fine illustrativo e non sostituiscono il parere medico: leggi le avvertenze.

L'ammoniaca, in soluzione acquosa, circa dal 5 al 25%, è particolarmente utilizzata come forte detergente nell'utilizzo casalingo, anche inopportunamente. In questa veste è statisticamente uno dei primi responsabili di infortuni negli incidenti domestici, anche gravi.[senza fonte]

L'ammoniaca è irritante per le vie respiratorie e provoca sintomatiche gravi, fino alla morte. È irritante anche per contatto con gli occhi e può causare ulcerazioni.

Nel caso di contatto con gli occhi, occorre lavare subito con acqua corrente per almeno 15 minuti, mantenendo le palpebre aperte ruotando lentamente i bulbi oculari, poi consultare un medico.

Nel caso di inalazione occorre allontanarsi dalla zona inquinata, porsi distesi e porsi a riposo in ambiente aerato. In caso di tosse insistente o perdita di conoscenza, ma respirazione presente, occorre somministrare ossigeno a bassa pressione; in assenza di respiro, è necessario praticare la respirazione artificiale e quindi somministrare ossigeno. L'eventuale edema polmonare si manifesta dopo alcune ore dall'esposizione, per cui bisogna rivolgersi immediatamente a un medico.

L'ingestione della soluzione richiede l'immediato intervento medico; in caso di ingestione occorre sciacquare la bocca con acqua, non provocare il vomito (per evitare la riesposizione dell'esofago al caustico), eventualmente ingerire acqua e albume d'uovo.

L'alta tossicità dell'ammoniaca è da ricercare nel fatto che, disciolta nel sangue, innalza il pH ematico aumentando l'affinità dell'emoglobina per l'ossigeno tanto da renderla incapace di rilasciarlo ai tessuti. Inoltre forma emboli gassosi.

Note[modifica | modifica wikitesto]

  1. ^ scheda dell'ammoniaca anidra su IFA-GESTIS
  2. ^ Utopia e ritorno. La ricerca della vita nel sistema solare By Norman Horowitz, 1990-2000, Jaca Book Editore, pag.61
  3. ^ Triply deuterated ammonia in NGC 1333 by Floris van der Tak & Peter Schilke", Astronomy & Astrophysics (Vol 388(3), L53: June IV, 2002, http://lescienze.espresso.repubblica.it/articolo/Ammoniaca_pesante_nello_spazio/1288934
  4. ^ Density of ammonia solution at 20 °C
  5. ^ LM. Birsa, PG. Verity; RF. Lee, Evaluation of the effects of various chemicals on discharge of and pain caused by jellyfish nematocysts. in Comp Biochem Physiol C Toxicol Pharmacol, vol. 151, nº 4, maggio 2010, pp. 426-30, DOI:10.1016/j.cbpc.2010.01.007, PMID 20116454.

Bibliografia[modifica | modifica wikitesto]

Voci correlate[modifica | modifica wikitesto]

Produttori di ammoniaca

Altri progetti[modifica | modifica wikitesto]

Collegamenti esterni[modifica | modifica wikitesto]

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