Amônia

Amônia
Nome IUPAC Azane
Outros nomes Hydrogen nitreto Trihydrogen nitreto Nitro-Sil
Identificadores
Número CAS	7664-41-7 Y
PubChem	222 Y
ChemSpider	217 Y
UNII	5138Q19F1X Y
Número da CE	231-635-3
Número ONU	1005
KEGG	D02916 Y
MeSH	Amônia
Chebi	Chebi: 16134 Y
ChEMBL	CHEMBL1160819 Y
Número RTECS	BO0875000
Beilstein Referência	3587154
Gmelin Referência	79
3DMet	B00004
Imagens-jmol 3D	Imagem 1
SMILES N
InChI InChI = 1S / H3N / h1H3 Y Key: QGZKDVFQNNGYKY-UHFFFAOYSA-N Y InChI = 1 / H3N / h1H3 Key: QGZKDVFQNNGYKY-UHFFFAOYAF
Propriedades
Fórmula molecular	NH3
Massa molar	17,031 g / mol
Aparência	Gás incolor com um forte odor pungente
Densidade	0,86 kg / m 3 (1.013 bar no ponto de ebulição) 0,73 kg / m 3 (1,013 bar a 15 ° C) 681,9 kg / m 3 a -33,3 ° C (líquido) 817 kg / m 3 a -80 ° C (sólido transparente)
Ponto de fusão	-77,73 ° C, 195 K, -108 ° F
Ponto de ebulição	-33,34 ° C, 240 K, -28 ° C
Solubilidade em água	47% (0 ° C) 31% (25 ° C) 28% (50 ° C)
Acidez (p Ka)	32,5 (-33 ° C), 10,5 (DMSO)
Basicidade (p K b)	4.75
Estrutura
Forma molecular	Pirâmide Trigonal
Momento de dipolo	1,42 D
Termoquímica
Entalpia padrão de formação Δ f H o 298	-46 KJ mol -1 ·
Molar padrão entropia S o 298	193 J · · mol -1 K -1
Perigos
MSDS	MSDS External
Pictogramas GHS
Advertências de perigo do GHS	H221, H280, H314, H331, H400
GHS Recomendações de prudência	P210, P261, P273, P280, P305 + 351 + 338, P310
Índice da UE	007-001-00-5 (anidro) 007-001-01-2 (soluções)
Classificação da UE	T, C, N
Frases R	R10, R23, R34, R50
Frases-S	(S1 / 2), S9, S16, S26, S36 / 37/39, S45, S61
NFPA 704	1 3 0
Ponto de centelha	gás inflamável (ver texto)
De auto-ignição temperatura	651 ° C
Limites de explosividade	15-28%
EU Admissível limite de exposição (PEL)	50 ppm (25 ppm ACGIH- TLV; 35 ppm STEL)
Os compostos relacionados
Outros cátions	Fosfina Arsine Stibine
Hidretos de azoto relacionadas	Hidrazina Ácido hidrazóico
Os compostos relacionados	Hidróxido de amónio
Página Suplementar dados
Estrutura e Propriedades	N, ε r, etc.
Termodinâmica dados	Comportamento de fase Sólido, líquido, gasoso
Os dados espectrais	UV, IV, RMN , MS
Y (Verificar) (O que é: Y / N?) Excepto quando indicado, os dados são dados para materiais no seu estado normal (a 25 ° C, 100 kPa)
Referências de Infobox

O amoníaco ou azane é um composto de azoto e de hidrogénio com a fórmula NH _3. É um líquido incolor gás com uma característica pungente cheiro. Amoníaco contribui significativamente para os nutricionais necessidades de organismos terrestres, servindo como um precursor para alimentos e fertilizantes . O amoníaco, quer directamente, quer indirectamente, é também um bloco de construção para a síntese de muitos produtos farmacêuticos e é usado em muitos produtos de limpeza comerciais. Embora largamente utilizado, a amônia é tanto e cáustica perigosos. A produção global de amônia para 2012 está previsto para ser 198 milhões de toneladas, um aumento de 35% em relação a 2006 a produção global estimada de 146,5 milhões de toneladas.

A amónia, como utilizado comercialmente, é muitas vezes chamado de amoníaco anidro. Este termo enfatiza a ausência de água no material. Porque _NH3 ferve a -33,34 ° C (-28,012 ° F) a uma pressão de 1 atmosfera, o líquido deve ser armazenado sob alta pressão ou a baixa temperatura. Amoníaco doméstico ou hidróxido de amónio é uma solução de _NH3 em água. A concentração destas soluções é medida em unidades do Escala Baumé ( densidade ), com 26 graus Baumé (aproximadamente 30% (em peso) de amoníaco a 15,5 ° C) sendo o produto comercial típico de alta concentração.

Ocorrência natural

Amoníaco é encontrado em quantidades vestigiais na atmosfera, sendo produzido a partir da putrefação (processo de decadência) de nitrogenados animais e vegetais. Sais de amônia e amônio também são encontrados em pequenas quantidades na água da chuva, enquanto que de cloreto de amónio (sal-amoníaco), e sulfato de amônio são encontrados em distritos vulcânicas; de cristais bicarbonato de amónio ter sido encontrada em Patagonian guano. Os rins segregam NH ₃ para neutralizar o excesso de ácido. Sais de amónio também são encontrados distribuídos através de todo o solo fértil e na água do mar. Substâncias contendo amoníaco, ou aqueles que são semelhantes às que, são chamados amoniacal. A amônia é encontrada em Plutão , Júpiter e, em pequenas quantidades, em Urano .

Propriedades

A amônia é um gás incolor gás com um cheiro pungente característico. É mais leve que o ar, sendo a sua densidade 0,589 vezes maior que a do ar . É facilmente liquefeito devido à forte ligação hidrogénio entre as moléculas; o líquido entra em ebulição a -33,3 ° C, e congela a -77,7 ° C a forma de cristais brancos.

O amoníaco pode ser convenientemente desodorizado fazendo-o reagir quer com bicarbonato de sódio ou ácido acético. Ambas as reacções de formar um sal de amónio inodoro.

Sólido

A simetria do cristal é cúbico, Pearson símbolo CP16, grupo de espaço P2 ₁ 3 No.198, estrutura constante 0,5125 nm.

Líquido

Líquido de amônia possui fortes ionizantes poderes que refletem seu alto ε de 22. A amônia líquida tem um muito elevado variação de entalpia padrão de vaporização (23,35 kJ / mol, cf. água 40,65 kJ / mol, metano 8,19 kJ / mol, fosfina 14,6 kJ / mol) e podem, portanto, ser utilizados em laboratórios em recipientes não isolados, sem refrigeração adicional. Ver também a secção amoníaco líquido, como um solvente .

Propriedades solventes

A amônia é Solúvel na água. Numa solução aquosa, que pode ser expulso por ebulição. A solução aquosa de solução de amoníaco é de base. A concentração máxima de amónia em água (um solução saturada) tem uma densidade de 0,880 g / ^cm3 e é muitas vezes conhecido como "0,880 amónia '. Amônia não queima facilmente ou manter combustão, exceto sob estreitas misturas combustível-ar de 15-25% de ar.

Combustão

Quando misturado com o oxigênio , ele queima com uma chama verde-amarelado pálido. A alta temperatura e na presença de um catalisador adequado, a amónia é decomposto nos seus elementos constituintes. Ignição ocorre quando o cloro é passado em amônia, formando nitrogênio e de cloreto de hidrogénio; se o cloro está presente em excesso, em seguida, o altamente explosivo tricloreto de azoto (NCI ₃₎ é também formado.

Estrutura

A molécula tem um amónia forma piramidal trigonal com um ângulo de ligação de 107,8 °, como previsto pela valência eletrônica shell teoria par repulsão (teoria VSEPR). O átomo de azoto central tem cinco elétrons externos com um elétron suplementar de cada átomo de hidrogênio. Isto dá um total de oito electrões, ou quatro pares de electrões que estão dispostas tetraedricamente. Três destes pares de elétrons são usados como pares de títulos, o que deixa um par de electrões. A par de electrões repelem mais fortemente do que pares de títulos, portanto, o ângulo de ligação não 109,5 ° é, como esperado para um arranjo tetraédrico regular, mas é medida a 107,8 °. O átomo de azoto na molécula tem um par de elétrons livres, o que torna a amônia base, um aceitador de protões. Esta dá forma a uma molécula momento de dipolo e torna polar. A polaridade da molécula e, especialmente, a sua capacidade para formar pontes de hidrogênio, amônia torna altamente miscível com água . O amoníaco é moderadamente básica, uma solução aquosa 1,0 M tem um pH de 11,6 e, se um ácido forte é adicionado a uma solução deste tipo até a solução ficar neutra (pH = 7), 99,4% das moléculas são de amoníaco protonada. A temperatura ea salinidade também afecta a proporção de _NH4 ^+. Esta última tem a forma de um regular tetraedro e é isoeletrônica com metano . Sabe-se ter a maior capacidade de calor específica de qualquer substância.

A molécula de amoníaco sofre rapidamente inversão de azoto à temperatura ambiente; uma analogia útil é um guarda-chuva virando do avesso em um vento forte. A barreira de energia para essa inversão é de 24,7 kJ / mol, e o frequência de ressonância é 23.79 GHz, que corresponde a radiação de microondas de um comprimento de onda de 1,260 centímetros. A absorção a esta frequência foi o primeiro espectro de microondas para ser observado.

Basicidade

Uma das propriedades mais característicos de amoníaco é a sua basicidade. Combina-se com ácidos para formar sais ; Assim, com o ácido clorídrico que constitui cloreto de amônio (sal-amoníaco); com ácido nítrico , nitrato de amónio, etc. No entanto, amônia perfeitamente seca não vai combinar com perfeitamente seca de cloreto de hidrogénio; a humidade é necessária para provocar a reacção. Como um experimento de demonstração, abriu garrafas de amoníaco concentrada e produzir ácido clorídrico nuvens de cloreto de amônio, que parecem surgir "do nada", como as formas de sal em que as duas nuvens de difusão de moléculas se encontram, em algum lugar entre as duas garrafas.

NH ₃ + HCl → _NH4Cl

Os sais produzidos pela acção do amoníaco sobre ácidos são conhecidos como o sais de amónio e todos contêm o ião amónio _(NH4 ^+). De hidróxido de amónio aquosa pode ser aplicada na pele para diminuir os efeitos de venenos de animais, tais como ácidos de insectos e água-viva.

O carácter básico de amoníaco também é a base da sua toxicidade e a sua utilização como um limpador .

• Através da criação de uma solução com um pH muito mais elevado do que uma solução aquosa neutra, proteínas ( enzimas) irá desnaturar, que conduz a dano celular, morte da célula, e, eventualmente, a morte do organismo.
• Sujeira muitas vezes consiste em gorduras e óleos, que são pouco solúveis em água. A amônia traz-los em solução aquosa. A água restante, contendo também o excesso de amônia, vai evaporar completamente, deixando uma superfície limpa.

Acidez

Embora a amónia é bem conhecida como uma base fraca, que também pode actuar como um ácido extremamente fraca. É uma substância prótico e é capaz de formação de amidas (que contêm o _NH2 ^- ião). Por exemplo, lítio dissolve-se em amoníaco líquido para se obter uma solução de amida de lítio:

2 Li + 2 _NH3 → 2 linh ₂ + H ₂

Auto-dissociação

Como a água, amônia sofre autoionisation molecular para formar seus ácidos e bases conjugados:

2 NH ₃ (aq) NH +
4 (aq) + NH -
2 (aq)

À pressão e temperatura padrão, K = [NH +
4] [NH -
2] = 10 -30

Combustão

A combustão de amoníaco para nitrogênio e água é exotérmica:

4 _NH3 + 3 O ₂ → 2 N ₂ + 6 _H2O (g) ( Δ H ° _r = -1267,20 kJ / mol)

O variação de entalpia padrão de combustão, Δ H º _C, expressa por mole de amoníaco e com condensação da água formada, é -382,81 kJ / mol. Dinitrogen é o produto termodinâmico de combustão: todos óxidos de azoto são instáveis com respeito a azoto e oxigénio , que é o princípio por trás do conversor catalítico. No entanto, os óxidos de azoto podem ser formados como produtos cinéticos na presença de catalisadores apropriados, uma reacção de grande importância industrial na produção de ácido nítrico :

4 _NH3 + 5 O ₂ → 4 NO + 6 _H2O

Uma reacção subsequente conduz à água e _NO2

2 NO + _O2 → 2 NO ₂

A combustão de amoníaco em ar é muito difícil na ausência de um catalisador (tal como platina gaze), medida que a temperatura da chama é geralmente inferior à temperatura de ignição da mistura de amoníaco-ar. A faixa de inflamabilidade de amônia no ar é de 16-25%.

A formação de outros compostos

Em química orgânica , amónia pode actuar como um nucleófilo em substituição reacções. As aminas podem ser formadas pela reacção de amoníaco com halogenetos de alquilo, -NH _2, embora o grupo resultante também é nucleofílico e secundárias e as aminas terciárias são geralmente formados como subprodutos. Um excesso de amoníaco ajuda a minimizar a substituição múltipla, e neutraliza o halogeneto de hidrogénio formado. A metilamina é preparado comercialmente por reacção de amoníaco com clorometano, e a reacção do amoníaco com o ácido 2-bromopropanóico foi usado para preparar racémica alanina em 70% de rendimento. A etanolamina é preparado por uma reacção de abertura do anel com óxido de etileno: a reação às vezes é permitida a ir mais longe para produzir e dietanolamina trietanolamina.

As amidas podem ser preparadas pela reacção de amoníaco com um número de ácidos carboxílicos derivados. Cloretos de acilo são os mais reactivos, mas o amoníaco deve estar presente em pelo menos um excesso de duas a neutralizar o cloreto de hidrogénio formado. Ésteres e anidridos também reagir com amoníaco para formar amidas. Sais de amónio de ácidos carboxílicos podem ser desidratados em amidas, desde que não haja termicamente grupos sensíveis presentes: temperaturas de 150-200 ° C são necessárias.

O hidrogénio em amoníaco é capaz de substituição por metais , assim, magnésio queimaduras no gás com a formação de nitreto de magnésio Mg ₃ N _2, e em que o gás é feito passar através aquecida de sódio ou de potássio , sodamida, _NaNH2, e potassamide, KNH _2, são formadas. Se tal for necessário nomenclatura substitutiva , Recomendações da IUPAC preferem o nome "azane" a amônia: daí cloramina seria nomeado "chloroazane" na nomenclatura substitutivo, não "chloroammonia".

Amoníaco pentavalente é conhecido como λ ⁵ -amina, ou, mais comumente, de hidreto de amónio. Este sólido cristalino só é estável sob alta pressão, e decompõe-se para trás em amoníaco trivalente e hidrogénio gasoso em condições normais. Esta substância já foi investigado como um possível combustível sólido em 1966.

Amoníaco como um ligando

Modelo de esfera-e-vara do tetraamminediaquacopper (II) catião, [Cu _{(NH3) 4 (H2O) 2]} ²⁺

A amónia pode actuar como um ligando de metal de transição complexos. É um puro σ-doador, no meio do espectroquímica série, e mostra intermediário comportamento hard-macio. Por razões históricas, a amônia é chamado ammine na nomenclatura de compostos de coordenação. Alguns complexos ammine notáveis incluem tetraamminediaquacopper (II) ([Cu _{(NH3) 4 (H2O) 2]} ^2+), um complexo azul escuro formado por adição de amónia a uma solução de cobre (II) seus sais. É conhecido como Reagente de Schweizer. Diamminesilver (I) ([Ag _{(NH3) 2]} ⁺⁾ é a espécie activa em Reativo de Tollens. A formação deste complexo pode também ajudar a distinguir entre os diferentes precipitados de halogenetos de prata: cloreto de prata (AgCl) é solúvel em solução diluída (2M) de amoníaco, brometo de prata (AgBr) só é solúvel em solução concentrada de amoníaco, enquanto iodeto de prata (AGI) é insolúvel em solução aquosa de amónia.

Ammine complexos de cromo (III) eram conhecidos no final do século 19, e formou a base da A teoria revolucionária de Alfred Werner sobre a estrutura dos compostos de coordenação. Werner observou apenas dois isómeros (fac - e mer -) do complexo [CrCl _{3 (NH3) 3]} pode ser formada, e concluiu os ligantes devem ser dispostas em torno do ião metálico no vértices de um octaedro . Esta proposta já foi confirmada por A cristalografia de raios-X.

Um ligando ammine ligado a um ião de metal é marcadamente mais ácida do que uma molécula de amónia livre, embora desprotonação em solução aquosa é ainda raro. Um exemplo é a Reacção de calomelano, quando o composto resultante amidomercury (II) é altamente insolúvel.

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

A detecção e determinação

Sais de amónio e de amoníaco, podem ser facilmente detectados, em traços muito minutos, através da adição de Solução de Nessler, o que dá uma coloração amarela distinta na presença de menos do traço de amónio ou sais de amónio. Varas de enxofre são queimados para detectar pequenos vazamentos em sistemas de refrigeração de amônia industrial. Quantidades maiores podem ser detectadas por aquecimento os sais com um álcali cáustico ou com cal viva, quando o cheiro característico de amónia será imediatamente aparente. A quantidade de amoníaco em sais de amónio pode ser estimada quantitativamente por destilação dos sais com sódio ou hidróxido de potássio, o amoníaco evoluído estando absorvido num volume conhecida de padrão de ácido sulfúrico e o excesso de ácido, em seguida, determinada volumétrica; ou o amoníaco pode ser absorvido em ácido clorídrico e o cloreto de amónio precipitado assim formado como hexacloroplatinato de amónio, (NH _{4) 2} PtCl _6.

Azoto amoniacal _(NH3-N)

Azoto amoniacal _(NH3-N) é uma medida normalmente usada para testar a quantidade de Iões de amónio, naturalmente derivado de amônia, e voltou a amônia via processos orgânicos, na água ou resíduos líquidos. É uma medida utilizada principalmente para quantificar valores no tratamento de resíduos e sistemas de purificação de água, bem como uma medida da saúde das reservas naturais ou provocadas pelo homem água. Ele é medido em unidades de mg / L ( miligrama por litro).

História

Este reactor de alta pressão foi construído em 1921 pela BASF em Ludwigshafen e foi re-erguido no local do Universidade de Karlsruhe, na Alemanha.

Os romanos chamavam os depósitos de cloreto de amônio eles recolhidos a partir de perto do templo de Amun ( grego Ἄμμων Ammon) em Líbia antiga 'ammoniacus sal' (sal de Amon) por causa da proximidade ao templo nas proximidades. Sais de amônia foram conhecidos desde os primeiros tempos; assim o termo Hammoniacus sal aparece nos escritos de Plínio, embora não se sabe se a expressão é idêntica com a mais moderna SAL-amoníaco ( de cloreto de amónio).

Sob a forma de sal-amoníaco (nushadir) amoníaco era importante para o Alquimistas muçulmanos tão cedo quanto o século 8, mencionada pela primeira vez pelo químico Persa Jābir ibn Hayyān, e para os europeus alquimistas desde o século 13, sendo mencionado por Albertus Magnus. Também foi usado por tintureiros nos Idade Média , sob a forma de fermentados urina para alterar a cor dos corantes vegetais. No século 15, Basilius Valentinus mostrou que a amónia pode ser obtido por acção de álcalis sobre SAL-amoníaco. Em um período posterior, quando sal-amoniacal foi obtida pela destilação dos cascos e chifres de bois e neutralizar o carbonato resultante com ácido clorídrico , o nome do "espírito de hartshorn" foi aplicado a amônia.

Amoníaco gasoso foi isolado pela primeira vez por Joseph Priestley em 1774 e foi denominado por ele "ar alcalina". Onze anos depois, em 1785, Claude Louis Berthollet verificada sua composição.

O Processo Haber-Bosch para produzir amônia a partir do nitrogênio no ar foi desenvolvido por Fritz Haber e Carl Bosch em 1909 e patenteado em 1910. Foi usado pela primeira vez em escala industrial pelos alemães durante a Primeira Guerra Mundial , após o bloqueio aliado que cortar o fornecimento de nitratos do Chile . A amônia foi usada para produzir explosivos para sustentar seu esforço de guerra.

Antes da disponibilidade de gás natural barato, de hidrogénio como precursor para produção de amoníaco foi produzido através da electrólise de água ou utilizando o processo alcalinos.

Usos

Fertilizante

Cerca de 83% (a partir de 2004) de amônia é usada como fertilizantes ou como seus sais, soluções ou anhydrously. Quando aplicado ao solo, ajuda a proporcionar maior rendimento das culturas, como milho e trigo. 30% de azoto agrícola aplicada nos EUA é sob a forma de amoníaco anidro e em todo o mundo 110 milhões de toneladas são aplicados a cada ano.

Precursor de compostos azotados

O amoníaco é directa ou indirectamente o precursor para a maioria dos compostos que contêm azoto. Praticamente todos os compostos de azoto sintéticos são derivados de amoníaco. Um derivado importante é o ácido nítrico . Este material de chave é gerada através da Processo Ostwald por oxidação de amoníaco com ar ao longo de um platina catalisador a 700-850 ° C, a 9 atm. O óxido nítrico é um intermediário nesta conversão:

NH ₃ + ₂ O 2 → _HNO3 + _H2O

O ácido nítrico é utilizado para a produção de fertilizantes , explosivos e muitos compostos organonitrogenados.

Limpador

Amoníaco doméstico é uma solução de _NH3 em água (isto é, hidróxido de amónio), utilizado como um produto de limpeza de uso geral para muitas superfícies. Como os resultados de amônia em um brilho relativamente livre de raia, um de seus usos mais comuns é a de limpar vidro, porcelana e aço inoxidável. Ele também é usado com frequência para a limpeza de fornos e banhos itens para soltar cozido em grime. Amoníaco doméstico varia em concentração, em peso, 5 a 10% de amoníaco.

Fermentação

Soluções de amoníaco variando de 16% a 25% são utilizados na indústria de fermentação como fonte de azoto para os microorganismos e para ajustar o pH durante a fermentação.

Agente antimicrobiano para produtos alimentares

Já em 1895, soube-se que a amônia foi "fortemente anti-séptico ... ele requer 1,4 gramas por litro para preservar caldo de carne ". Amónia anidra foi mostrado eficaz como um agente antimicrobiano para alimentos para animais e é actualmente utilizado comercialmente para reduzir ou eliminar contaminação microbiana de carne . O New York Times informou em outubro de 2009 em uma empresa americana, Beef Products Inc., que transforma gordo aparas de carne, com média entre 50 e 70 por cento de gordura, em sete mil toneladas por semana de lean beef finamente texturizada ("lodo rosa"), removendo a gordura usando calor e centrifugação, seguida de desinfecção do produto magra com amoníaco; o processo foi classificado pela Departamento de Agricultura dos EUA tão eficaz e segura com base em um estudo (financiado pela Beef Products), que constatou que o tratamento reduz E. coli a níveis indetectáveis. Outras investigações pelo The New York Times publicou em Dezembro de 2009 revelou preocupações de segurança sobre o processo, bem como as queixas dos consumidores sobre o gosto eo cheiro de carne bovina tratada em níveis ótimos de amônia. Na semana seguinte, o jornal publicou um editorial, "Mais perigos da carne moída", reiterando as preocupações levantadas na reportagem. Vários dias depois, o editorial foi anexado com uma retração, afirmando que havia incorretamente alegou que houve dois recalls de carne moída por causa deste processo, e "Não carne produzida por Beef Products Inc. tem sido associada a alguma doença ou surtos."

Utilizações menores e emergentes

Refrigeração - R717

Por causa das propriedades de vaporização de amoníaco, que é um útil refrigerante. Foi utilizada antes da popularização da clorofluorocarbonetos (CFC). Amónia anidra é amplamente utilizado em aplicações de refrigeração e industriais pistas de hóquei, devido à sua alta eficiência energética e baixo custo. No entanto, sofre das desvantagens da toxicidade, que limitam o seu uso doméstico e pequena escala. Juntamente com a sua utilização na moderna de compressão do vapor de refrigeração que foi usado numa mistura de hidrogénio, juntamente com água e em frigoríficos de absorção. O Ciclo Kalina, que é de importância crescente para centrais de energia geotérmica, depende do intervalo de ebulição da mistura de largura de amoníaco-água.

Como combustível

Motor de gás amoniacal Streetcar em Nova Orleans desenhada por Alfred Waud em 1871.

O X-15 aeronaves usadas amônia como um componente de combustível do seu foguete motor

A amônia foi usado durante a Segunda Guerra Mundial em autocarros na Bélgica, e em aplicações de motores e de energia solar, antes de 1900. A amônia líquida também alimentou o Reação motor de foguete Motors XLR99, que impulsionou o X-15 aviões de pesquisa hipersônico. Embora não tão potente como outros combustíveis, não deixou nenhum fuligem no motor de foguete reutilizável e a sua densidade de aproximadamente corresponde a densidade do oxidante, oxigénio líquido, o que simplificou o design da aeronave.

A amônia tem sido proposto como uma alternativa prática para combustível fóssil para motores de combustão interna. O valor calorífico de amônia é 22,5 MJ / kg (9,690 BTU / lb), que é cerca de metade do gasóleo. Em um motor normal, em que o vapor de água não é condensado, o valor calorífico de amónia será de cerca de 21% menos do que este valor. Ele pode ser utilizado em motores existentes, com apenas pequenas modificações carburadores / injetores.

Para atender a essas demandas, capital significativo seria necessário para aumentar os actuais níveis de produção. Embora a segunda químico mais produzido, a escala de produção de amônia é uma pequena fração do uso mundial de petróleo. Pode ser fabricado a partir de fontes renováveis de energia, bem como o carvão ou a energia nuclear. É, no entanto, significativamente menos eficientes do que as baterias. A barragem de 60 MW em Rjukan Telemark, Noruega produziu amônia via eletrólise da água por muitos anos de 1913 a produção de adubo para grande parte da Europa. Se for produzido a partir de carvão, o CO ₂ pode ser prontamente sequestrada (os produtos de combustão são azoto e água). Em 1981, uma empresa canadense converteu um 1981 Chevrolet Impala para operar utilizando amônia como combustível.

Motores ou motores de amoníaco, amónia, utilizando amónia como um fluido de trabalho, foram propostos e usados ocasionalmente. O princípio é semelhante ao utilizado numa locomotiva sem fogo, mas com amónia como o fluido de trabalho, em vez de vapor ou de ar comprimido. Motores de amônia foram usadas experimentalmente no século 19 por Goldsworthy Gurney no Reino Unido e em bondes em Nova Orleans.

Como um estimulante

Anti- sinal meth no tanque de amônia anidra, Otley, Iowa. Amônia anidra é um fertilizante agrícola comum que também é um ingrediente fundamental na tomada de metanfetamina. Em 2005, o estado de Iowa usado o dinheiro da concessão para distribuir milhares de bloqueios para evitar que os criminosos de entrar nos tanques.

A amônia tem encontrado uso significativo em vários esportes - particularmente os esportes de força de levantamento de peso e Halterofilismo como estimulante respiratório. A amônia é comumente utilizado no fabrico ilegal de metanfetamina através de um Redução de Birch, o método de Birch fazendo metanfetamina é perigoso porque o metal alcalino e amoníaco líquido, são extremamente reactivos, e a temperatura de amoníaco líquido torna-a susceptível de ebulição explosivo quando os reagentes são adicionados.

Têxtil

Amoníaco líquido é utilizado para o tratamento de materiais de algodão, dar uma de imóveis como mercerisation utilizando álcalis. Em particular, é utilizado para pré-lavagem de lã.

Gás de elevação

À temperatura e pressão normal, o amoníaco é menos denso do que a atmosfera, e tem cerca de 60% do poder de elevação de hidrogénio ou hélio. A amônia tem sido por vezes usado para preencher balões meteorológicos como um gás de elevação. Devido à sua relativamente alta ponto de ebulição (em comparação com hélio e hidrogênio), amônia poderia potencialmente ser refrigerado e liquefeito a bordo de um dirigível para reduzir elevador e adicionar lastro (e devolvido a um gás para adicionar elevador e reduzir lastro).

Carpintaria

A amônia tem sido usada para escurecer carvalho branco quartersawn no Arts & Crafts e mobiliário de estilo Missão. Vapores de amônia reagem com os taninos naturais da madeira e causar-lhe para alterar as cores.

Medidas de segurança

Amônia mais longa do mundo gasoduto, que vai do Planta TogliattiAzot na Rússia para Odessa na Ucrânia .

Os EUA Occupational Safety and Health Administration (OSHA) estabeleceu um limite de exposição de 15 minutos para amoníaco gasoso de 35 ppm em volume no ar ambiente ea um limite de exposição de 8 horas de 25 ppm em volume. NIOSH reduziu recentemente o IPVS 500-300 com base em recentes interpretações mais conservadoras de pesquisa original em 1943. IPVS (Imediatamente Perigosas a Vida e Saúde) é o nível a que o trabalhador saudável pode ser exposto durante 30 minutos sem sofrer efeitos de saúde irreversíveis. Outras organizações têm diferentes níveis de exposição. Normas da Marinha dos Estados Unidos [US Bureau of Ships 1962] máximas concentrações permitidas (MACs): A exposição contínua (60 dias): 25 ppm / 1 hora: 400 ppm de vapor de amônia tem um odor irritante afiado, pungente que atua como um aviso de potencialmente perigosa exposição. O limiar médio odor é de 5 ppm, bem abaixo de qualquer perigo ou dano. A exposição a concentrações muito elevadas de amoníaco gasoso pode resultar em dano pulmonar e morte. Apesar de amônia é regulamentada nos Estados Unidos como um gás não inflamável, ele ainda se enquadra na definição de um material que é tóxico por inalação e requer uma autorização de segurança perigosas quando transportadas em quantidades superiores a 13.248 L (3.500 litros).

Toxicidade

A toxicidade de soluções de amônia não costuma causar problemas para os seres humanos e outros mamíferos, como existe um mecanismo específico para evitar a sua acumulação na corrente sanguínea. Amoníaco é convertido carbamoílo fosfato pela enzima carbamoílo fosfato sintetase, e, em seguida, entra no ciclo da ureia para ser incorporado em aminoácidos ou excretado na urina. No entanto, peixes e anfíbios não têm este mecanismo, como eles geralmente pode eliminar amônia a partir de seus corpos por excreção direta. Amoníaco mesmo em concentrações diluídas é altamente tóxico para animais aquáticos, e por esta razão, é classificada como perigosa para o meio ambiente.

Informações de armazenagem

Semelhante a propano , amônia anidra ferve abaixo da temperatura ambiente. Um recipiente de armazenamento capaz de 250 psi é adequado para conter o líquido. Compostos de amónio nunca deve ser autorizado a entrar em contato com bases (a menos que em uma reação pretendido e contido), quantidades perigosas de gás de amônia poderia ser liberado.

Uso doméstico

As soluções de hidróxido de amónio (5-10% por peso) são utilizadas como produtos de limpeza doméstica, particularmente para o vidro. Estas soluções são irritantes para os olhos e membranas mucosas (aparelhos respiratório e digestivo) e em menor medida a pele. O cuidado deve ser usado de que o produto químico não é misturado em qualquer líquido contendo água sanitária, ou um gás venenoso pode resultar. A mistura com cloro ou produtos -containing oxidantes fortes, tais como o lar lixívia, pode levar-se a compostos perigosos, tais como cloraminas.

Uso de laboratório de soluções de amônia

Amostra de ácido clorídrico liberar vapores de HCl, que estão reagindo com vapores de amônia para produzir uma fumaça branca de cloreto de amónio.

Os perigos de soluções de amoníaco dependem da concentração: "diluir" soluções de amoníaco são geralmente de 5-10% em peso (<5,62 mol / L); Soluções de "concentrados" são geralmente preparadas em> 25% em peso. Uma solução a 25% (em peso) tem uma densidade de 0,907 g / cm ^3, e uma solução que tem uma densidade mais baixa será mais concentrado. O Classificação da União Europeia de soluções de amônia é dado na tabela.

S Frases: (S1 / 2), S16, S36 / 37/39, S45, S61.

O vapor de amônia a partir de soluções de amoníaco concentrada é severamente irritante aos olhos e trato respiratório, e essas soluções só devem ser tratadas em um exaustor. ("0,880") soluções saturadas pode desenvolver uma pressão significativa dentro de uma garrafa fechada no tempo quente, e a garrafa deve ser aberta com cuidado; isto não é normalmente um problema para 25% (0,900 ")" soluções.

As soluções de amoníaco não deve ser misturado com halogênios , como produtos tóxicos e / ou explosivos são formadas. O contato prolongado de soluções de amônia com prata , mercúrio ou sais de iodeto pode também conduzir a produtos explosivos: tais misturas são muitas vezes formados em análise qualitativa inorgânica, e deve ser levemente acidificada mas não concentrados (<6% w / v) antes da sua eliminação, uma vez que o teste é concluído.

Uso Laboratório de amônia anidra (gás ou líquido)

Amónia anidra é classificado como tóxico (T) e perigoso para o meio ambiente (N). O gás é inflamável ( Temperatura de auto-ignição: 651 ° C) e pode formar misturas explosivas com o ar (16-25%). O limite de exposição permissível (PEL) nos Estados Unidos é de 50 ppm (35 mg / m ^3), enquanto o Concentração IPVS é estimado em 300 ppm. A exposição repetida a amoníaco diminui a sensibilidade ao cheiro do gás: normalmente o odor é detectável em concentrações inferiores a 50 ppm, mas os indivíduos dessensibilizadas pode não detectar que mesmo a concentrações de 100 ppm. Amônia anidra corrói o cobre - e zinco -Contendo ligas, e assim latão não deve ser utilizado para o tratamento do gás. Amoníaco líquido também pode atacar borracha e certos plásticos.

A amônia reage violentamente com os halogênios. Triiodeto de nitrogênio, um primário alta explosivo, é formado quando amoníaco entra em contacto com o iodo . Amoníaco faz com que o explosivo de polimerização óxido de etileno. Também forma explosiva fulminante compostos com compostos de ouro , prata , mercúrio , germânio ou telúrio , e com stibine. Reacções violentas também foram relatados com acetaldeído, soluções de hipoclorito,ferricianeto de potássio eperóxidos.

Síntese e produção

Tendência de produção de amoníaco entre 1947 e 2007

Devido às suas diversas utilizações, a amónia é um dos produtos químicos inorgânicos mais altamente produzidos. Dezenas de fábricas de produtos químicos em todo o mundo produzir amoníaco. Consumir mais de 1% de toda a energia criada pelo homem, a produção de amônia é uma componente significativa do orçamento mundial de energia. Relatórios de pesquisa de mercado total de produção de amônia em 2012 é de 198 milhões de toneladas e está previsto um aumento de cerca de 35 milhões de toneladas em 2019. A China produziu 28,4% da produção mundial (cada vez mais a partir do carvão como parte de ureia síntese), seguido por Índia , com 8,6%, Rússia com 8,4%, eo dos Estados Unidos , com 8,2%. Cerca de 80% ou mais do amoníaco produzido é utilizado para fertilizar as colheitas agrícolas.

Antes do início da Primeira Guerra Mundial , a maioria de amônia foi obtida pela destilação seca de vegetais e resíduos de animais produtos nitrogenados, incluindo camelo esterco, onde foi destilada pela redução do ácido nitroso e nitritos com hidrogénio; Além disso, foi produzido pela destilação de carvão , e também pela decomposição de sais de amónio por hidróxidos alcalinos, tais como cal viva, o sal mais geralmente utilizada é o cloreto de ( Sal-amoníaco) da seguinte forma:

2 NH₄2 Cl + CaCl → CaO₂+ Ca (OH)₂2 + NH₃

De hidrogénio para a síntese de amoníaco, também poderia ser produzido economicamente usando a reacção do gás de água, seguido pela reacção de deslocamento de gás de água, produzido pela passagem de vapor através incandescente coque, para dar uma mistura dos gases hidrogénio e dióxido de carbono, seguido por remoção do carbono dióxido de "lavar" a mistura de gás com água sob pressão (25 atmosferas normalizadas (2500 kPa)); ou usando outras fontes, tais como carvão ou coque de gaseificação.

Plantas produtoras de amoníaco modernos dependem industrial de produção de hidrogénio que reagem com azoto atmosférica usando uma magnetite catalisador ou sobre um catalisador de Fe promovida sob alta pressão (100 atmosferas padrão (10.000 kPa)) e temperatura (450 ° C) para formar amoníaco líquido anidro. Este passo é conhecido como o ciclo de síntese de amoníaco (também referido como o processo de Haber-Bosch):

3 H₂+ N₂NH 2 →₃

O hidrogénio necessário para a síntese de amoníaco, também poderia ser produzido economicamente usando outras fontes, tais como carvão ou coque de gaseificação ou economicamente menos do electrólise da água em hidrogénio e oxigénio + outras alternativas que são presentemente impraticável para grande escala. Ao mesmo tempo, a maioria de amoníaco da Europa foi produzido a partir da usina hidrelétrica no Vemork, por via eletrólise. Várias fontes de eletricidade de energias renováveis ​​também são potencialmente aplicáveis.

Amoníaco líquido, como um solvente

Amoníaco líquido é o solvente ionizante não aquoso mais conhecido e mais amplamente estudado. Sua propriedade mais notável é a sua capacidade para dissolver metais alcalinos para formar soluções altamente coloridos, electricamente condutores contendo elétrons solvatados. Para além destas soluções notáveis, grande parte da química em amoníaco líquido pode ser classificado, por analogia com reacções relacionados em soluções aquosas. A comparação das propriedades físicas de NH ₃ com aqueles de água mostra NH ₃ tem o mais baixo ponto de fusão, ponto de ebulição, a densidade, viscosidade, constante dieléctrica e a condutividade eléctrica; isto é devido, pelo menos em parte para a ligação mais fraca H em NH ₃ e porque tal ligação não pode formar redes reticuladas, uma vez que cada NH ₃ molécula tem apenas um solitário de par de electrões, em comparação com dois para cada um H ₂ molécula S. A auto-iónica constante de dissociação de NH líquido ₃ à temperatura de -50 ° C é de cerca de 10 ^-33 mol ² · l ^-2 .

Solubilidade de sais

Amoníaco líquido é um solvente ionizante, embora menos do que a água, e dissolve-se uma gama de compostos iónicos, incluindo muitos nitratos , nitritos, cianetos e tiocianatos. A maioria dos sais de amónio são solúveis e agir como ácidos em soluções de amônia líquida. A solubilidade dos sais de halogeneto aumenta de fluoreto de iodeto. Uma solução saturada de nitrato de amónio contém soluto 0,83 mol por mole de amoníaco e tem uma pressão de vapor inferior a 1 bar até a 25 ° C (77 ° F) .

Soluções de metais

Amónia líquida irá dissolver-se os metais alcalinos e outros metais electropositivos, tais como magnésio , cálcio , estrôncio , bário , európio e itérbio . Em baixas concentrações (<0,06 mol / l), soluções de azul profundo são formados: estes contêm catiões metálicos e electrões solvatados, electrões livres que estão rodeados por uma gaiola de moléculas de amoníaco.

Estas soluções são muito úteis como agentes redutores fortes. Em concentrações mais elevadas, as soluções são metálico na aparência e na condutividade eléctrica. A baixas temperaturas, os dois tipos de solução podem coexistir como fases imiscíveis.

Propriedades redox de amoníaco líquido

A gama de estabilidade termodinâmica de soluções de amoníaco líquido é muito estreito, como o potencial de oxidação de diazoto, E ° (N ₂ + 6NH ₄ ⁺ + 6e ^- ⇌ 8NH ₃ ), é de apenas 0,04 V. Na prática, a oxidação de diazoto e redução de di-hidrogenofosfato são lentos. Isto é particularmente verdadeiro para reduzir soluções: soluções de metais alcalinos acima referidos são estáveis ​​durante vários dias, decompondo-se lentamente para a amida e di-hidrogenofosfato de metal. A maioria dos estudos que envolvem soluções de amônia líquido são feitas em condições redutoras; embora a oxidação de amoníaco líquido é geralmente lenta, ainda há um risco de explosão, particularmente se os iões de metais de transição estão presentes como possíveis catalisadores.

O papel da amônia em sistemas biológicos e doenças humanas

Os principais sintomas da hyperammonemia (amônia atingir concentrações tóxicas).

A amônia é uma importante fonte de nitrogênio para sistemas vivos. Embora o nitrogênio atmosférico abunda (mais de 75%), poucos seres vivos são capazes de usar esse nitrogênio. Azoto é necessário para a síntese de aminoácidos, que são os blocos de construção das proteínas . Algumas plantas dependem de amônia e outros resíduos nitrogenados incorporada ao solo pela decomposição da matéria. Outros, como fixadoras de nitrogênio legumes, beneficiam de relações simbióticas com rizóbios que criam amônia a partir de nitrogênio atmosférico.

Biossíntese

Em determinados organismos, a amônia é produzida a partir de nitrogênio atmosférico por enzimas chamadas nitrogenases. O processo global é chamado fixação de nitrogênio . Embora seja improvável que os métodos biomiméticos que são competitivos com o processo Haber será desenvolvido, intenso esforço foi direcionado para a compreensão do mecanismo de fixação biológica de nitrogênio. O interesse científico neste problema é motivada pela estrutura não usual do local activo da enzima, que consiste de uma Fe ₇ MoS ₉ conjunto.

O amoníaco é também um produto metabólico de aminoácido desaminação catalisada por enzimas, tais como glutamato desidrogenase 1. excreção Amoníaco é comum em animais aquáticos. Nos seres humanos, ele é rapidamente convertido em ureia , que é muito menos tóxica, particularmente menos de base . Esta ureia é um componente importante do peso seco da urina. A maioria dos répteis, pássaros, insetos, caracóis e excretar o ácido úrico apenas como resíduos nitrogenados.

Na fisiologia

O amoníaco também desempenha um papel em ambos os animais normais e anormais fisiologia. Ele é biossintetizado através do metabolismo de aminoácidos normal e é tóxico em concentrações elevadas. O fígado converte amónia em ureia através de uma série de reacções conhecidas como a ciclo da uréia. disfunção do fígado, tais como o observado na cirrose, pode conduzir a elevadas quantidades de amoníaco no sangue ( hiperamonemia ). Do mesmo modo, os defeitos de enzimas responsáveis ​​pela ciclo da ureia, tais como ornitina transcarbamilase, levar a hiperamonemia. Hiperamonemia contribui para a confusão e coma da encefalopatia hepática, bem como a doença neurológica comum em pessoas com defeitos do ciclo da ureia e acidúrias orgânicos.

A amônia é importante para o equilíbrio ácido animais / base normal. Após a formação de amónio a partir de glutamina, α-cetoglutarato pode ser degradado para produzir duas moléculas de bicarbonato, os quais são, então, disponível como tampões para ácidos alimentares. Amónio é excretada na urina, o que resulta em perda de ácido líquido. O amoníaco pode-se difundir através dos túbulos renais, combinam-se com um ião de hidrogénio, e, assim, permitir uma maior excreção de ácido.

Excreção

Iões amónio são um produto de resíduos tóxicos do metabolismo em animais . Nos peixes e invertebrados aquáticos, é excretado diretamente na água. Nos mamíferos, tubarões, e anfíbios, é convertido no ciclo da ureia para ureia , porque é menos tóxico e pode ser armazenado de forma mais eficiente. Nas aves, répteis e caracóis terrestres, de amónio metabólica é convertido em ácido úrico, que é sólida, e pode, portanto, ser excretada com a perda mínima de água.

Intervalos de referência para testes de sangue, comparando o conteúdo de amônia no sangue (mostrada em amarelo próximo ao centro) com outros constituintes

Em astronomia

A amônia ocorre nasatmosferas dos planetas exteriores de gás, comoJúpiter(0,026% de amoníaco) eSaturno(0,012% de amoníaco).

A amônia foi detectado nas atmosferas dos gigantes de gás , incluindo planetas Júpiter , junto com outros gases, como o metano, hidrogênio e hélio . O interior de Saturno podem incluir cristais congelados de amônia. É naturalmente encontrado no Deimos e Fobos - as duas luas de Marte.

Espaço interestelar

A amônia foi detectado pela primeira vez no espaço interestelar em 1968, com base em emissões de microondas a partir da direção do núcleo galáctico . Esta foi a primeira molécula poliatômico para ser assim detectados. A sensibilidade da molécula a uma ampla gama de excitações e a facilidade com que ele pode ser observado em várias regiões fez amónia uma das moléculas mais importantes para estudos de nuvens moleculares. A intensidade relativa das linhas de amoníaco pode ser utilizado para medir a temperatura do meio de emissores.

A seguir espécie isotópica de amônia foram detectados:

NH₃,¹⁵NH₃, NH₂ D, NHD₂, e ND₃

A detecção de triplamente amoníaco deuterado foi considerada uma surpresa como o deutério é relativamente escasso. Pensa-se que as condições de baixa temperatura com que esta molécula de sobreviver e de se acumular.

Desde a sua descoberta interestelar, NH ₃ provou ser uma ferramenta de valor inestimável espectroscópica no estudo do meio interestelar. Com um grande número de transições sensíveis a uma vasta gama de condições de excitação, NH ₃ tem sido amplamente astronomicamente detectado - a sua detecção tenha sido descrita em centenas de artigos de revistas. Segue-se uma amostra de artigos de revistas que destaca a variedade de detectores que têm sido utilizados para identificar amoníaco.

O estudo de amônia interestelar tem sido importante para um número de áreas de pesquisa nas últimas décadas. Algumas delas são delineadas abaixo e envolvem principalmente utilizando amônia como um termômetro interestelar.

Mecanismos de formação interestelares

Modelo da bola-e-vara do cátion diamminesilver (I), [Ag (NH₃)₂]⁺

A abundância interestelar para amónia foi medida por uma variedade de ambientes. O [NH ₃ ] / [H ₂ rácio], foi estimada entre 10 ^-7 em pequenas nuvens escuros até 10 ^-5 no núcleo denso do Complexo Orion Nuvem molecular. Apesar de um total de 18 rotas no total de produção têm sido propostas, o mecanismo de formação de capital por interestelar NH ₃ é a reação:

NH₄ ⁺+ e^-→ NH₃+ H ·

A constante de velocidade, k , desta reacção depende da temperatura do meio ambiente, com um valor de 5,2 x 10 ^-6 a 10 K. A constante de velocidade foi calculada a partir da fórmula k = a (T / 300) ^B . Para a reacção de formação de primário, um = 1,05 × 10 ^-6 e B = -0,47. Assumindo que um NH ₄ ⁺ abundância de 3 × 10 ^-7 e uma abundância de electrões de 10 ^-7 típico de nuvens moleculares, a formação irá prosseguir a uma velocidade de 1,6 x 10 ^-9 cm ^-3 s ^-1 em uma nuvem molecular do total de densidade 10 ⁵ cm ^-3 .

Todas as outras reações de formação propostas têm constantes de velocidade de entre 2 e 13 ordens de magnitude menor, fazendo com que a sua contribuição para a abundância de amoníaco relativamente insignificante. Como um exemplo da outra contribuição menor reacções de formação de jogar, a reacção:

H₂+ NH₂→ NH₃+ H

tem uma constante de velocidade de 2,2 x 10 ^-15 . Assumindo H ₂ densidades de 10 ⁵ e NH ₂ / H ₂ proporção de 10 ^-7 , esta reacção decorre a uma velocidade de 2,2 x 10 ^-12 , mais do que três ordens de grandeza mais lenta que a reacção primária acima.

Algumas das outras reacções possível formação são os seguintes:

H^-+ NH₄ ⁺→ NH₃+ H₂

PNH₃ ⁺+ e^-→ P + NH₃

Mecanismos de destruição interestelares

Existem no total 113 reacções propostas que conduzem à destruição de NH ₃ . Destes, 39 foram tabulados em extensos quadros da química entre os compostos de C, N, e S. Uma revisão de amônia interestelar cita os seguintes reações como os principais mecanismos de dissociação:

(1) NH₃+ H₃ ⁺→ NH₄ ⁺+ H₂

(2) NH₃+ HCO⁺→ NH₄ ⁺+ CO

com constantes de velocidade de 4,39 x 10 ^-9 e 2,2 x 10 ^-9 , respectivamente. As equações acima (1,2) correr a uma velocidade de 8,8 x 10 ^-9 e 4,4 x 10 ^-13 , respectivamente. Estes cálculos assumiu as constantes de velocidade de dados e abundâncias de [NH ₃ ] / [H ₂ ] = 10 ^-5 [H ₃ ⁺ ] / [H ₂ ] = 2 × 10 ^-5 , [HCO ⁺ ] / [H ₂ ] = 2 × 10 ^-9 , e as densidades totais de n = 10 ⁵ , típico de frio, denso, nuvens moleculares. É evidente que, entre estas duas reacções primárias, a equação (1) representa a reacção de destruição dominante, com uma taxa de ~ 10.000 vezes mais rápida do que a equação (2). Isto é devido à abundância relativamente elevada em H ₃ ⁺ .

Detecções de antenas individuais

Observações de rádio do NH ₃ do telescópio de rádio Effelsberg 100 m revelam que a linha de amônia é separado em dois componentes - um cume fundo e um núcleo não resolvido. O fundo corresponde bem com os locais previamente detectados CO. A 25 m Chilbolton telescópio na Inglaterra detectado assinaturas de rádio de amônia em regiões HII , HNH ₂ O maser, objetos HH e outros objetos associados com a formação de estrelas. Uma comparação de linha de larguras de emissão indica que velocidade turbulenta ou sistemáticas não aumentam nos núcleos centrais das nuvens moleculares.

Microondas radiação de amônia foi observada em vários objetos galácticos incluindo W3 (OH), Orion A, W43, W51, e cinco fontes em centro galáctico. A alta taxa de detecção indica que esta é uma molécula comum no meio interestelar e que as regiões de alta densidade são comuns na galáxia.

Estudos interferométricos

VLA observações de NH ₃ em sete regiões de alta velocidade com saídas gasosos revelou condensações de menos do que 0,1 pc em L1551, S140, e Cepheus A. Três condensações individuais foram detectados em Cepheus A, um deles com uma forma alongada altamente. Eles podem desempenhar um papel importante na criação da saída bipolar na região.

Amoníaco Extragalactic foi fotografada usando o VLA no IC 342. O gás quente tem temperaturas acima de 70 K, que foi inferida a partir razões de linhas de amônia e parece estar intimamente associada com as partes mais íntimas do bar nuclear visto na CO. NH ₃ também foi monitorado por VLA em direção a uma amostra de quatro ultracompact galáctico HII regiões: G9.62 + 0,19, G10.47 + 0,03, G29.96-0.02, e G31.41 + 0,31. Com base em diagnósticos de temperatura e de densidade, conclui-se que, em geral, tais aglomerados são susceptíveis de ser os locais de formação de estrela maciça em fase evolutiva início antes do desenvolvimento de uma região de HII ultracompact.

Detecções infravermelhos

Absorção a 2,97 micrómetros devido à amônia sólido foi gravado a partir de grãos interestelares do objeto Becklin-Neugebauer e, provavelmente, em NGC 2264-IR também. Esta detecção ajudou a explicar a forma física de linhas de absorção de gelo previamente mal compreendidos e afins.

Um espectro de o disco de Júpiter foi obtido a partir do Airborne Observatory Kuiper, que cobre de 100 a 300 centímetros ^-1 gama espectral. Análise do espectro proporciona informações sobre as propriedades médias globais de gás de amônia e uma névoa de gelo de amônia.

Um total de 149 posições de nuvens escuras foram pesquisados ​​por evidências de 'núcleos densos' usando o (J, K) = (1,1) rotativa linha inversão de NH ₃ . Em geral, os núcleos não são em forma esférica, com relações de aspecto variando de 1,1 a 4.4. Encontra-se também que núcleos com estrelas têm linhas mais amplas do que os núcleos sem estrelas.

A amônia foi detectado na nebulosa Draco e em uma ou possivelmente duas nuvens moleculares, que são associados com o galáctico de alta latitude cirrus infravermelho. A descoberta é importante porque pode representar os locais de nascimento para a população I metalicidade estrelas do tipo B no halo galáctico que poderia ter sido suportados no disco galáctico.

Observações de nuvens escuras nas proximidades

Ao equilibrar e emissão estimulada com emissão espontânea, é possível construir uma relação entre temperatura e densidade de excitação. Além disso, uma vez que os níveis de transição de amoníaco pode ser aproximada por um sistema de 2-nível a baixas temperaturas, este cálculo é bastante simples. Esta premissa pode ser aplicado a nuvens escuras, regiões com suspeita de temperaturas extremamente baixas e possíveis locais para a formação de estrela futura. Detecções de amônia em nuvens escuras mostram-linhas indicativas muito estreitas, não só de baixas temperaturas, mas também de um baixo nível de turbulência interna do nuvem. Linha de cálculo da razão de fornecer uma medição de temperatura da nuvem que é independente de observações anteriores de CO. As observações foram consistentes com amoníaco das medições de CO de temperaturas de rotação de ~ 10 K. Com isso, as densidades podem ser determinados, e foram calculados a variar entre 10 ⁴ e 10 ⁵ cm ^-3 em nuvens escuras. Mapeamento de NH ₃ dá tamanhos típicos nuvens de 0,1 pc e massas perto de uma massa solar. Estes núcleos densos frios são os locais de formação de estrela futura.

Regiões HII UC

Regiões ultra-compacto HII estão entre os melhores marcadores da formação de alta massa estrela. O material denso circundante regiões Uchii é provável principalmente molecular. Uma vez que um estudo completo de formação de estrela maciça envolve, necessariamente, a nuvem a partir do qual a estrela formada, a amônia é uma ferramenta inestimável para a compreensão deste material molecular circundante. Uma vez que este material de peso molecular pode ser espacialmente resolvido, é possível restringir o aquecimento / fontes, temperaturas, massas e tamanhos das regiões ionizante. Componentes de velocidade de deslocamento Doppler permitir a separação de regiões distintas de gás molecular que podem rastrear saídas e núcleos quentes provenientes formando estrelas.

Detecção Extragalactic

O amoníaco foi detectada em galáxias externas, e através da medição de várias linhas ao mesmo tempo, é possível medir directamente a temperatura do gás nessas galáxias. Razões de linhas implica que as temperaturas de gás são quente (~ 50 K), originários das nuvens densas com tamanhos de dezenas de pc. Esta imagem é consistente com a imagem dentro de nossa Via Láctea densa forma núcleos moleculares galáxia-quente ao redor recém-formando estrelas embarcados em grandes nuvens de material molecular na escala de várias centenas de pc (nuvens moleculares gigantes; GMCs).