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SI EL AMONIACO ES NATURAL ¿DEJA DE SER AMONIACO?



Prolifera actualmente una marca de las llamadas "natural", de productos de peluquería, entre los que está su "tinte" con "amoniaco natural" o como dicen e llos, "extraido de la naturaleza"...pero, ¿significa esto que no es entonces dañino para la salud?
Por mi alergia al amonaico, quise comprobarlo y la reacción fué inminente, rápida y catastrofica.

Ahí surgierón mis ganas de entender, si el amoniaco natural, deja de ser o no amoniaco....y simplemente la respuesta es: "Tan amoniaco es el químico, desarrollado en una probeta, como el que se extrae de la naturaleza y se sintetiza para fabricar tintes para el cabello".

Yo he dejado de creerme nada....os dejo una pequeña clase de Química.

¿Que es el amoniaco?


El amoníaco es un compuesto químico con la fórmula NH3. El amoníaco, en disolución acuosa puede actuar como base, agregando un átomo de hidrógeno y transformándose en el catión amonio NH4+


El amoníaco es un gas incoloro, de olor característico por lo nauseabundo y penetrante. Se produce naturalmente en la descomposición de la materia orgánica, y también es producido a nivel industrial. A temperatura ambiente se disuelve fácilmente en agua y se evapora con rapidez.
El amoníaco es producido de manera natural por bacterias que se encuentran en el suelo, y que degradan la materia orgánica proveniente de  desechos de animales, y plantas y animales muertos.
Una cantidad  de amoníaco similar a la producida naturalmente es obtenida anualmente de manera industrial. La mayor parte del amoníaco obtenido de esta manera se destina a la producción  de fertilizantes. En menor proporción, se utiliza en producción de productos de limpieza, refrigerantes, alimentos, bebidas entre otros.


El amoníaco tiene facilidad para ser degradado, las plantas tienen capacidad de absorberlo del suelo, eliminándolo del medio. De todas maneras, si llega a encontrarse en grandes concentraciones en ríos o arroyos, puede ser peligroso para los animales que allí viven, ya que interfiere con el transporte de oxígeno por parte de la hemoglobina.
Si es inhalado, el amoníaco puede causar desde irritación de garganta hasta edema pulmonar. Los síntomas causados dependen directamente de la concentración de amoníaco inhalada. En contacto con la piel, el amoníaco también puede causar irritación y quemaduras.

Obtención de amoníaco a nivel industrial.

El proceso mediante el cual se obtiene amoníaco obtiene su nombre de los químicos que lo idearon: Fritz Haber y Carl Bosch.  

Este proceso es el resultado de la combinación directa entre el nitrógeno (proveniente de la atmósfera)y el hidrógeno (proveniente del gas natural), ambos en estado gaseoso:

N2(g) + 3H2(g)  2NH3(g)





Esta reacción ocurre con lentitud, dado que necesita gran cantidad de energía de activación, como consecuencia de la estabilidad química del nitrógeno. Para  acelerar la reacción se utiliza un catalizador, y se aumenta la presión y la temperatura a la  que esta ocurre.
De esta manera las moléculas gaseosas tienen mayor energía cinética,  aumentando la velocidad con que reaccionan. Además, al retirar el amoníaco a medida que se va formando, se acelera aún más la producción del mismo.

La presión aplicada para mejorar el rendimiento de esta reacción puede llegar hasta las 900 atmósferas. Con esta presión, a una temperatura de 450 o 500 grados C, el rendimiento de la reacción puede ser del 40%.

El amoníaco obtenido de esta manera se utiliza en la preparación de fertilizantes, como nitrato de amonio o sulfato de amonio.

Otro uso bastante frecuente es como producto de limpieza; gracias a sus propiedades desengrasantes resulta de utilidad en la remoción de manchas difíciles. Es usado diluido en agua.

Peligros excepcionales de fuego y de explosión: una mezcla de amoniaco en aire desde un 16% hasta un 25% puede producir una explosión al fuego. Mantenga el recipiente fresco para evitar la explosión o el escape de gas. Se puede incrementar el peligro de incendio con la presencia de aceite o de otros materiales inflamables.
  • Límite inflamable superior: 25% en volumen
  • Límite inflamable inferior: 16% en volumen.
Estado físico: gas comprimido
Apariencia: gas o líquido
Solubilidad en agua: 100%
Solubilidad en otros productos químicos: alcohol. Forma hidratos enlazando las moléculas de agua por puentes de hidrógeno.
Punto de solidificación: 77'7ºC; 107'90ºF
Corrosividad: algunos tipos de plásticos, gomas y revestimientos, oro y mercurio.
Da lugar a sales amónicas volátiles hidrolizables. Sus sales se descomponen fácilmente al calentarse(por se sales de base débil volátil).
Estabilidad: aunque es estable a temperaturas ordinarias el amoniaco empieza a descomponerse apreciablemente en sus elementos a 500ºC. La reacción, como sabemos es reversible:
2NH3! N2 + 3H2
Acción sobre no metales: el amoniaco no es combustible en el aire, pero arde en oxígeno con una llama amarilla, formando vapor de agua y nitrógeno, sin embargo, una mezcla de amoniaco y aire en contacto con platina a 700ºC forma óxido nítrico:
4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O
El óxido nítrico puede oxidarse a dióxido de nitrógeno y convertirse en ácido nítrico.
Acción sobre metales: ciertos metales, como el litio y el magnesio, reaccionan con amoniaco a alta temperatura para formar nitruros:
2NH3 + 3Mg = N2Mg3 + 3H2
Con sodio y potasio, solamente una parte del hidrógeno se reemplazara formándose la amida.
2NH3 +2Na = 2NH2Na + H2!
Acción sobre compuestos: el amoniaco actúa como reductor sobre muchos óxidos cuando se hace pasar el gas sobre ellos a alta temperatura:
2NH3 + 3CuO = Na! + 3Cu +3H2O!
Se combina con muchas sales para formar compuestos complejos, tal como las sales diaminoargénticas, las cuales contienen el ion complejo positivo Ag (NH3)+2.
El amoniaco se disuelve en agua y forma una disolución alcalina que suele llamarse hidróxido amónico. Tales disoluciones contienen concentraciones débiles de los dos iones NH+4 y OH- :
NH3 + H2O ! NH+4 + OH-
La formulación del ion complejo, NH+4, desplaza el equilibrio entre las moléculas de agua y sus iones y al establecerse de nuevo, la concentración de OH- es mayor que la de H3O+, y la disolución es alcalina.
HISTORIA

El amoniaco era conocido por los antiguos alquimistas, que describieron su obtención y sus propiedades.
Primeramente se obtuvo calentando orina con sal común y tratando el producto resultante con álcalis. El gas así obtenido se denominó espíritu volátil. (De la orina dicen extraerlo los que hablan que sus tintes llevan amoniaco "natural").
El cloruro amónico se importó por primera vez en Europa desde Egipto, donde se preparaba a partir del sublimado que se formaba al quemar los excrementos de los camellos. Se cree que los antiguos sacerdotes egipcios conocían ésta sustancia, pues el nombre de sal amoniaco parece tener alguna relación con el dios egipcio Ra Ammon.
Calentando en retornas algunas sustancias orgánicas, tales como pezuñas o cuernos de animales, desprendían amoniaco, y su disolución acuosa fue conocida primitivamente por espíritu de asta de ciervo; PRIESTLEY lo llamó aire alcalino
BERTHOLLET, en 1785, demostró que el amoniaco es un compuesto de hidrógeno y nitrógeno.

El amoniaco se produce en la Naturaleza por la acción de bacterias de la putrefacción y de formación de amoniaco sobre la materia orgánica del suelo. Por éste motivo se percibe olor a amoniaco en establos y corrales, donde ésta acción tiene lugar.

HIDROGENO
La formación de hidrógeno elemental se registró por vez primera en el siglo 16 por el alquimista Paracelso (1493-1541), quien observó la formación de un “aire” (gas) producido por la acción de los ácidos sobre el hierro. Sin embargo fue el químico inglés Henry Cavendish (1731-1810) quien aisló por primera vez el hidrógeno puro y lo distinguió por separado de otros gases. El elemento debe su nombre al químico francés Lavoisier, quien le llamó “productor de agua” debido al hecho de que se produce agua cuando el gas arde en el aire (del griego hidro , agua gennao, producir).
El hidrógeno es el elemento más abundante en el universo, es el combustible nuclear que se consume en nuestro sol y otras estrellas para producir energía.
Aunque el 70% del universo se compone de hidrógeno, solamente constituye el 0.87% de la masa de la Tierra. Al parecer, grandes cantidades de hidrógeno escaparon de la Tierra durante sus inicios. A diferencia de los grandes planetas, tales como Saturno y Júpiter, la Tierra tiene un campo gravitacional muy débil para mantener las moléculas ligeras de los elementos gaseosos. Todo lo que quedó se encuentra con mayor frecuencia combinado con el oxígeno agua, de cuyo peso el hidrógeno es el 11%, es el compuesto de hidrógeno abundante. Debido a que el agua cubre cerca del 70% de la superficie terrestre hidrógeno se encuentra fácilmente disponible. El hidrógeno también es un importante componente del petróleo, celulosa, almidón, grasas, alcoholes, ácidos y amplia variedad de otras sustancias.

NITROGENO

El nitrógeno lo descubrió en 1772 el botánico escocés Daniel Rutenford encontró que cuando se encerraba a un ratón en un frasco sellado, el animal rapidamente consumía el componente capaz de mantenerlo vivo, muriendo al fin. Cuando el “aire fijado” (CO2) en el recipiente era eliminado, permanecía en él “aire nocivo” siendo a su vez, incapaz de mantener la combustión ni la vida. Este gas es el que actualmente se conoce como nitrógeno.

El nitrógeno constituye el 78% en volumen de la admósfera terresre, en donde se presenta como moléculas de N2 aunque el nitrógeno es un elemento para la vida, los compuestos de nitrógeno no son particularmente abundantes en la corteza terrestre. Los depósitos naturales más importantes de compuestos del nitrógeno, son los de KNO3 (salitre) en la India y de NaNO3 (salitre chileno) en Chile y otras regiones desérticas de Sudamérica.

Existen dos vías principales para la fijación del nitrógeno en la naturaleza: los relámpagos que ocasionan la formación del NO a partir de N2 y 02 en el aire. además, los nódulos de las raíces de ciertas leguminosas como el chícharo, frijol, cahuate y alfalfa contienen bacterias fijadoras de nitrógeno. Es bien sabido, que tanto el hierro como el molibdeno participan en los sistemas enzímáticos responsables de la fijación del nitrógeno en estos nódulos de la raíz. Es de interes comprender este proceso y desarrollar catalizadores que al igual que las encimas fijen el nitrógeno a presión y temperatura ambiente.


El nitrógeno se encuentra en numerosos compuestos imprescindibles para la vida, incluyendo proteínas, enzimas, ácidos nucleicos, vitaminas y hormonas. Las plantas usan compuestos muy simples como materiales iniciales, a partir de los cuales se forman tales compuestos más complejos y biológicamente necesarios. Las plantas pueden utilizar diversas formas del nitrógeno, especialmente el NH3, NH4 y el NO3-. El amoniaco liquido, el nitrato de amonio, NH4NO3, y la urea, (NH2)2CO, están entre los fertilizantes más comúnmente empleados. La urea se produce por la reacción del amoniaco con el dióxido de carbono:
2NH2(ac) + CO2 (ac) ======== H2NCNH2(ac) + H2O(l)
El NH3 se libera muy lentamente conforme la urea va reaccionando con el agua de la tierra.


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Más información:  La Guía de Química http://quimica.laguia2000.com

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