Ammoniaca

L’ammoniaca è un gas incolore, dall’odore pungente, penetrante e caratteristico avente formula NH₃ e costituisce il composto di partenza di molte specie tra cui le ammine e i sali di ammonio quaternari.

Ha una struttura tetraedrica deformata con angoli di legame H-N-H di circa 108° in cui l’atomo di azoto ibridato sp³ si trova al centro e lega i 3 atomi di idrogeno. La base del tetraedro è costituita da un triangolo equilatero ai cui vertici si trovano i tre atomi di idrogeno mentre il quarto vertice del tetraedro è occupato dal doppietto elettronico solitario dell’azoto.

Grazie al doppietto elettronico presente sull’azoto l’ammoniaca è una base secondo Brønsted-Lowrye dà luogo in acqua a soluzioni basiche con una costante K_b= 1.85 ∙ 10^-5 relativa all’equilibrio:

NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH^–

L’ammoniaca è una molecola polare e forma legami a idrogeno e dà luogo anche se in misura minore rispetto all’acqua alla autoionizzazione secondo l’equilibrio:

2 NH₃ ⇌ NH₄⁺ + NH₂^–

Tale equilibrio ha infatti una costante K = [NH₄⁺][NH₂^–] dell’ordine di 10^-30 mentre la costante K_w  di autoionizzazione dell’acqua è dell’ordine di 10^-14.

L’ammoniaca è una molecola polare e pertanto è solubile in acqua oltre che in metanolo, etanolo, etere e cloroformio.

L’ammoniaca fu isolata per la prima volta dal chimico britannico Joseph Priestley nel 1774 e attualmente viene prodotta su scala industriale secondo il processo Haber.

L’ammoniaca è un composto stabile e si decompone in presenza di un catalizzatore metallico come il nichel secondo la reazione:

2 NH_3(g) → N_2(g) + 3 H_2(g)

L’ammoniaca può dare una reazione di combustione in presenza di aria secondo la reazione altamente esotermica:

4 NH₃ + 3 O₂ → 2 N₂ + 6 H₂O

Una miscela di aria e ammoniaca fatta passare a 800°C su un catalizzatore di platino e rodio dà luogo alla formazione di monossido di azoto secondo la reazione:

4 NH₃ + 5 O₂ → 4 NO + 6 H₂O

L’ammoniaca può ossidarsi ad azoto molecolare in presenza di alcuni ossidi metallici a caldo; ad esempio:

3 CuO + 2 NH₃ → N₂ + 3 Cu + 3 H₂O

3 PbO + 2 NH₃ → N₂ + 3 Pb + 3 H₂O

L’ammoniaca reagisce con gli alogeni anche se, a seconda dell’alogeno dà luogo alla formazione di prodotti diversi. In presenza di un eccesso di cloro forma tricloruro di azoto e cloruro di idrogeno:

NH₃ + 3 Cl₂ → NCl₃ + 3 HCl

Quando invece l’ammoniaca è in eccesso dà luogo alla formazione di azoto e cloruro di ammonio:

8 NH₃ + 3 Cl₂ → 6 NH₄Cl + N₂

Analoga reazione avviene con il bromo:

8 NH₃ + 3 Br₂ → 6 NH₄Br + N₂

Quando lo iodio viene fatto reagire con l’ammoniaca anidra a bassa temperatura si forma l’addotto NI₃∙NH₃ secondo la reazione:

3 NH₃ + 3 I₂ → NI₃∙NH₃ + 3 HI

Tale composto può facilmente dar luogo a una reazione esplosiva se viene colpito, secondo la reazione:

8 NI₃∙NH₃ → 5 N₂+ 9 I₂ + 6 NH₄I

Alla temperatura di 200°C e alla pressione di 80-100 atm l’ammoniaca si combina con il biossido di carbonio per dare urea:

2 NH₃ + CO₂ → NH₂CONH₂ + H₂O

L’ammoniaca reagisce con metalli alcalini come sodio e potassio per dare rispettivamente sodioammide e potassio ammide e idrogeno gassoso:

2 Na + 2 NH₃ → 2 NaNH₂ + H₂

L’ammoniaca forma composti di coordinazione con numerosi metalli tra cui argento e rame del tipo [Ag(NH₃)₂]⁺ e [Cu(NH₃)₄(H₂O)₂]²⁺.

L’ammoniaca è un composto estremamente importante in campo industriale e ha moltissimi utilizzi tra cui:

• Per ottenere rayon o urea
• Per ottenere l’acido nitrico
  nel processo Ostwald
• Per ottenere il carbonato di sodio nel processo Solvay
• Per ottenere fertilizzanti tra cui l’urea ammonio fosfato
• Come refrigerante
• Per la produzione di esplosivi
• Nelle tinture per capelli
• Come sgrassante di vetri e superfici

Soluzioni diluite di ammoniaca vengono usate per usi domestici come rimedio per le punture di insetti e per eliminare le macchie di vino dai tessuti, per la pulizia di tappeti e moquette, per eliminare l’odore di muffa oltre che come sgrassatore.