Amoníaco - Historial de revisiones

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Yanisleydys jc.caonao en 15:50 2 abr 2013

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 {{Elemento_químico
 |nombre= Amoníaco
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 |presion_de_vapor=
 |velocidad_del_sonido=
+}}'''Amoníaco'''. Compuesto químico de [[nitrógeno]] con la fórmula química NH3. Es un gas incoloro con un característico olor repulsivo. El amoníaco contribuye significativamente a las necesidades nutricionales de los organismos terrestres por ser un precursor de fertilizantes. Directa o indirectamente, el amoníaco es también un elemento importante para la síntesis de muchos fármacos y es usado en diversos productos comerciales de limpieza. Pese a su gran uso, el amoníaco es cáustico y peligroso. La producción industrial del amoníaco en [[2012]] fue de 198 000 000 toneladas, lo que equivale a un 35 % de incremento con respecto al año [[2006]], con 146 500 000 toneladas.
 == Etimología ==
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 Los Romanos le dieron el nombre de 'sal ammoniacus' (sal de amoníaco) a los depósitos de cloruro de amoníaco colectados cerca del templo de Amun (en griego Ἄμμων" Ammon) en la antigua [[Libia]] por la proximidad del templo. Las sales de amoníaco se conocen desde tiempo antiguos; así es que el término de "Hammoniacus sal" aparece en las escrituras de Plinio, aunque no se sabe si el término es idéntico al término moderno de "sal-ammoniac" (cloruro de amonio).
-En la forma de sal de amoníaco, el amoníaco fue importante en la alquimia medieval, como en el [[siglo XVIII]], se mencionó por químico Persa Jābir ibn Hayyān, y los alquimistas desde el [[siglo XIII]], siendo mencionado por Albertus Magnus. También fue utilizado por tintoreros en la Edad media en forma de orina fermentada para alterar el color de los tintes vegetales. En el [[siglo XV]], Basilius Valentinus demostró que el amoníaco podía ser obtenido por la acción de álcalis en sal de amoníaco. En un periodo posterior, cuando las sales de amoníaco se obtenían de la destilación de pezuñas y cuernos de los bueyes y neutralizando el carbonato resultante con ácido clorhídrico.
+En la forma de sal de amoníaco, el amoníaco fue importante en la alquimia medieval, como en el [[siglo XVIII]], se mencionó por químico Persa Jābir ibn Hayyān, y los alquimistas desde el [[siglo XIII]], siendo mencionado por [[Albertus Magnus]]. También fue utilizado por tintoreros en la Edad media en forma de orina fermentada para alterar el color de los tintes vegetales. En el [[siglo XV]], [[Basilius Valentinus]] demostró que el amoníaco podía ser obtenido por la acción de álcalis en sal de amoníaco. En un periodo posterior, cuando las sales de amoníaco se obtenían de la destilación de pezuñas y cuernos de los bueyes y neutralizando el carbonato resultante con ácido clorhídrico.
-El amoníaco gaseoso fue aislado por primera vez por Joseph Priestley en [[1774]] y fue nombrado por él como "aire alcalino". Once años después en [[1785]], Claude Louis Berthollet encontró su composición.
+El amoníaco gaseoso fue aislado por primera vez por [[Joseph Priestley]] en [[1774]] y fue nombrado por él como "aire alcalino". Once años después en [[1785]], [[Claude Louis Berthollet]] encontró su composición.
-El proceso de Haber-Bosch produce amoníaco desde el [[nitrógeno]] en el aire, el cual fue desarrollado Fritz Haber y Carlo Bosch en [[1909]] y la patentaron en [[1910]]. Su primer uso fue en una escala industrial en [[Alemania]] durante [[Primera Guerra Mundial]]. El amoníaco fue usado para producir explosivos para sostener refuerzos de guerra. Sin embargo, a pesar de su origen con fines bélicos, el proceso ha llegado a ser la principal fuente de nitrógeno fijado en el mundo, mejorando el rendimiento de los cultivos y mitigando el hambre a millones de personas en el [[planeta]].
+El proceso de Haber-Bosch produce amoníaco desde el [[nitrógeno]] en el aire, el cual fue desarrollado por [[Fritz Haber]] y [[Carlo Bosch]] en [[1909]] y la patentaron en [[1910]]. Su primer uso fue en una escala industrial en [[Alemania]] durante [[Primera Guerra Mundial]]. El amoníaco fue usado para producir explosivos para sostener refuerzos de guerra. Sin embargo, a pesar de su origen con fines bélicos, el proceso ha llegado a ser la principal fuente de nitrógeno fijado en el mundo, mejorando el rendimiento de los cultivos y mitigando el hambre a millones de personas en el [[planeta]].
 Anterior a la disponibilidad del gas natural barato, el hidrógeno como precursor de la producción de amoníaco se llevaba a cabo con electrolisis del agua o usando el proceso de cloro-álcali.
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 ''' Solubilidad en agua '''
 El amoníaco es miscible con [[agua]]. En una solución acuosa puede separarse por ebullición. La solución acuosa de amoníaco es una base. La concentración máxima de amoníaco en agua tiene una densidad de 0.880 g/cm3 (880 kg/m3) y es frecuentemente conocido como 'amoníaco 0.880'. El amoníaco casero o hidróxido de amonio es una solución de NH3 en agua. La concentración de dicha solución es medida en unidades de la Escala Baumé, con 26 grados baumé (cerca del 30 % por peso de amoníaco) como concentración típica del producto comercial.
 ''' Combustión '''
 El amoníaco no se quema ni sostiene la combustión por sí mismo, excepto en mezclas de combustible con el 15 a 25 % de aire. Cuando se mezcla con [[oxígeno]] se quema con una llama de color verde amarillento pálido. A alta temperatura y en la presencia de un catalizador, el amoníaco se descompone en sus elementos constituyentes. La combustión ocurre cuando la clorina pasa a amonio, formando [[nitrógeno]] y cloruro de hidrógeno; si la clorina está en exceso, se forma el explosivo tricloruro de nitrógeno (NCl3).
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 NO + O2 → 2 NO2
 La combustión de amoníaco en aire es muy difícil en la ausencia de un catalizador, pues la temperatura de la llama es normalmente menor que la de encendido de la mezcla de amoníaco con aire. El rango inflamable del amoníaco en el aire es del 16 % al 25 %.
 === Formación de otros compuestos ===
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 En química orgánica, el amoníaco puede actuar como nucleófilo en reacciones de sustitución nucleofílica. Se pueden formar aminas por la reacción del amoníaco con haloalcanos, aunque el -NH2 resultando es también nucleofílico y aminas secundarias y terciarias se forman como subproductos. Un exceso de amoníaco ayuda a minimizar sustituciones múltiples, y neutraliza a los haluros de hidrógenos formados. La metilamina es preparada comercialmente por la reacción de amoníaco con clorometano, y la reacción de amoníaco con ácido 2-bromopropanoico se ha usado para preparar alanina racémica en un rendimiento al 70 %. La etanolamina se prepara por una reacción de oxidación con etileno: la reacción a veces permite producir dietalonamina y trietalonamina.
 Las amidas pueden ser preparas por una reacción de amoníaco con derivados ácidos carboxílicos. El cloruro de acilo es el más reactivo, pero el amoníaco debe estar presente en al menos el doble para neutralizar el ácido clorhídrico formado. Los ésteres y anhídridos también reaccionan con el amoníaco para formar amidas. Las sales amonio de ácidos carboxílicos pueden estar deshidratadas en amidas tanto tiempo que no haya térmicamente grupos sensitivos presentes: temperaturas de 150 °C a 200 °C son requeridas.
 El [[hidrógeno]] en el amoníaco puede ser reemplazado por metales, así el magnesio quema en el gas con la formación de nitrato de magnesio Mg3N2, y cuando el gas pasa sobre sodio o potasio sobre calentado, sodamida, NaNH2, y potasamida, KNH2, se forman. Donde necesariamente en nomenclatura IUPAC, se prefiere "azano" como nombre del anomíaco: por lo tanto la cloramina se llamaría "cloroazano", no cloroamoníaco.
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 *[http://www.diquima.upm.es/old_diquima/docencia/tqindustrial/docs/cap3_amoniaco.pdf/ Laboratorio de Tecnología Química de la Universidad Politécnica de Madrid – España]
 [[Category:Química]]
 [[Category:Elementos químicos]]
-[[Category:Química]] [[Category:Elementos químicos]] [[Category:Gases]] [[Category:Compuestos del nitrógeno]]
+[[Category:Gases]]

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 *Artículo [http://www.textoscientificos.com/quimica/amoniaco Amoniaco] Disponible en la Web "textoscientificos.com"
 *Artículo [http://www.ciencia101.com/quimica/amoniaco-la-sustancia-que-cambio-el-mundo/ El Amoníaco] Disponible en la Web "ciencia101.com"
 [[Category:Gases]] [[Category:Compuestos_del_nitrógeno]]

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 *Artículo [http://www.textoscientificos.com/quimica/amoniaco Amoniaco] Disponible en la Web "textoscientificos.com"
 *Artículo [http://www.ciencia101.com/quimica/amoniaco-la-sustancia-que-cambio-el-mundo/ El Amoníaco] Disponible en la Web "ciencia101.com"
-*Web [https://infogases.com/gases-industriales/amoniaco]
+*Web informativa [https://infogases.com/gases-industriales/amoniaco Amoniaco]
 [[Category:Gases]] [[Category:Compuestos_del_nitrógeno]]

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 *Artículo [http://www.textoscientificos.com/quimica/amoniaco Amoniaco] Disponible en la Web "textoscientificos.com"
 *Artículo [http://www.ciencia101.com/quimica/amoniaco-la-sustancia-que-cambio-el-mundo/ El Amoníaco] Disponible en la Web "ciencia101.com"
 [[Category:Gases]] [[Category:Compuestos_del_nitrógeno]]

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 |imagen=Aminíaco.jpeg
 |concepto=Compuesto químico constituido por [[nitrógeno]] e [[hidrógeno]]. Gas refrigerante y materia prima en la industria química y de fertilizantes.}}
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 '''Amoníaco'''. NH<sub>3</sub>, es un compuesto químico en estado natural gaseoso, ampliamente utilizado en la industria química y como refrigerante. Se disuelve con facilidad en agua formando el agua amoniacal. Es una sustancia muy corrosiva y tóxica por lo que su manejo requiere medidas de seguridad para evitar daños a la salud e incluso la muerte.

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 '''Amoníaco'''. NH<sub>3</sub>, es un compuesto químico en estado natural gaseoso, ampliamente utilizado en la industria química y como refrigerante. Se disuelve con facilidad en agua formando el agua amoniacal. Es una sustancia muy corrosiva y tóxica por lo que su manejo requiere medidas de seguridad para evitar daños a la salud e incluso la muerte.
-== Propiedades físicas y químicas  ==
+== Propiedades físicas y químicas==
 Fórmula global: NH<sub>3</sub>
-*Gas incoloro en condiciones normales, tiene un olor picante característico, que irrita los ojos y de sabor cáustico.
+* Gas incoloro en condiciones normales, tiene un olor picante característico, que irrita los ojos y de sabor cáustico.
-*Masa molar: 17 gmol<sup>-1</sup>
+* Masa molar: 17 gmol<sup>-1</sup>
-*Densidad del gas (0ºC y 1atm.) 0,7714 kg/m<sup>3</sup>
+* Densidad del gas (0 ºC y 1atm.) 0,7714 kg/m<sup>3</sup>
-*Temperatura de solidificación –77,7ºC
+* Temperatura de solidificación –77,7 ºC
-*Temperatura normal de ebullición –33,4ºC
+* Temperatura normal de ebullición –33,4 ºC
-*Calor latente de vaporización a 0ºC 1265 kJ/kg
+* Calor latente de vaporización a 0 ºC 1265 kJ/kg
-*Presión de vapor a 0ºC 415 kPa.
+* Presión de vapor a 0 ºC 415 kPa.
-*Temperatura crítica 132,4ºC
+* Temperatura crítica 132,4 ºC
-*Presión crítica 113atm.
+* Presión crítica 113atm.
-*Estable a temperatura ambiente, se descompone por el calor.
+* Estable a temperatura ambiente, se descompone por el calor.
-Posee propiedades básicas dada su facilidad para formar cationes amonio (NH<sub>4</sub><sup>+</sup>) al combinarse con agua y ácidos. La reacción con el agua se verifica según la ecuación:<br>H<sub>2</sub>O + NH<sub>3</sub> = NH<sub>4</sub><sup>+</sup> + OH<sup>-</sup> Comportándose como una base débil de Brönsted-Lowry, por lo que se utiliza en muchas reacciones como fuente moderada de iones OH<sup>-</sup>
+Posee propiedades básicas dada su facilidad para formar cationes amonio (NH<sub>4</sub><sup>+</sup>) al combinarse con agua y [[ácidos]]. La reacción con el agua se verifica según la ecuación:<br>H<sub>2</sub>O + NH<sub>3</sub> = NH<sub>4</sub><sup>+</sup> + OH<sup>-</sup> Comportándose como una base débil de Brönsted-Lowry, por lo que se utiliza en muchas reacciones como fuente moderada de iones OH<sup>-</sup>
 *Carácter Redox: puesto que en él el nº de oxidación del N es -3, que es el menor posible, en NH3 sólo puede actuar como reductor en las reacciones redox. Así, por ejemplo, a temperatura elevada se oxida con oxígeno molecular.

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 Posee propiedades básicas dada su facilidad para formar cationes amonio (NH<sub>4</sub><sup>+</sup>) al combinarse con agua y ácidos. La reacción con el agua se verifica según la ecuación:<br>H<sub>2</sub>O + NH<sub>3</sub> = NH<sub>4</sub><sup>+</sup> + OH<sup>-</sup> Comportándose como una base débil de Brönsted-Lowry, por lo que se utiliza en muchas reacciones como fuente moderada de iones OH<sup>-</sup>
-*Carácter Redox: puesto que en él el nº de oxidación del N es -3, que es el menor posible, en NH3 sólo puede actuar como reductor en las reacciones redox. Así, por ejemplo, a temperatura elevada se oxida con oxígeno molecular:
+*Carácter Redox: puesto que en él el nº de oxidación del N es -3, que es el menor posible, en NH3 sólo puede actuar como reductor en las reacciones redox. Así, por ejemplo, a temperatura elevada se oxida con oxígeno molecular.
 == Estructura  ==
 [[Image:Amoniaco2.png]]<br>
 El carbono central de la molécula de nitrógeno está unido a tres átomos de hidrógeno. Los átomos del hidrógeno son equivalentes. La molécula tiene, por tanto, forma piramidal es decir presenta una hibridación sp3, donde tres de los orbitales se solapan con los hidrógenos y el que resta se queda con los electrones no compartidos. Los ángulos de enlace son algo menores que los de un tetraedro debido a la nube electrónica del par solitario que los reduce a un ángulo de 107º 20´. El nitrógeno ocupa el vértice de una pirámide, cuya base es un triángulo equilátero formado por los tres átomos de hidrógeno.
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 == Fuentes  ==
-*Mujlionov, I. P. y otros. Tecnología Química General. Editorial Mir, Moscú, 1985.<br>
+*Mujlionov, I. P. y otros. Tecnología Química General. Editorial Mir, [[Moscú]], [[1985]].<br>
 *Diccionario Enciclopédico Larousse Vol 1.
 *Artículo [http://www.es.wikipedia.org/wiki/Amoniaco Amoniaco] Disponible en la Web "wikipedia.org".

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