OBTENCION INDUSTRIAL DEL AMONIACO

1.- RECURSOS NATURALES INORGÁNICOS POTENCIALES DE EXPLOTACIÓN

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.

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.

La producción mundial de amoníaco se estima en 140 MTm/a, en rápido crecimiento, a

partir de gas natural y nitrógeno del aire en plantas de capacidad por encima de las 650

Tm/d, pero que pueden llegar a los 2.000 Tm/d. El gas natural se reforma primero en un

horno alotérmico y, seguidamente, en otro auto térmico en el que se introduce el aire que

aporta el nitrógeno.

Su localización predominante es en la proximidad a los pozos de petróleo, cuyo gas

asociado es una materia prima barata. Por añadidura, el amoniaco líquido se almacena y

transporta mucho más fácilmente que el gas natural y tiene un mercado muy amplio y

transparente,

El amoniaco es obtenido por la reacción catalizada de nitrógeno e hidrógeno. La fuente de

nitrógeno es el aire atmosférico; el hidrógeno requerido puede ser producido de

diferentes materias primas pero actualmente es producido principalmente de la

reformación con vapor de combustibles fósiles. Dependiendo del tipo de combustible fósil,

diferentes métodos de producción son aplicados para producir hidrógeno para la síntesis

de amoniaco.

Las previsiones son que el gas natural siga siendo la materia prima principal durante por lo

menos los próximos 50 años. Puesto que la mayor parte de la producción mundial de

amoniaco utiliza como materia prima el gas natural, el costo de este es el principal en la

producción de amoniaco. Una planta media de amoniaco consume 33 Millones de Btu de

gas natural y 101,4 KWh de electricidad para producir una tonelada métrica de amoniaco

2.- DEFINICIÓN OPERACIONAL DEL PROCESO INDUSTRIAL INORGÁNICO EN ESTUDIO

El amoníaco, a temperatura ambiente, 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.

El amoníaco, en disolución acuosa puede actuar como base, agregando un átomo de hidrógeno y

transformándose en el catión amonio NH4+.

A concentraciones muy altas en el agua, como todo nutriente, puede causar graves daños en

un río o estanque, ya que el amoníaco interfiere en el transporte de oxígeno por el agua

3.- PROPIEDADES FÍSICAS, QUÍMICAS, TERMODINÁMICAS Y AMBIENTALES DE LOS MATERIALES

POTENCIALES DE PROCESAMIENTO INDUSTRIAL INORGÁNICO SELECCIONADO.

a. Amoniaco

Propiedades físicas

Peso molecular: 17g/mol

Gas incoloro en condiciones normales

Temperatura de solidificación: –77,7ºC

Temperatura normal de ebullición: –33,4ºC

Calor latente de vaporización a 0ºC: 302 kcal/kg

Presión de vapor a 0ºC: 4,1 atm.

Temperatura crítica: 132,4ºC

Presión crítica: 113 atm.

Densidad del gas (0ºC y 1atm.): 0,7714 g/l

Constante dieléctrica: 22

Propiedades químicas

En las reacciones químicas, el NH3 puede actuar como base o bien como un reductor.

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

Termoquímica:

Entalpia (gas): -46,2 kJ/m

ΔSº(gas) 1 bar : 192.77J/molK

Calor especifico: 4.7 KJ/KgK

Entalpia(liquido): -40.2KJ/mol

Riesgos:

Ingestión: Este compuesto es gaseoso en condiciones atmosféricas normales siendo

poco probable su ingestión. Sin embargo, en caso de producirse, puede

destruir la mucosa gástrica, provocando severas patologías e incluso la

muerte.

Inhalación: En concentraciones elevadas irrita la garganta, inflama los pulmones, daña

las vías respiratorias y los ojos. Según aumenta la concentración puede

llegar a producir edema pulmonar o la muerte cuando supera las

5000 ppm.

Piel: El amoníaco puede producir irritación de la piel, sobre todo si la piel se

encuentra húmeda. Además, puede llegar a quemar y ampollar la piel al

cabo de unos pocos segundos de exposición con

concentraciones atmosféricas superiores a 300 ppm.

Propiedades térmicas:

4. DESCRIPCION DE LOS DIFERENTES METODOS O TECNOLOGIAS RECIENTES DE

INDUSTRIALIZACION DEL AMONIACO

Proceso de Haber

Comienza con la invención del proceso de Haber en los albores del siglo XX. El proceso

permite la fijación económica de la atmósfera de dinitrógeno en forma de amoníaco , que a

su vez permite la síntesis industrial de variosexplosivos y fertilizantes nitrogenados , y es

probablemente el proceso industrial más importante que se ha desarrollado durante el siglo

XX.

Mucho antes del inicio de la revolución industrial, los agricultores fertilizan la tierra de

diversas maneras, consciente de los beneficios de la ingesta de nutrientes esenciales para el

crecimiento vegetal. Las obras de la década de 1840, Justus von Liebignitrógeno identificado

como uno de estos importantes nutrientes . El mismo compuesto químico ya podría ser

convertidos en ácido nítrico, el precursor de la pólvora y los explosivos potentes como la

nitroglicerina y TNT. Los científicos ya sabían también que el nitrógeno forman la parte

dominante de la atmósfera, pero aún no había química inorgánica establecer un medio para

arreglarlo.

Luego, en 1909, el químico alemán Fritz Haber fijado con éxito el nitrógeno atmosférico en un

laboratorio.

Este éxito tuvo muy atractivos militares , industriales y agrícolas aplicaciones. En 1913,

apenas cinco años después, un equipo de investigación de BASF , dirigido por Carl Bosch ,

desarrolló la primera aplicación a escala industrial del proceso de Haber, a veces llamado el

proceso Haber-Bosch.

La producción industrial de nitrógeno prolongada guerra mundial , proporcionando Alemania

con la pólvora y los explosivos necesarios para el esfuerzo de guerra a pesar de que ya no

tenía acceso a guano . Durante el período de entreguerras, el menor costo de extracción del

amoníaco prácticamente inagotable depósito atmosférico contribuido al desarrollo de la

agricultura intensiva y prestó apoyo a todo el mundo el crecimiento de la

población . Durante la Segunda Guerra Mundial , los esfuerzos por industrializar el proceso

de Haber beneficiado enormemente del proceso Bergius , permitiendo que la Alemania

nazi acceso a el combustible sintetizado producido por IG Farben , disminuyendo así las

importaciones de petróleo.

A principios del siglo 21 , la eficacia del proceso de Haber (y sus análogos) es tal que más del

99 por ciento de la demanda mundial de amoniaco sintético, una demanda que excede los

100 millones de toneladas anuales, se satisface con ello. fertilizantes de nitrógeno y sintéticos

productos, tales como urea y nitrato de amonio , son pilares de la agricultura industrial , y son

esenciales para la nutrición de al menos dos millones de personas. Las instalaciones

industriales que utilizan el proceso Haber (y análogos) tienen un significativo ecología impacto

. La mitad del nitrógeno contenido en las grandes cantidades de fertilizantes sintéticos

producidos ahora no es asimilado por las plantas y se encuentran en los ríos y la atmósfera

como compuestos químicos volátiles.

Método de reformado con vapor

Se parte del gas natural constituido por una mezcla de hidrocarburos siendo el 90% metano

(CH4) para obtener el H2 necesario para la síntesis de NH3.

A continuación el gas obtenido de síntesis con restos de CH4 y Ar que actúan como inertes. se

comprime a la presión de 200 atm. Aproximadamente (compresor centrífugo con turbina de

vapor) y se lleva al reactor donde tiene lugar la producción del amoníaco, sobre un lecho

catalítico de Fe.

N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)

en un solo paso por el reactor la reacción es muy incompleta con un rendimiento del 14-15%.

Por tanto, el gas de síntesis que no ha reaccionado se recircula al reactor pasando antes por

dos operaciones:

extracción del amoníaco mediante una condensación.

eliminación de inertes mediante una purga, la acumulación de inertes es mala para el

proceso. El gas de purga se conduce a la unidad de recuperación Ar para comercializarse

CH4 se utiliza como fuente de energía N2 y H2 se introducen de nuevo en el bucle de

síntesis

5. DESCRIPCIÓN DEL PROCESO PRINCIPAL a. Formación de gases

En un generador se hace pasar aire sobre coque al rojo en capa alta (1), con lo que el oxígeno del aire se consume con producción de CO (Gas de generador). Cuando el coque está al rojo blanco se corta la entrada del aire y se hace pasar vapor de agua que en el coque al rojo reacciona para dar monóxido de carbono e hidrogeno (Gas de agua). Mientras la formación de gas de generador es una reacción exotérmica, la reacción del gas de agua absorbe gran cantidad de calor. Por esto es preciso interrumpir a los pocos minutos la inyección de vapor de agua y conectar de nuevo la entrada de aire para que se eleve la temperatura. Se continúa así, alternando el calentamiento del coque a alta temperatura por combustión con aire, con la inyección de vapor de agua que forma gas de agua a costa de reducir fuertemente la temperatura del coque incandescente (“Marcha en negro”). Ambos gases se producen y elaboran por separado. Se lavan separadamente en los lavadores (2 y 3) y se almacenan en los gasómetros (4 y 5) respectivamente.

b. Conversión El monóxido de carbono CO reacciona a 500 °C con vapor de agua en un contacto de óxido de hierro que contiene algo de óxido de cromo, en los dos hornos de contacto (8 y 9), formándose dióxido de carbono e hidrogeno. Por medio de este proceso se elimina de la mezcla gaseosa la mayor parte del monóxido de carbono, pero su valor energético se mantiene por la formación de la cantidad equivalente de hidrogeno. Este proceso se denomina conversión y por él se duplica la cantidad de hidrogeno, respecto de la del gas de agua. Sin embargo, es preciso eliminar previamente en el separador de azufre (7) las combinaciones sulfuradas procedentes del carbón, pues de lo contrario envenenarían al catalizador. Con el calor liberado en la conversión y en los cambiadores de calor (10 y 11) se precalienta la mezcla gaseosa.

Para eliminar los compuestos de azufre, especialmente el SH2, se utilizan disoluciones alcalinas. Una disolución de ácidos orgánicos con hidróxido potásico o sódico, absorbe el SH2 en frio. Esto tiene lugar en una torre de absorción por cuya parte inferior entre el gas bruto, saliendo por la parte superior el gas purificado. La disolución que contiene acido libre y sulfuro de ácido de potasio se extrae por debajo y se lleva a un calentador donde se desprende SH2, regenerándose la disolución. Después de esta “purificación grosera” el gas contiene todavía pequeñas cantidades de compuestos de azufre (especialmente compuestos orgánicos), que se eliminan en la “purificación fina” en una columna con relleno de carbón.

c. Absorción de CO2 y CO El gas que sale de los hornos de contacto de hidrogeno se llama ahora gas de contacto y consta de 17% N2, 49% H2, 3% CO, 31% CO2 y 0.2% CH4. Se almacena en el deposito (12). Con el compresor (13) se le comprime a 25 atm y se le lava con agua en la torre de absorción de CO2 (14) para eliminar este gas. El dióxido de carbono tiene la propiedad de que su solubilidad en agua aumenta mucho al crecer la presión, cosa que no sucede con los otros gases (CO, N2, H2), de modo que es posible separarlo así de los otros que salen por arriba de la torre de absorción, mientras el CO2 disuelto en agua se evacua por abajo. Después de este lavado a presión, el gas tiene la composición siguiente: 24% N2, 69% H2, 4.6% CO, 1.7% CO2 y 0.7% CH4. La eliminación de los restos CO tiene lugar en el absorbedor (16) con una disolución de cloruro de cobre (I) o también con una disolución amoniacal de formiato de cobre (I). Como la reacción requiere elevada presión, se lleva el gas a la presión de 200 atm necesaria para la síntesis por medio del compresor (15). La lejía de cobre saturada de CO se descomprime (17), con lo que el CO se desprende y sale al aire. Después de comprimir de nuevo a 200 atm (18) se recicla la disolución de cobre. El gas que sale a 200 atm del absorbedor CO se lava en otra torre de absorción (19) con lejía de sosa para eliminar las últimas trazas de CO2.

d. Formación de amoniaco La mezcla gaseosa contiene ahora solamente nitrógeno e hidrogeno y por medio del compresor (20) se le añade nitrógeno puro a 200 atm para regular su composición a la relación volumétrica H2 : N2 = 3 : 1. El gas de síntesis así preparado se conduce al horno de contacto (horno de síntesis) (21) que contiene el catalizador. Este consta de un fundido solidificado de hierro elemental principalmente con pequeñas cantidades de Al2O3, K2O y Oca. Los compuestos de azufre son retenidos por el hierro en forma de sulfuro de hierro y los restos de CO se hidrogenan en el contacto a CH4 y H2O. Esta purificación fina tiene lugar a 200 °C y en ella no tiene lugar la formación de amoniaco. El gas así purificado es adecuado ahora para entrar en el horno de síntesis permitiendo que el catalizador tenga una larga vida. Un horno de síntesis para la producción de amoniaco está dispuesto de manera que al comenzar a operar (después de haber estado parado) se le pueda calentar y durante la marcha normal se puede eliminar por refrigeración el calor que se desprende. Para la síntesis del amoniaco, el horno con el contacto debe calentarse a unos 400-500°C. Entonces comienza la formación de amoniaco que transcurre exotérmicamente. El exceso de calor es perjudicial (Pues retrograda la reacción) y es

absorbido por el gas frio que entra en el horno con lo que a la vez que se enfría el gas que sale del convertidor se precalienta el gas nuevo que entra. En el paso por el convertidor se forma de 8 a 12% de amoniaco, referido al gas de síntesis. El gas de reacción se enfría primero con el agua (22) y después más a fondo (23) hasta conseguir que el amoniaco que contiene, después de comprimir al pasar por la válvula de expansión (24) se recoja líquido en el tanque (25). La mezcla de N2 – H2 que no ha reaccionado se recoge del refrigerante (23) mediante la bomba de circulación (26) y se recicla.

6. DIAGRAMA DE FLUJO DEL PROCESO INDUSTRIAL

7. ELABORAR EL DIAGRAMA DE BLOQUES

8. REACCIONES QUIMICAS QUE IDENTIFICAN AL PROCESO ELEGIDO

a. Generación de gases

4N2 + O2 + 2C 2CO + 4N2 (Gas de generador)

H2O + C CO + H2 (Gas de agua)

b. Conversión

CO + H2O CO2 + H2 (500°C)

R-COOK + H2S R-COOH + KHS

R-COOH + SHK R-COOK + SH2

c. Formación de Amoniaco

N2 + 3H2 2NH3 (400 – 500 °C)

9. REACCIONES QUÍMICAS DERIVADAS

Reacciones en el método de Haber-Bosch

Producción del gas de síntesis:

Método gas generador-gas agua:

En un generador se hace pasar aire sobre coque al rojo en capa alta, con lo que el oxígeno del aire se consume con producción de CO:

Cuando el coque está al rojo blanco se corta la entrada de aire y se hace pasar vapor de agua en el coque al rojo reacciona para dar monóxido de carbono e hidrógeno:

Conversión: El monóxido de carbono CO reacciona a 500°C con vapor de agua en un contacto de óxido de hierro que contiene algo de óxido de cromo, formándose dióxido de carbono e hidrógeno:

Para eliminar los compuestos de azufre se utilizan disoluciones alcalinas. Una disolución de ácidos orgánicos con hidróxido potásico o sódico, absorbe el SH2 en frío:

Eso tiene lugar en una torre de absorción por cuya parte inferior entra el gas bruto, saliendo por la superior el gas purificado. La disolución que contiene ácido libre y sulfuro ácido de potasio se extrae por debajo y se lleva a un calentador donde se desprende SH2, regenerándose la disolución:

En el laboratorio, el método más corriente de obtener amoniaco es mediante una reacción ácido-base de desplazamiento, esto es, desplazando la base débil de una sal amónica por una base fuerte. Corrientemente se emplea hidróxido de calcio:

2 ( )

10. CONDICIONES DE PROCESO

TEMPERATURA: 400-500 °C

PRESIÓN: 100-1000 atm

ENTALPÍA: H= -92.4 KJ

RENDIMIENTO: de un 50 a un 70%.

11. ESQUEMATIZAR LOS MECANISMOS DE REACCION DEL PROCESO QUIMICO PRINCIPAL

N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)

1. Proceso de adsorción disociativa

N 2 (g) → N 2 x

N 2 → 2 Nx

H 2 (g) → 2 Hx

2. Reaccion de los atomos adsorbidos

Nx + Hx → NHx →NH2 x →NH3

x

3. Proceso de desorción del producto

NH 3x → NH 3 (g)

12. TECNOLOGIA DE PURIFICACION DEL PRODUCTO PRINCIPAL A OBTENER

Los gases de salida del reactor pasan por un condensador donde se puede licuar el NH3

separándolo así de los reactivos, los cuales pueden ser nuevamente utilizados.

El catalizador funciona adsorbiendo las moléculas de N2 en la superficie del catalizador debilitando

el enlace interatómico N-N; de esta forma se origina N atómico el cual reacciona con átomos de

hidrogeno que provienen de la disociación de H2 que también tiene lugar en la superficie metálica.

En cada paso sólo aproximadamente 15% de conversión se produce, pero cualquiera de los gases

sin reaccionar se reciclan, y, finalmente, una conversión total de 97% se logra.

13. CINETICA Y TERMODINAMICA DE LA REACCION PRINCIPAL

Es una reacción exotérmica por lo que un excesivo aumento de temperatura no favorece la

formación de amoníaco.

La velocidad a la que se forma NH3 a temperatura ambiente es casi nula.

Es una reacción muy lenta, puesto que tiene una elevada energía de activación, consecuencia de la

estabilidad del N2.

En la práctica las plantas operan a una presión de 100-1000 atm. y a una temperatura de 400-600

atm.

14. IMPACTO AMBIENTAL Y PROPUESTAS DE MITIGACIÓN.

14.1. COMPORTAMIENTO EN EL AMBIENTE

El Amoniaco es una sustancia de presencia común en el medio ambiente y se

puede encontrar en el suelo, el agua y el aire. El Amoniaco se recicla de forma

natural en el medio ambiente como uno de los pasos del ciclo del Nitrógeno.

El impacto ambiental

Solo el 17% del amoniaco usado como fertilizante es consumido por los humanos a

través de la comida. El resto acaba en la tierra o en el aire. Según un artículo de

Nature Geoscience, las emisiones en ausencia de interferencia humana son de 0,5

kilos por hectárea y año. La agricultura moderna ha multiplicado por 20 esta cifra,

lo que ha provocado la alteración del ciclo natural del nitrógeno aunque su

impacto global aún no es muy conocido.

Hay dos problemas directamente relacionados con el amoniaco. Uno es el de la

eutrofización de las aguas. Los nitratos acaban en mares y ríos, las algas y bacterias

se dan un banquete con el exceso de nutrientes y eso acaba con el oxígeno que

necesitan otras especies. Por otro lado, el nitrógeno reactivo está alterando el

balance atmosférico, enriqueciendo el ozono de la troposfera y reduciendo el de la

estratosfera. Eso sí, el amoniaco tiene el efecto positivo de la captura de CO2 en

selvas y bosques debido a la mayor presencia de nitrógeno en el aire.

A causa de su reactividad, esta sustancia no dura mucho en su forma pura.

El Amoniaco atmosférico puede sufrir cuatro tipos de reacciones:

Reacciones en fase acuosa: La oxidación del Oxido de Azufre acuoso en presencia

de Amoniaco genera laformación de aerosoles de sulfato de Amonio atmosféricos.

Este proceso se favorece por la presencia de altahumedad, altas concentraciones

de Amoniaco y bajas temperaturas.

Reacciones térmicas: incluyen La interacción de Amoniaco Anhidro con Dióxido de

Azufre gaseoso para generar de nuevoaerosoles de sulfato de Amonio. Cuando la

interacción se da con Ozono, se genera nitrato de Amonio en aerosol.

Reacciones fotoquímicas: Se produce una degradación fotolítica y una reacción

posterior con radicales hidroxilo(OH-) fotolíticamente generados en la troposfera.

Reacciones heterogéneas: Se generan varios complejos de Amonio por la

interacción de Amoniaco gaseoso con superficies que contienen Oxidos de

Nitrógeno.

14.1.1. SUELO

El suelo obtiene el Amoniaco a partir de fertilización natural o artificial, por

excretas animales, descomposición de materia orgánica o por fijación a partir de la

atmósfera. Las concentraciones normales en el suelo se encuentran entre 1 y 5

ppm. Estas concentraciones pueden ser mayores en suelos abonados con

compuestos de Amoniaco empleados para fines agrícolas; la cantidad de

Amoniaco en ese suelo disminuye a niveles bajos en el plazo de algunos días por

causa de volatilización y de absorción por plantas y bacterias

Cuando se libera Amoniaco en el suelo, la transformación de este puede ocurrir

por vía de plantas o de microorganismos.

En el caso de los microorganismos, éstos desempeñan cuatro procesos en el ciclo

del Nitrógeno que resultan en la transformación y producción de Amoniaco:

fijación de Nitrógeno, nitrificación, de nitrificación y amonificación .

En la fijación de Nitrógeno, éste es convertido a Amoniaco. La denitrificación los

Oxidos de Nitrógeno se reducen en condiciones anaerobias a Nitrógeno molecular

(N2) y Oxido Nitroso (N2O). La nitrificación es la oxidación biológica de

Nitrógeno amoniacal hasta nitrato. La amonificación es la conversión del

Nitrógeno orgánico a Amoniaco. Las plantas toman al Amoniaco del suelo y lo

asimilan como nutriente transformándolo en compuestos orgánicos nitrogenados.

No obstante, concentraciones muy elevadas de Amoniaco en el suelo pueden

llegar a convertirse en factores de toxicidad para las plantas, microorganismos y

otras especias.

14.1.2. AIRE

Normalmente el Amoniaco esta presente en el aire en concentraciones que

dependen del área de análisis. En zonas urbanas la concentración de Amoniaco

puede estar entre 5 y 25 mg/m3; en áreas rurales la concentración puede ir entre

2 y 6 μg/m3; para zonas con alto uso de abonos la concentración puede ser tan

grande como 200 μg/m3. Las concentraciones aumentan a causa de volatilización

de Amoniaco del suelo o de fuentes de agua en áreas donde se aplica como

fertilizante. Este fenómeno es más marcado en áreas de pH altos y temperaturas

elevadas.

El Amoniaco liberado en el aire en forma de vapores y gases reacciona con

sustancias ácidas del ambiente (Ácido sulfúrico, clorhídrico o Nítrico) para producir

aerosoles amoniacales, los que pueden sufrir deposición por vía seca o vía

húmeda. La deposición de Amoniaco por vía seca predomina en áreas de alto

contenido de Amoniaco, mientras que la vía de deposición húmeda se da con más

frecuencia para zonas con bajas concentraciones de Amoniaco.

Además de las reacciones con sustancias ácidas, o, como paso intermedio en estas

reacciones, el Amoniaco se lava del aire rápidamente con ayuda de las lluvias

gracias a su alta compatibilidad en este solvente. Por causa de estos mecanismos

de transformación del Amoniaco en el aire, su vida media puede ser de algunos

días dependiendo si la zona de liberación es industrializada o si se trata de zonas

rurales, la vida media puede durar algún tiempo más .

14.1.3.AGUA

El Amoniaco se puede liberar en el agua a través de efluentes de plantas

industriales, derrames en líneas de agua y filtración en el suelo desde campos

fertilizados con compuestos amoniacales. Los niveles de Amoniaco normales en el

agua están alrededor de 6ppm pero de nuevo este valor puede variar

dependiendo el lugar específico de medida; para el caso de campos altamente

abonados la concentración puede llegar a 12 ppm.

La transformación del Amoniaco en el agua ocurre por procesos microbiológicos

de nitrificación y denitrificación, los cuales generan compuestos iónicos de

Nitrógeno y a partir de ellos se regenera Nitrógeno elemental. La remoción de los

compuestos iónicos anteriores puede darse por adsorción de la sustancia en

sedimentos o material orgánico suspendido y por absorción hacia plantas

acuáticas .

14.1.4.ECOTOXICIDAD

Toxicidad en Peces

Pez Dorado CL50, 24 horas: 2 mg/m3

Pez Lento de Agua Dulce CL50, 96 horas: 8,2 mg/l

14.1.5. LINEAMIENTOS DE GESTIÓN AMBIENTAL PARA SU DISPOSICION

Las soluciones de Amoniaco se pueden diluir con agua y posteriormente

neutralizar con Ácido clorhídrico y luego dirigir al sistema de alcantarillado previa

revisión de la normatividad existente y pertinente. Cantidades limitadas de

Amoniaco gaseoso se pueden liberar a la atmósfera. No es recomendable liberar

grandes cantidades de Amoniaco Anhidro líquido o en solución directamente al

agua a causa del gran calor de dilución generado y el grave impacto ambiental que

esto representa. Esta generación de calor puede incrementar la exposición al

personal involucrado en el proceso. Para muchas industrias es viable la

recuperación de Amoniaco acuoso a partir de soluciones de desecho.

15. APLICACIONES Y FINES DEL PRODUCTO ELABORADO, TRATAMIENTO DE SERVICIOS

15.1. USOS:

El amoníaco es el segundo producto químico sintético. Más del 90 % del consumo mundial

es fabricado a partir del nitrógeno y el hidrógeno por un proceso catalítico desarrollado

por Fritz Haber y Carl Bosch, que usa un catalizador promovido de hierro:

En 1997 el 85% de la producción mundial de amoniaco fue empleada para la fabricación de

fertilizantes (urea y nitrato de amonio fundamentalmente). El empleo industrial de

amoniaco está alrededor del 15%. Un uso importante del nitrógeno contenido en el

amoniaco0, en parte después de la conversión al ácido nítrico, es la producción de

plásticos y fibras, como poliamidas, resinas urea-formaldehído-fenol, poliuretanos y

poliacrilonitrilo. Otro uso es la fabricación de explosivos, hidracina, aminas, amidas, nitrilos

y otros compuestos orgánicos nitrogenados, que sirven como intermedios para tintes y

productos farmacéuticos.

Los productos inorgánicos principales son el ácido nítrico, el nitrato de sodio, el cianuro de

sodio, el cloruro de amonio, y el bicarbonato de amonio. La producción de urea consumió

aproximadamente el 40 % del amoniaco producido en 1995 (Wiley-VCH 2002).

Fertilizantes

La agricultura moderna no habría sido posible sin el concurso del amoniaco. Los

nitratos naturales, aún haciendo ricos a los Estados peruano y chileno, no habrían

bastado para atender el ‘boom’ que experimentaron los cultivos a lo largo del siglo

pasado.

Se estima que la mejora de la productividad de los campos ha soportado al 27% de

la población del planeta desde 1908. El corolario de esto es la explosiva

superpoblación que el nitrógeno ha alimentado.

Colorantes

El amoniaco se usa en la fabricación de varios tipos de tintes y se aplica al tintado y

pulido de algodón, lana y seda. Siguiendo un mecanismo similar, el amoniaco se

usa en soluciones para el tintado permanente del cabello en combinación con el

peróxido de hidrógeno. La reacción es inmediata y debe aplicarse enseguida.

También la industria farmacéutica lo usa en la elaboración de productos como las

medicinas del grupo de las sulfamidas, vitaminas y cosméticos.

Detergentes

El amoniaco está presente o interviene en la mayoría de los productos de limpieza

del hogar o industrial, Aunque han aparecido nuevos compuestos libres del NH3,

buena parte de los lavavajillas, limpiadores de cristal, fregasuelos o quitapolvos

contienen amoniaco o se ha usado en su fabricación. Tanto es así, que algunos

amantes del bricolaje apuestan por comprarlo a granel y, con la mezcla adecuada,

sustituir casi todos los productos comerciales.

Mundo animal

El amoniaco, como la urea sintética, también ha puesto su grano de arena en el

aumento de la productividad ganadera. Un ejemplo es el enriquecimiento

proteínico de los forrajes. El añadido de NH3 a la alimentación del ganado mejora

la digestión de la paja al facilitar, en combinación con el agua, la absorción de

fibra. Además, el forraje gana en proteínas, al ‘pegarse’ parte del nitrógeno a la

fibra. Esta alimentación tiene el efecto secundario de aumentar la emisión de

gases.

Explosivos

El amoniaco, más exactamente el nitrato de amonio, es el componente más

habitual en los explosivos. Entre los que lo contienen, están algunas variedades de

dinamita usada en minas y perforaciones, bombas, torpedos, cabezas de misiles y

munición en general. Al mezclarlo con compuestos del carbono y sometido a altas

temperaturas, se provoca una violenta reacción. Algunos fertilizantes pueden ser

reconvertidos con facilidad en un explosivo.

Nailon y rayón

El amoniaco no es un componente pero sí un facilitante, un elemento clave en el

proceso de creación de muchos productos. Sucede con una amplia familia de

tejidos o fibras sintéticas producidas a partir de polímeros. El primero de ellos es el

rayón, tejido conocido también como viscosa o seda artificial. Las fibras del nailon

deben ser tratadas con amoniaco líquido . Otros muchos plásticos deben parte de

sus virtudes al NH3.

Resultados obtenidos en la eliminación de NH3

En la mayoría de los estudios realizados se emplean como inóculo lodos activos y se favorece la

proliferación de bacterias, tanto amonio oxidantes como nitrito oxidantes, por lo que se pretende

alcanzar una oxidación total hasta nitrato, pero la formación final de nitrito o nitrato va a estar

influencia por las concentraciones de amoniaco (Focht and Verstraete 1977), de los productos de

la oxidación (Hunik et al., 1992; Smet et al., 2000) y del pH. La inhibición para la especie

Nitrosomonas europaea y Nitrobacter agilis ocurre para concentraciones muy altas de amoniaco,

mientras que para el nitrito la inhibición es mucho mayor a pH bajos, por el aumento de la

concentración de ácido nitroso (Smet et al., 2000). A pH altos esta inhibición no debiera de ocurrir

pero el aumento de la presión osmótica, debido a concentraciones altas de iones, inhibe

principalmente la especie Nitrosomonas europea (Hunik et al., 1992).

El valor máximo de la capacidad de eliminación fue obtenida mediante un biofiltro de

escurrimiento por Kanagawa et al. (2004), 59,88 gN m-3h-1 con un porcentaje de eliminación del

99,8%. Igualmente el tiempo de residencia más bajo (1,0 y 1,4 segundos) también fue empleado

en un biofiltro de escurrimiento por Melse and Mol (2004), obteniendo una capacidad máxima de

eliminación de 33,83 gN m-3h-1, con un porcentaje de eliminación del 90%.

PROTECCIÓN RESPIRATORIA

Se deben usar respiradoras (máscaras de respiración) cuando las prácticas de control de ingeniería

y de operación no son técnicamente alcanzables, cuando tales controles están en proceso de

instalación o cuando fallan y necesitan ser reemplazados. Los equipos de respiración pueden ser

también usados para operaciones donde se requiere ingresar en tanques o recipientes cerrados y

en situaciones de emergencia. En adición al uso de respiradores y equipos de respiración, debe ser

instituido un programa completo de seguridad respiratoria que debe incluir entrenamiento,

mantenimiento, inspección, limpieza y evaluación.

Tomado de “OSHA; Occupational Safety and Health Guideline for Ammonia ”(11)

Protección Respiratoria Mínima Arriba de 5 mg/m3 (OSHA)

Cualquier respirador de cartucho químico con cartucho para amoniaco.

Cualquier respirador con suministro de aire proveído externamente.

Cualquier aparato de respiración.

Un respirador de cartucho químico con pieza facial completa y un cartucho para

amoniaco.

Una máscara de gases de tipo mentón o un cilindro para amoniaco frontal o trasero.

Cualquier respirador de suministro aire con pieza facial completa, Y el mo o capucha.

Cualquier aparato de respiración autocontenido con pieza facial completa

Aparato de respiración autocontenido con pieza facial completa operado en modo de

demanda de presión o algún otro modo de presión positiva.

Una combinación de respirador que incluya respirador con pieza facial completa operado

en demanda de presión o algún otro modo de presión positiva o de flujo continuo y un

aparato auxiliar de respiración autocontenido operado en modo de demanda de presión u

otro modo de presión positiva.

Aparato de respiración autocontenido con pieza facial completa operado en modo de

demanda de presión u otro modo de presión positiva.

Cualquier máscara de gases que provea protección contra amoniaco.

Cualquier aparato de respiración autocontenido para evacuación.

16. CASOS PROBLEMATICOS DE INTERES INDUSTRIAL

La lluvia ácida: Lluvia en principio idéntica a la lluvia normal pero con un PH menor que afecta

directamente a las hojas de las plantas, edificios, medios acuáticos…los contaminantes pueden

llegar al organismo humano al respirar. Es ocasionada principalmente por la combustión de

hidrocarburos fósiles (SO2, NOx, NH3), que llegan a la atmosfera y quedan absorbidos por la lluvia.

Los fertilizantes nitrogenados son los responsables de la alimentación del 48% de la población

mundial actual.

De la vida a la muerte

En realidad, la aplicación bélica del amoniaco despertó en los industriales alemanes un interés

mucho mayor que su uso como fertilizante ya antes del estallido de las hostilidades en julio de

1914. El bloqueo del suministro exterior alemán realizado por parte de las potencias aliadas no

hizo otra cosa que acelerar el desarrollo de las aplicaciones militares del amoniaco. Gracias al

proceso Haber-Bosch, el NH3 es oxidado y convertido en ácido nítrico, la base de explosivos como

el nitrato amónico, la nitroglicerina y el trinitolueno (TNT).

Alemania, país central y aislado, pudo mantener el esfuerzo bélico durante más tiempo gracias a

que el amoniaco permitía alimentar a su población y las balas, proyectiles y bombas de sus

soldados. Desde entonces, este compuesto químico se ha convertido en el elemento básico de las

municiones. Los autores del artículo afirman que el nitrógeno reactivo está relacionado

directamente con la muerte de entre 100 y 150 millones de personas en las guerras que han

jalonado el siglo XX.