Nitrato de amônio

composto químico
Ammonium nitrate
Alerta sobre risco à saúde
Ammonium-nitrate-2D.svg
Ammonium-nitrate-xtal-3D-balls-A.png
Nome IUPAC Nitrato de amônio
Identificadores
Número CAS 6484-52-2
PubChem 22985
Número RTECS BR9050000
Propriedades
Fórmula molecular NH4NO3
Massa molar 80.04336 g/mol
Aparência Sólido Branco
Densidade 1,73 g·cm-3 (20 °C)[1]
Ponto de fusão

169,6 °C [1]

Ponto de ebulição

Decompõe-se a 170 °C (Pressão normal) [1]
210 °C (15 hPa) [1]

Solubilidade em água 1877 g/L (20 °C)
118 g/100 ml (0 °C)
150 g/100 ml (10 °C)
192 g/100 ml (20 °C)
242 g/100 ml (30 °C)
297 g/100 ml (40 °C)
344 g/100 ml (50 °C)
421 g/100 ml (60 °C)
499 g/100 ml (70 °C)
580 g/100 ml (80 °C)
740 g/100 ml (90 °C)
871 g/100 ml (100 °C) [2]
Termoquímica
Entalpia padrão
de formação
ΔfHo298
-366 kJ·mol-1[3]
Explosive data
Sensibilidade ao choque Muito baixa
Sensibilidade à fricção Muito baixa
Velocidade de explosão 5270 m/s
Riscos associados
MSDS ICSC 0216
Índice UE Não listado
Principais riscos
associados
Explosivo
NFPA 704
NFPA 704.svg
0
2
3
OX
Frases R R8, R9
Frases S S15, S16, S41
LD50 2085–5300 mg/kg (oral in rats, mice)[4]
Compostos relacionados
Outros aniões/ânions Nitrito de amônio
Perclorato de amônio
Outros catiões/cátions Nitrato de sódio
Nitrato de potássio
Nitrato de hidroxiamônio
Compostos relacionados óxido nitroso
Exceto onde denotado, os dados referem-se a
materiais sob condições normais de temperatura e pressão

Referências e avisos gerais sobre esta caixa.
Alerta sobre risco à saúde.

O nitrato de amónio (pt) ou nitrato de amônio (pt-BR) é um composto químico de fórmula molecular NH4NO3, sendo constituído pelos íons NH4+ e NO3.

CaracterísticasEditar

É um sal inorgânico que, quando puro, é encontrado na cor branca e quando impuro nas colorações: cinza claro ou marrom, se estiver na forma de um cristal relativamente grande, aparenta-se com o sal grosso (NaCl). É inodoro, e, em solução aquosa, precipita-se misturando-se lentamente com a água, sua dissolução é bastante endotérmica.

Uma de suas particularidades agronômicas é que detém ao mesmo tempo duas formas de fornecimento de nitrogênio ao solo, a nítrica (NO3), e a amoniacal (NH4). Como a forma amoniacal tem carga elétrica positiva (+), pode se ligar aos colóides do solo, principalmente nas argilas, pois as mesmas têm cargas elétricas negativas. O mesmo não ocorre com a forma nítrica que tem carga elétrica negativa (-), não sendo portanto absorvida pelas argilas, podendo sofrer o processo de perda chamado lixiviação ou percolação, que é transporte às camadas mais profundas dos solos, escapando assim da ação absorvedora das raízes das plantas.

Quando o nitrato de amônio é excitado com um fogareiro elétrico libera óxido nitroso (N2O), mais conhecido como gás hilariante ou gás do riso.

Pode ser produzido pela reação entre sulfato de amônio [(NH4)2SO4] e nitrato de cálcio [Ca(NO3)2], de acordo com a reação:

(NH4)2SO4 + Ca(NO3)2}→ 2 NH4NO3+ CaSO4.

Produção a partir da amônia gasosaEditar

Pode ser produzido a partir da reação da amônia gasosa com uma solução de ácido nítrico, de acordo com a reação:

NH3(g) + HNO3(aq) → NH4NO3(aq)

UsosEditar

Usado como fertilizante, herbicida, inseticida, absorvente para óxidos de nitrogênio, na fabricação de óxido nitroso, como oxidante em propelentes sólidos para foguetes, explosivos, etc.

O nitrato de amônio é obtido através da neutralização do ácido nítrico pela adição de hidróxido de amônio, ou ainda pode ser preparado com nitrato de sódio e hidróxido de amônio.

O nitrato de amônio (NH4 NO3) possui em média 34% de nitrogênio, é um produto sólido, perolado ou granulado, contém um radical nítrico e outro amoniacal, muito usado na agricultura por possuir menor volatilização e acidificação do solo, se adapta bem às misturas NPK e muito adequado para fertirrigação. Foi o fertilizante nitrogenado mais utilizado no mundo até o fim dos anos 80, quando teve seu consumo reduzido devido ao aumento no controle de sua venda, uma vez que é a matéria-prima principal para a fabricação de ANFOs (amonium-nitrate, fuel-oil) (FRANCO et al., 2007). O Nitrato de Amônio, dentre as fontes nitrogenadas mais usadas, é a que apresenta menor índice de acidez no solo, em número de 62, ou seja, para cada 100 kg de Nitrato de Amônio é necessário 62 kg de Carbonato de Cálcio para neutralizar a acidez no solo.[5]

RiscosEditar

Perigos mais iminentes: Por ser oxidante, pode interagir com outros produtos. Quando contaminado com produtos orgânicos ou materiais redutores, aquecido, confinado, e ainda sob ação de agentes iniciadores, pode detonar. Risco de ignição ou detonação ao expor-se o produto ao calor e a materiais incompatíveis.

Perigos físicos e químicos: O nitrato de amônio é um forte oxidante. A contaminação pode promover a sua decomposição, tornando-o imprevisível e perigoso. Os contaminantes incluem matéria orgânica, cloretos, fluoretos e também alguns metais (exemplos: cobre, bronze, cromo, zinco e outros).

Efeitos do produto em animais: A inalação pode causar irritação do trato respiratório, com tosse, dor de garganta e dificuldade respiratória. O contato com o produto pode causar irritação na pele e nos olhos.

Exposto a altas temperaturas, devido à decomposição, pode liberar amônia e gases nitrosos tóxicos (NOx), capazes de provocar problemas respiratórios agudos.

Efeitos ambientais: É muito hidrossolúvel, podendo contaminar cursos d’água, tornando-os impróprios para uso em qualquer finalidade. O produto da combustão do nitrato de amônia é o óxido nitroso,  . Este composto é um agravante do efeito estufa, sendo 273 vezes mais nocivo que o dióxido de carbono,  . (Xavier, A. Agronomia/UFSM, 2008)

Efeitos na saúde humana: O nitrato de amônio causa irritações nos olhos, na pele e no trato respiratório. A substância pode afetar o sangue, devido ao íon nitrato, causando uma doença chamada metaemoglobinemia, ou doença do bebê azul.[6] Seus principais efeitos na saúde humana e dos ecossistemas são decorrentes dos compostos secundários que podem ser formados.

Contaminação ambientalEditar

O íon nitrato é fonte de nutrição para plantas (principal uso é como fertilizante) e, portanto pode seguir o ciclo natural de nitrificação/ desnitrificação ou pode ser transportado através do solo atingindo as águas subterrâneas e chegando em curso d'água, tornando-os saturados em nitrogênio.[7] Quando o íon amônio permanece adsorvidos as cargas negativas do solo o íon nitrato permanece em solução, sua potabilidade em água para o consumo humano é estabelecida pela portaria n°518/GM em 25 de março de 2010.[8] Já a resolução CONAMA de março de 2005 estabelece as concentrações máximas de nitrato para as águas de acordo com o seu uso e características. A liberação do íon nitrato no meio, além de ser causada pela interação com as partículas do solo, também pode ser causada por elevação da temperatura e aeração na ausência de água, tais condições possibilitam a oxidação do nitrogênio e a decomposição da matéria orgânica.[9][10] No perfil do solo o nitrato de amônio está sujeito a reações, dentre elas a de decomposição, sendo que o íon amônio é biodegradável. As reações de decomposição podem ser catalisadas pela presença de Cl, Fe, Co, Ni, Zn e Cu ou podem ser resultantes do aumento de temperatura no solo (KIISKI, 2009).

RecomendaçõesEditar

Existem técnicas específicas para a remoção do íon nitrato da água, dentre elas destacam-se a osmose reversa e a permuta iônica. Já no solo, podem ser usados inibidores de nitrificação, estes inibem a conversão de amônio em nitrato.

Acidentes com nitrato de amônioEditar

Em 16 de abril de 1947, ocorreu o Desastre de Texas City, considerado o mais mortífero acidente industrial da história dos EUA. A causa do acidente foi o calor devido a um incêndio no cargueiro francês, SS Grandcamp, que levou cerca de 2.086 toneladas de nitrato de amônio a entrarem em combustão, gerando uma explosão de enormes proporções que destruiu o porto e grande parte da cidade de Texas City, causando a morte de 581 pessoas.

Em 4 de agosto de 2020, na cidade de Beirute, capital do Líbano, uma sequência de explosões de uma carga de 2.750 toneladas do composto, que estava armazenada no porto da cidade, deixou mais de 100 mortos e 5.000 feridos e inúmeros danos materiais nas imediações atingidas, com efeitos sentidos até no Chipre, a mais de 200 km do local. Segundo captações de sensores da USGS (Instituto Americano de Geofísica) o impacto das explosões foi considerado como terremoto de magnitude 3,3 e potência de aproximadamente 1,8 quilotons de TNT.[11]

Ver tambémEditar

Referências

  1. a b c d Registo de Ammoniumnitrat na Base de Dados de Substâncias GESTIS do IFA, accessado em 3 de Setembro de 2007
  2. Pradyot Patnaik. Handbook of Inorganic Chemicals. McGraw-Hill, 2002, ISBN 0070494398
  3. PAETEC Formelsammlung Ausgabe 2003, Seite 116
  4. Martel, B.; Cassidy, K. (2004). Chemical Risk Analysis: A Practical Handbook. [S.l.]: Butterworth–Heinemann. 362 páginas. ISBN 1903996651 
  5. SOUZA, D. M .G.; LOBATO, E.; MIRANDA, L.N. Correção do solo e adubação da cultura da soja In: Simpósio sobre cultura da soja nos cerrados, 1, 1992, Uberaba. Anais... Piracicaba: Potafos, 1993. p. 138-158.
  6. IPC INCHEM, Types of hazards/ exposure acute hazards/ symptons prevention first aid/fire fighting fire. Disponível em<http://www.inchem.org/> Acesso em: 07 de dezembro de 2011.
  7. KIISKY. H. Properties of Ammonium Nitrate based fertilisers. Disponível em: <http://www.doria.fi/bitstream/handle/10024/47167/properti.pdf> Acesso em: 07 de dezembro de 2011.
  8. PORTARIA N°518/GM EM MARÇO DE 2004. Disponível em: <http://dtr2001.saude.gov.br/sas/PORTARIAS/Port2004/GM/GM-518.htm>Acesso em: 08 de dezembro de 2011.
  9. STRUJA D. Poluição das águas - revisão de literatura. Revista Eletrônica Lato Sensu – Ano 2, nº1, julho de 2007. ISSN 1980-6116
  10. Ammonium nitrate dictionary-Guidechem.com
  11. AFP (5 de agosto de 2020). «O que se sabe sobre as explosões em Beirute». Istoé. Consultado em 5 de agosto de 2020