Mostrar código-fonte de Nitrato de amônio

{{Info/Química
|   Name = Ammonium nitrate
|   ImageFile = Ammonium-nitrate-2D.svg
|   ImageSize = 250px
|   ImageName = Ammonium nitrate
|   ImageFile1 = Ammonium-nitrate-xtal-3D-balls-A.png
|   IUPACName = Nitrato de amônio
| Section1 = {{Info/Química/Identifiers
|   CASNo = 6484-52-2
|    CASNo_Ref = {{cascite}}
|   UNNumber = [[List of UN Numbers 0201 to 0300|0222]] – ''with > 0.2% combustible substances''<br/>[[List of UN Numbers 1901 to 2000|1942]] – ''with <= 0.2% combustible substances''<br/>[[List of UN Numbers 2001 to 2100|2067]] – ''fertilizers''<br/>[[List of UN Numbers 2401 to 2500|2426]] – ''liquid''
|   RTECS = BR9050000
|   PubChem = 22985
  }}
| Section2 = {{Chembox Properties
|   Formula = NH<sub>4</sub>NO<sub>3</sub>
|   MolarMass = 80.04336 g/mol
|   Appearance = Sólido Branco
|  Density = 1,73 g·cm<sup>-3</sup> (20 °C)<ref name="BGIA GESTIS">{{GESTIS|Name=Ammoniumnitrat|ZVG=3750|CAS=6484-52-2|Date=3 de Setembro de 2007}}</ref>
|  MeltingPt = 169,6 °C <ref name="BGIA GESTIS"/>
|  BoilingPt = Decompõe-se a 170 °C (Pressão normal) <ref name="BGIA GESTIS"/>  <br/>
210 °C (15 hPa) <ref name="BGIA GESTIS"/>
|  Solubility = 1877 g/L (20 °C)<br/> 118 g/100 ml (0 °C)<br/>150 g/100 ml (10 °C)<br/>192 g/100 ml (20 °C)<br/>242 g/100 ml (30 °C)<br/>297 g/100 ml (40 °C)<br/>344 g/100 ml (50 °C)<br/>421 g/100 ml (60 °C)<br/>499 g/100 ml (70 °C)<br/>580 g/100 ml (80 °C)<br/>740 g/100 ml (90 °C)<br/>871 g/100 ml (100 °C) <ref>Pradyot Patnaik. ''Handbook of Inorganic Chemicals''. McGraw-Hill, 2002, ISBN 0070494398</ref>
  }}
| Section3 = {{Chembox Structure
|   Coordination = 
|   Structure = [[rhombohedral|trigonal]]
  }}
| Section4 = {{Chembox Thermochemistry
|  DeltaHf = -366 kJ·mol<sup>-1</sup><ref>PAETEC Formelsammlung Ausgabe 2003, Seite 116</ref>
}}

| Section6 = {{Chembox Explosive
| ShockSens = Muito baixa
| FrictionSens = Muito baixa
| ExplosiveV = 5270 [[metros por segundo|m/s]]
| REFactor = }}
| Section7 = {{Chembox Hazards
|   ExternalMSDS = [http://www.ilo.org/public/english/protection/safework/cis/products/icsc/dtasht/_icsc02/icsc0216.htm ICSC 0216]
|   EUIndex = Não listado
|   MainHazards = Explosivo
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|   NFPA-O = OX
|   RPhrases = {{R8}}, {{R9}}
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|   LD50 =  2085–5300 mg/kg (oral in rats, mice)<ref>{{citar livro|autor =Martel, B.; Cassidy, K. |título=Chemical Risk Analysis: A Practical Handbook |publicado=Butterworth–Heinemann |ano=2004 |páginas=362 |isbn=1903996651}}</ref>
  }}
| Section8 = {{Chembox Related
|   OtherAnions = [[Nitrito de amônio]]<br /> [[Perclorato de amônio]]
|   OtherCations = [[Nitrato de sódio]]<br /> [[Nitrato de potássio]]<br /> [[Nitrato de hidroxiamônio]]
|   OtherCpds = [[óxido nitroso]]
  }}
}}
O {{PEPB|nitrato de amónio|nitrato de amônio}} é um [[composto químico]] de [[fórmula molecular]] NH<sub>4</sub>NO<sub>3,</sub> sendo constituído pelos íons NH<sub>4</sub><sup>+</sup> e NO<sub>3</sub><sup>–</sup>.

== Características ==

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 [[Agronomia|agronômicas]] é que detém ao mesmo tempo duas formas de fornecimento de [[nitrogênio]] ao solo, a nítrica (NO<sub>3</sub>), e a amoniacal (NH<sub>4</sub>). Como a forma amoniacal tem carga elétrica positiva (+), pode se ligar aos [[colóide]]s do solo, principalmente nas [[argila]]s, 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]] (N<sub>2</sub>O), mais conhecido como gás hilariante ou gás do riso.

Pode ser produzido pela reação entre [[sulfato]] de [[amônio]] [(NH<sub>4</sub>)<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>] e [[nitrato]] de [[cálcio]] [Ca(NO<sub>3</sub>)<sub>2</sub>], de acordo com a reação:

:<big>(NH<sub>4</sub>)<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> + Ca(NO<sub>3</sub>)<sub>2</sub>}→ 2 NH<sub>4</sub>NO<sub>3</sub>+ CaSO<sub>4</sub>.</big>

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

NH<sub>3(g)  </sub>+ HNO<sub>3(aq)</sub> →  NH<sub>4</sub>NO<sub>3(aq)</sub>

== Usos ==

Usado como [[fertilizantes|fertilizante]], [[herbicidas|herbicida]], [[inseticida]], absorvente para [[óxido de nitrogênio|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&nbsp;kg de Nitrato de Amônio é necessário 62&nbsp;kg de Carbonato de Cálcio para neutralizar a acidez no solo.<ref>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.</ref>

== Riscos ==

'''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, <chem>N2O</chem>. Este composto é um agravante do efeito estufa, sendo 273 vezes mais nocivo que o dióxido de carbono, <chem>CO2</chem>. (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.<ref>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.</ref> Seus principais efeitos na saúde humana e dos ecossistemas são decorrentes dos compostos secundários que podem ser formados.

== Contaminação ambiental ==

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.<ref>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.</ref> 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.<ref>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.</ref> 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.<ref>STRUJA D. Poluição das águas - revisão de literatura. Revista Eletrônica Lato Sensu – Ano 2, nº1, julho de 2007. ISSN 1980-6116</ref><ref>[http://www.guidechem.com/dictionary/6484-52-2.html Ammonium nitrate dictionary-Guidechem.com]</ref> 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).

== Recomendações ==
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 amônio ==
Em [[16 de abril]] de [[1947]], ocorreu o [[Desastre de Texas City]], considerado o mais mortífero acidente industrial da história dos [[Estados Unidos|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.<ref>{{citar web|URL=https://istoe.com.br/o-que-se-sabe-sobre-as-explosoes-em-beirute|título=O que se sabe sobre as explosões em Beirute|autor=AFP|data=5 de agosto de 2020|publicado=Istoé|acessodata=5 de agosto de 2020}}</ref>

== Ver também ==
* [[Explosões no porto de Beirute em 2020]]
* [[Desastre de Texas City]]

{{referências}}

{{controle de autoridade}}

[[Categoria:Nitratos|amônio]]
[[Categoria:Compostos de amônio]]
[[Categoria:Produtos químicos explosivos]]
[[Categoria:Oxidantes de foguetes]]
[[Categoria:Oxidantes pirotécnicos]]
[[Categoria:Fertilizantes inorgânicos]]
[[Categoria:Agentes oxidantes]]