Ammoniaque

	Ammoniaque
Identification
Nom UICPA	ammoniaque
No CAS	1336-21-6
No ECHA	100.014.225
No CE	215-647-6
PubChem	14923
No E	E527
SMILES
InChI
Apparence	solution très volatile, incolore, d'ammoniac dans l'eau, d'odeur âcre.
Propriétés chimiques
Formule	NH3
Masse molaire	17,030 5 ± 0,000 4 g/mol ; H 17,76 %, N 82,25 %, 17,03
pKa	9,25 à 25 °C
Moment dipolaire	1,4718
Propriétés physiques
T° fusion	(25 %) −58 °C
T° ébullition	(25 %) 38 °C
Solubilité	miscible avec l'éthanol (95 %) et l'eau
Masse volumique	0,892–0,910 g cm−3
Pression de vapeur saturante	à 20 °C : (25 %) 48 kPa
Vitesse du son	415 m s−1 (gaz, 0 °C, 1 atm)
Précautions
SGH
	; DangerH314 et H400
SIMDUT
	; E,
Transport
	80
	2672
Inhalation	H331
	Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire.
	modifier

L'ammoniaque est la solution aqueuse basique de l'ammoniac, c’est-à-dire le produit de la dissolution de l'ammoniac NH₃ à l'état gazeux dans l'eau. Elle peut être notée NH₃·H₂O ou, mieux, NH_3 (aq).

L’ammoniaque est un produit industriel, mais peut également être aussi une solution commercialisée contenant 35 % d'ammoniac en masse. NH_3 (aq) est un alcali (une base) commun en teinturerie, qui entre dans la fabrication de fibres textiles et de leurs apprêts, des papiers et de leurs couchages, et est aussi employé par l'industrie chimique et pharmaceutique^[9].

L'eau réagissant avec l'ammoniac, base faible, pour produire des cations ammonium NH₄⁺ et des anions hydroxyde HO⁻ en quantités égales, cette solution a aussi été appelée « solution d'hydroxyde d'ammonium », et la formule statistique (NH₄⁺_(aq) + HO⁻_(aq)) lui a été attribuée. Pour autant, le composé NH₄OH (hydroxyde d'ammonium) n'a jamais été isolé, et seule une faible proportion (environ 1 %) des molécules NH₃ est effectivement hydrolysée en NH₄⁺ et HO⁻.

L'ammoniaque laisse émaner une odeur d'ammoniac, gaz qui la compose principalement et s'en échappe assez spontanément ; la solution aqueuse libère à chaud encore plus facilement le gaz ammoniac, irritant, à forte odeur piquante et souvent désagréable. L'odeur caractéristique ammoniaquée se retrouve à proximité des urinoirs ou sur les habits sales ou imprégnés par une forte sudation, lentement séchés puis mouillés subitement.

Description

Le gaz ammoniac est facilement soluble dans l'eau. Un litre d'eau peut piéger 1 148 L de gaz à 0 °C. Mais la pression de vapeur est élevée, et il est facile d'extirper le gaz en chauffant la solution ammoniaque concentrée.

La pression de vapeur d'ammoniac dans une solution concentrée à 60 % en masse est de l'ordre de 380 mmHg à 0 °C, 600 mmHg à 10 °C, 945 mmHg à 20 °C, 2 130 mmHg à 40 °C.

L'ammoniac en solution réagit de manière équilibrée avec l'eau selon l'équation suivante :

NH₃ + H₂O

\rightleftharpoons

NH₄⁺ + HO⁻.

Le p $K$ _a (constante d'acidité) du couple NH⁺
₄/NH₃ étant de 9,23, cette réaction est limitée à environ 1 %. La libération d'ions hydroxyde (HO⁻) confère cependant à l'ammoniaque son caractère basique, avec un pH approximatif de 11,6 pour une solution molaire.

Dangerosité

Bouteille d'ammoniaque en vente en Russie.

Les solutions commerciales d'ammoniaque sont concentrées et très dangereuses. D'après l'Institut national de recherche et de sécurité (INRS), la solution commerciale provoque des brûlures et doit être manipulée avec des vêtements appropriés (gants, protection du visage et des yeux)^[10]. L'aération du local s'impose, y compris pour les travaux ménagers. L'origine de l'irritation provoquée par un contact de l'ammoniaque avec la peau est le caractère réactif de la molécule d'ammoniac NH₃ vis-à-vis des membranes cellulaires. Cette réactivité vis-à-vis des milieux biologiques en fait un produit ménager efficace pour nettoyer, dégraisser, assainir.

Utilisation

En solution diluée, l'ammoniaque était employée par les médecins de la Belle Époque en inhalation, supposée roborative.

Le hákarl est un plat islandais qui contient de l'ammoniaque. Il est préparé à partir de la chair du requin du Groenland après en avoir longuement extrait une partie de l'urée.

L'ammoniac est régulièrement utilisé par l'industrie du tabac comme additif mélangé au tabac^[11].

Réactivité

Les exemples de réactivité de l'ammoniaque sont nombreux. Cette solution possède les propriétés de l'ammoniac qui est à la fois une base, un ligand et un réducteur.

L'ammoniaque base faible

L'ammoniaque réagit avec le dioxyde de carbone (CO₂), qui peut se dissoudre dans l'eau en s'associant à une molécule d'eau, ce qui produit de l'acide carbonique H₂CO₃. Il s'agit d'une réaction acido-basique qui conduit au carbonate d'ammonium (NH₄)₂CO₃. Dans cette réaction, l'ammoniaque se comporte comme une base.

2 NH₃ + H₂O + CO₂ ⟶ 2 NH₄⁺ + CO₃²⁻.

D'une manière générale, l'ammoniaque réagit avec les acides pour produire des sels d'ammonium quaternaires. Un grand nombre de ces sels sont des explosifs et des engrais.

L'ammoniaque ligand

L'ammoniaque ajoutée à une solution de sulfate de cuivre de couleur bleu clair donne un complexe ammine de métal de couleur bleu céleste très intense de formule [Cu(NH₃)₄(H₂O)₂]²⁺. Dans cette réaction, l'ammoniaque apporte le ligand ammine NH₃.

Une réaction antique, mystérieuse, était l'union de l'ammoniaque avec le « vif-argent », ou mercure métallique liquide. C'est pourquoi l'ammoniaque, ou encore le salmiac et d’autres sels d'ammonium quaternaires, était recherché par les forgerons et les métallurgistes : il favorisait le nettoyage des métaux et les soudures métalliques.

L'ammoniaque réducteur

Le mélange d'ammoniaque concentrée avec le diiode conduit au triiodure d'azote NI₃, qui est explosif à sec. Dans cette réaction, l'ammoniaque apporte le réducteur NH₃ et le diiode est l'oxydant.

Notes et références

↑ ^{a b c et d} HYDROXYDE D'AMMONIUM (solution 10% - 35%), Fiches internationales de sécurité chimique .
↑ Ces propriétés chimiques sont celles de la solution et non celles du composé qui n'existe pas, ou tout du moins qui n'a jamais été isolé.
↑ (en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, Boca Raton, CRC Press/Taylor & Francis, 3 juin 2009, 90^e éd., 2804 p. (ISBN 9781420090840, présentation en ligne).
↑ Masse molaire calculée d’après « Atomic weights of the elements 2007 », sur www.chem.qmul.ac.uk.
↑ ^{a et b} (en) Raymond C Rowe, Paul J Sheskey, Marian E Quinn, Handbook of Pharmaceutical Excipients, Londres, Pharmaceutical Press and American Pharmacists Association, 2009, 6^e éd., 888 p. (ISBN 978-0-85369-792-3), p. 40.
↑ (en) William M. Haynes, CRC Handbook of Chemistry and Physics, Boca Raton, CRC Press/Taylor & Francis, 1^er juillet 2010, 91^e éd., 2610 p. (ISBN 9781439820773, présentation en ligne), p. 14-40.
↑ Numéro index 007-001-01-2 dans le tableau 3.1 de l'annexe VI du règlement CE N° 1272/2008 (16 décembre 2008).
↑ « Hydroxyde d'ammonium » dans la base de données de produits chimiques Reptox de la CSST (organisme québécois responsable de la sécurité et de la santé au travail), consulté le 25 avril 2009.
↑ Il sert ou servait^[pas clair] notamment à la préparation de l'acide nitrique HNO₃ par oxydation catalytique de l'ammoniac, de l'urée (NH₂)₂CO, de nombreuses résines artificielles, de colorants de synthèse, d'engrais et d'explosifs.
↑ INRS 2021.
↑ Ce que vous absorbez en fumant, sur stop-tabac.ch.

Voir aussi

Articles connexes

Liens externes

INRS, Ammoniac et solutions aqueuses : Fiche toxicologique n^o 16, juin 2021 (lire en ligne).

Portail de la chimie

[ICSC-1] {a b c et d} HYDROXYDE D'AMMONIUM (solution 10% - 35%), Fiches internationales de sécurité chimique .

[2] Ces propriétés chimiques sont celles de la solution et non celles du composé qui n'existe pas, ou tout du moins qui n'a jamais été isolé.

[3] (en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, Boca Raton, CRC Press/Taylor & Francis, 3 juin 2009, 90^e éd., 2804 p. (ISBN 9781420090840, présentation en ligne).

[4] Masse molaire calculée d’après « Atomic weights of the elements 2007 », sur www.chem.qmul.ac.uk.

[Rowe-5] {a et b} (en) Raymond C Rowe, Paul J Sheskey, Marian E Quinn, Handbook of Pharmaceutical Excipients, Londres, Pharmaceutical Press and American Pharmacists Association, 2009, 6^e éd., 888 p. (ISBN 978-0-85369-792-3), p. 40.

[6] (en) William M. Haynes, CRC Handbook of Chemistry and Physics, Boca Raton, CRC Press/Taylor & Francis, 1^er juillet 2010, 91^e éd., 2610 p. (ISBN 9781439820773, présentation en ligne), p. 14-40.

[7] Numéro index 007-001-01-2 dans le tableau 3.1 de l'annexe VI du règlement CE N° 1272/2008 (16 décembre 2008).

[8] « Hydroxyde d'ammonium » dans la base de données de produits chimiques Reptox de la CSST (organisme québécois responsable de la sécurité et de la santé au travail), consulté le 25 avril 2009.

[9] Il sert ou servait^[pas clair] notamment à la préparation de l'acide nitrique HNO₃ par oxydation catalytique de l'ammoniac, de l'urée (NH₂)₂CO, de nombreuses résines artificielles, de colorants de synthèse, d'engrais et d'explosifs.

[10] INRS 2021.

[11] Ce que vous absorbez en fumant, sur stop-tabac.ch.

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