ammoniac

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Présentation

ammoniac, gaz incolore, d’odeur forte, de formule NH₃. Le terme ammoniaque désigne une solution aqueuse d’ammoniac.

Depuis l’Antiquité, on connaît le chlorure d’ammonium, de formule NH₄Cl, appelé « sel ammoniac ». En 1774, le chimiste anglais Joseph Priestley réussit à isoler l’ammoniac sous sa forme gazeuse au moyen d’une cuve à mercure. Mais c’est l’alchimiste allemand Basil Valentin qui synthétise pour la première fois l’ammoniac non combiné, et il faut attendre 1785 pour que le chimiste français Claude Berthollet en détermine la composition chimique.

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Aspects chimiques

2.1

Propriétés

L’ammoniac est un gaz incolore, caustique, très soluble dans l’eau. Par exemple, à 0 ° C, un litre d’eau dissout 1 000 litres d’ammoniac gazeux. Une solution aqueuse saturée d’ammoniac contient 45 p. 100 d’ammoniac à 0 ° C, et 30 p. 100 à température ambiante. La solution aqueuse commerciale contient 20 p. 100 d’ammoniac et a pour masse volumique 0,92 g / cm³. L’ammoniac fond à - 77,7 ° C, bout à - 33,4 ° C et a une densité de 0,68 à son point d’ébullition et sous une pression de 10⁵ Pa.

En milieu aqueux, l’ammoniac (NH₃) se comporte comme une base au sens de Brønsted-Lowry (accepteur de protons H⁺) et forme des ions NH₄⁺et OH^- (voir acides et bases). Le couple acido-basique NH₃ / NH₄⁺ a un pK_a égal à 9,2 : l’ammoniac est donc une base faible.

L’ammoniac liquide est le solvant non aqueux le plus étudié pour ses ressemblances avec l’eau. À l’instar de l’eau, l’ammoniac comporte une auto-ionisation (2NH₃ ⇄ NH₄⁺ + NH₂^-) et possède des liaisons hydrogènes à l’état liquide (voir liaison chimique). Les deux composés présentent également tous deux une géométrie moléculaire de forme pyramidale due à la présence de doublets électroniques libres dans leurs structures respectives.

En faisant réagir de l’ammoniac sur des alcools, on obtient des amines, de formule générale R-NH₂ (R est un groupement alkyle ou aryle). En présence d’oxygène, l’ammoniac brûle en donnant de l’azote et de la vapeur d’eau. À froid, le chlore et le brome décomposent l’ammoniac ; l’iode forme avec l’ammoniac un solide instable.

2.2

Préparation et production

Au XIX^e siècle, l’ammoniac est obtenu par distillation destructive de la houille. Ce procédé ne fournit aujourd’hui qu’une petite quantité de l’ammoniac produit. Actuellement, le procédé industriel le plus important consiste en la synthèse directe d’hydrogène et d’azote atmosphérique (procédé Haber). Tout d’abord, on synthétise l’hydrogène gazeux par vapocraquage de gaz naturel, de gaz de raffinerie ou d’essence lourde (mélanges d’hydrocarbures), en présence d’un catalyseur à base de nickel. Cette décomposition, qui produit également du monoxyde de carbone (CO), est réalisée sous une pression de 25.10⁵ Pa entre 800 et 1 000 ° C. Puis le monoxyde de carbone est éliminé après avoir été transformé en dioxyde de carbone (CO₂), et on ajuste les quantités relatives d’azote et d’hydrogène (1 volume d’azote pour 3 volumes d’hydrogène), avant la synthèse proprement dite de l’ammoniac. Cette réaction — exothermique (qui produit de la chaleur) — est effectuée vers 400 ° C, sous forte pression (200.10⁵ Pa), en présence d’un catalyseur à base de fer, dans un dispositif (réacteur tubulaire) appelé convertisseur.

La production d’ammoniac, en raison de la demande croissante en engrais azotés, n’a cessé d’augmenter dans la plupart des pays producteurs. En France, elle s’élevait à 1,5 million de tonnes en 1994.

2.3

Utilisations

L’ammoniac a de nombreuses applications. Il sert, en particulier, à produire les sulfates et les phosphates d’ammonium, ainsi que les nitrates, utilisés comme engrais azotés (80 à 90 p. 100 de la production totale d’ammoniac). L’ammoniac est largement utilisé dans les industries chimiques, en particulier dans la synthèse de l’urée et de l’acide nitrique et dans la fabrication de la pâte à papier.

L’ammoniac liquide est un excellent solvant des métaux alcalins et alcalino-terreux, c’est pourquoi on utilise souvent une solution ammoniacale pour dégraisser l’argenterie. L’ammoniac liquide est, en outre, un important réfrigérant employé pour le nettoyage des systèmes de refroidissement des réacteurs nucléaires.

En médecine, on utilise l’ammoniac comme agent caustique. En solutions diluées, on l’emploie contre les piqûres de certains insectes ; en inhalations, il améliore la respiration et la circulation dans les cas de syncopes.

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Aspects écologiques et biologiques