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Ammoniaque

solution aqueuse à base de NH3
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Ne doit pas être confondu avec Ammoniac ou Gomme ammoniaque.

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, NH3 (aq).

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[1][2].
Propriétés chimiques
Formule H3NNH3
Masse molaire[4] 17,030 5 ± 0,000 4 g/mol
H 17,76 %, N 82,25 %, 17,03
pKa 9,25 à 25 °C[3]
Moment dipolaire 1,4718
Propriétés physiques
T° fusion (25 %) −58 °C[1]
T° ébullition (25 %) 38 °C[1]
Solubilité miscible avec l'éthanol (95 %) et l'eau[5]
Masse volumique 0,892–0,910 g cm−3[5]
Pression de vapeur saturante à 20 °C : (25 %) 48 kPa[1]
Vitesse du son 415 m s−1 (gaz, 0 °C, 1 atm)[6]
Précautions
SGH[7]
SGH05 : CorrosifSGH09 : Danger pour le milieu aquatique
Danger
H314 et H400
SIMDUT[8]
E : Matière corrosive
E,
Transport
   2672   
Inhalation H331
Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire.
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L’ammoniaque est un produit industriel, mais peut également être aussi une solution commercialisée contenant 35 % d'ammoniac en masse. NH3 (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

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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     NH4+ + HO−.

Le pKa (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

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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

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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

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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

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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

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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

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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

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  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, , 90e 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.
  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, , 6e 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, , 91e 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.

Voir aussi

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Articles connexes

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Liens externes

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  • INRS, Ammoniac et solutions aqueuses : Fiche toxicologique no 16, (lire en ligne).
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