Ammoniac

L'ammoniac est un composé chimique, de formule N H 3. C'est une molécule pyramidale à base trigonale : l'atome d'azote est au sommet et les trois atomes d'hydrogène occupent les trois coins de la base triangulaire équilatérale.


Catégories :

Produit chimique toxique - Produit chimique dangereux pour l'environnement - Produit chimique corrosif - Composé de l'azote - Composé de l'hydrogène - Amine - Réfrigérant - Matériau - Produit chimique domestique - Produit chimique - Métabolisme de l'azote - Engrais azoté

Définitions :

  • NH3, gaz particulièrement toxique pour les poissons (source : lillieng.free)
Ammoniac
Structure de l'ammoniac
Structure de l'ammoniac
Structure de l'ammoniac
Général
Nom IUPAC ammoniac
Synonymes azane
nitrure d'hydrogène
esprit alcalin (volatil) [1]
No CAS 7664-41-7
No EINECS 231-635-3
SMILES
InChI
Apparence gaz comprimé liquéfié, incolore, d'odeur âcre[2].
Propriétés chimiques
Formule brute H3NNH3
Masse molaire[5] 17, 0305 ± 0, 0004 g·mol-1
H 17, 76 %, N 82, 25 %,
Moment dipolaire 1, 4718 ± 0, 0002 D [3]
Diamètre moléculaire 0, 310 nm [4]
Propriétés physiques
T° fusion -77, 7 °C [6]
T° ébullition -33, 35 °C [6]
Solubilité dans l'eau à 20 °C : 540 g·l-1[2]
Masse volumique 0, 7 g·cm-3 à -33 °C[2],
0, 6813 (gaz)
T° d'auto-inflammation 651 °C[2]
Limites d'explosivité dans l'air Inférieure : 15, 5 (Weiss, 1985)
Supérieure : 27 (Weiss, 1985)
Pression de vapeur saturante à 26 °C : 1 013 kPa[2]
Point critique 112, 8 bar, 132, 35 °C [8]
Thermochimie
S0gaz, 1 bar 192, 77 J/mol·K
ΔfH0gaz -39, 222 kJ·mol-1  (-273, 15 °C)
-46, 222 kJ·mol-1 (24, 85 °C) [6]
ΔfH0liquide -40, 2 kJ/mol
ΔvapH° 23, 33 kJ·mol-1 (1 atm, -33, 33 °C) ;
19, 86 kJ·mol-1 (1 atm, 25 °C) [9]
Cp 2 097, 2 J·kg-1·K-1 (0 °C)

2 226, 2 J·kg-1·K-1 (100 °C)

2 105, 6 J·kg-1·K-1 (200 °C) [6]
PCI 317, 1 kJ·mol-1 [10]
Propriétés électroniques
1re énergie d'ionisation 10, 070 ± 0, 020 eV (gaz) [11]
Cristallographie
symbole de Pearson cP16\, [12]
Classe cristalline ou groupe d'espace P213 (n°198) [12]
Strukturbericht D1 [12]
Structure type NH3 [12]
Propriétés optiques
Indice de réfraction \textit{n}_{D}ˆ{25} 1, 325 [4]
Précautions
Directive 67/548/EEC
Toxique
T
Dangereux pour l’environnement
N
Phrases R : 10, 23, 34, 50,
Phrases S : 1/2, 9, 16, 26, 36/37/39, 46, 61, [13]
Transport
-
   1005   
NFPA 704

Symbole NFPA 704

1
3
0
SIMDUT[14]
A : Gaz compriméB1 : Gaz inflammableD1A : Matière très toxique ayant des effets immédiats gravesE : Matière corrosive
A, B1, D1A, E,
SGH[15]
SGH04 : GazSGH05 : CorrosifSGH06 : ToxiqueSGH09 : Danger pour le milieu aquatique
Danger
H221, H314, H331, H400,
Inhalation Les vapeurs sont particulièrement irritantes et corrosives
Peau Les solutions concentrées peuvent provoquer des brûlures
Yeux Dangereux, Irritation
Ingestion L'ingestion peut provoquer des brûlures de la bouche, langue, œsophage
Écotoxicologie
Seuil de l'odorat bas : 0, 04 ppm
haut : 53 ppm[16]
Unités du SI & CNTP, sauf indication contraire.

L'ammoniac est un composé chimique, de formule NH3 (groupe générique des nitrures d'hydrogène). C'est une molécule pyramidale à base trigonale : l'atome d'azote (N) est au sommet et les trois atomes d'hydrogène (H) occupent les trois coins (sommets) de la base triangulaire équilatérale. Plus exactement, l'atome d'azote «monte» et «descend» entre ce «sommet» de la pyramide et celui de la pyramide opposée, traversant ainsi la base triangulaire des atomes d'hydrogène. Cette «oscillation» s'effectue à une fréquence principale de 24 GHz et a été mise à contribution dans les premières horloges atomiques.

Dans les conditions «ambiantes», il se présente sous la forme d'un gaz incolore (produisant une fumée de condensation à haute concentration) et dégageant une très désagréable odeur putride.

Nomenclature

D'après la nomenclature IUPAC, l'ammoniac est le plus simple des azanes[17], ou hydrures d'azote acycliques.

Production industrielle

La production industrielle de l'ammoniac se fait principalement par synthèse directe à partir de dihydrogène et de diazote (procédé Haber-Bosch). Le diazote est apporté par l'air et le dihydrogène par vaporeconstituage du méthane (gaz naturel).

\mathrm{CH_4 + N_2 + 2\,H_2O \longrightarrow 2\,NH_3 + H_2 + CO_2}

Qui peut se décomposer en :

Production de dihydrogène par vaporeconstituage (voir l'article dihydrogène)  :
\mathrm{CH_4 + H_2O \longrightarrow CO + 3\,H_2}
\mathrm{CO + H_2O \longrightarrow CO_2 + H_2}
Synthèse de l'ammoniac :
\mathrm{N_2 + 3H_2 \longrightarrow 2\,NH_3 \ \ \ \ \Delta Hˆ0_{298} = -\,92,2\ kJ/mol}

Ancienne méthode de fabrication

Anciennement, l'ammoniac était obtenu par distillation du purin et du fumier.

Au début du XXe siècle, différents procédés de synthèse ont été imaginés.
L'un d'entre eux se base sur l'hydrolyse de la cyanamide calcique, elle-même obtenue à partir du carbure de calcium.

\mathrm{CaO + 3\,C \longrightarrow CaC_2 + CO}
\mathrm{CaC_2 + N_2 \longrightarrow CaCN_2 + C}
\mathrm{CaCN_2 + 3\,H_2O \longrightarrow CaCO_3 + 2\,NH_3}

L'autre utilise l'hydrolyse du nitrure d'aluminium, lui-même produit par nitruration à haute température de l'alumine.

\mathrm{Al_2O_3 + N_2 + 3\,C \longrightarrow 2\,AlN + 3\,CO}
\mathrm{2\,AlN + 3\,H_2O \longrightarrow Al_2O_3 + 2\,NH_3}

Il faudra attendre 1913 pour voir apparaitre le procédé Haber-Bosch toujours employé au XXIe siècle.

Propriétés physicochimiques

Utilisations

Sous forme gazeuse, l'ammoniac est utilisé par l'industrie pour la fabrication d'engrais, d'explosifs et de polymères. L'ammoniac gazeux, qui donne 82 % d'azote, sert aussi d'engrais azoté ; il est injecté directement dans le sol sous forme d'ammoniac liquéfié sous pression.

On le trouve aussi dans la cigarette. Les fabricants l'ajoutent à la préparation du tabac à cause de sa faculté à favoriser et augmenter l'absorption de la nicotine, composé addictif du tabac.

Réfrigération

L'ammoniac est utilisé comme fluide frigorigène et est désigné par la référence R717.

Carburant

L'ammoniac est un vecteur énergétique car il sert à transporter de l'hydrogène sous une forme dont le stockage est assez simple. Il brûle difficilement dans l'air mais la combustion est facilitée par une décomposition partielle par passage sur un catalyseur.

Au cours de la Deuxième Guerre mondiale, des véhicules (surtout des autocars en Belgique) ont fonctionné avec de l'ammoniac. Dans les années 1960, l'armée américaine s'y est intéressée dans le cadre du concept MED (Mobile Energy Depot) qui visait à produire directement les carburants sur le champ de bataille à partir de réacteurs nucléaires transportables[18], [19].

Au XXIe siècle, l'ammoniac fait l'objet de nouvelles études pour des moteurs classiques sans émissions de CO2 et pour le fonctionnement de piles à combustible.

Détection des fuites

Du fait de son odeur spécifique, une fuite d'ammoniac est aisément identifiable à l'odorat. Techniquement, on utilise une baguette soufrée, qui enflammée au voisinage d'émanation d'ammoniac produit une fumée blanche dense donnant la possibilité d'ainsi de localiser l'origine de la fuite. La recherche de fuite sur une installation ammoniac ne peut se faire qu'avec un ARI (appareil respiratoire individuel) du fait de sa particulièrement forte toxicité.

Impact environnemental

Les quantités d'ammoniac rejetées dans l'atmosphère en font l'un des principaux responsables de l'acidification de l'eau et des sols[20], ainsi qu'un facteur facilitant les pluies acides[21]. En France et en Europe, le secteur de l'agriculture est à l'origine de 95% des émissions d'ammoniac[22]. 80% des émissions proviennent de la volatilisation des déjections animales ; Les 20 % restant sont essentiellement liés à la production des engrais azotés ainsi qu'à leur épandage, complexe à adapter aux aléas climatiques[22].

Il s'agit du principal responsable de l'eutrophisation des milieux aquatiques[20].


Avec un GWP («Global Warming Potential») de 0[23], l'ammoniac est un fluide frigorigène sans effet sur le réchauffement climatique, contrairement aux fluides frigorigènes type HFC fréquemment utilisés dans les climatiseurs et pompes à chaleur dont le GWP peut fluctuer de 1430 (R134A) [23] à 3900 (R404A) [23].

De même, avec un ODP ("Potentiel de déplétion ozonique") de 0[24], l'ammoniac est un fluide frigorigène sans effet sur la couche d'ozone, contrairement aux fluides frigorigènes type HCFC dont le plus connu est le R22 toujours courant dans les dispositifs de climatisations anciens.

Phrases de risque et conseils de prudence selon l'INRS

Article détaillé : Signalisation des substances dangereuses.
T-Toxique
N-Dangereux pour l'environnement

R10 – Inflammable.

R23 – Toxique par inhalation.

R34 – Provoque des brûlures.

R50 – Particulièrement toxique pour les organismes aquatiques.

S9 – Conserver le récipient dans un lieu bien ventilé.

S16 – Conserver à l'écart de toute flamme ou source d'étincelle. Ne pas fumer.

S26 – En cas de contact avec les yeux laver immédiatement et abondamment avec de l'eau et consulter un spécialiste.

S36/37/39 – Porter un vêtement de protection approprié, des gants et un appareil de protection des yeux/du visage.

S45 – En cas d'accident ou de malaise, consulter immédiatement un médecin (si envisageable lui montrer l'étiquette).

S61 – Ne pas rejeter dans l'environnement. Consulter les instructions spéciales / la fiche de données de sécurité.

Référence ONU pour le transport des matières dangereuses

Liens sécurité

Notes et références

  1. P. H. Nysten, Dictionnaire de médecine, de chirurgie, de pharmacie, des sciences accessoires et de l'art vétérinaire, Société typographique belge, 1840 p. 345
  2. AMMONIAC (ANHYDRE) , fiche de sécurité du Programme International sur la Sécurité des Substances Chimiques, consultée le 9 mai 2009
  3. (en) David R. Lide, Handbook of chemistry and physics, CRC, 16 juin 2008, 89e éd. , 2736 p. (ISBN 142006679X et 978-1420066791) , p.  9-50 
  4. (en) Yitzhak Marcus, The Properties of Solvents, vol.  4, John Wiley & Sons Ltd, England, 1999, 239 p. (ISBN 0-471-98369-1)  
  5. Masse molaire calculée selon Atomic weights of the elements 2007 sur www. chem. qmul. ac. uk
  6. (en) T. A. Czuppon et al., Kirk-Othmer encyclopedia of chemical technology 4th ed.  : Ammonia, vol.  2, John Wiley & Sons.  
  7. (en) Robert H. Perry et Donald W. Green, Perry's Chemical Engineers'Handbook, McGraw-Hill, USA, 1997, 7e éd. , 2400 p. (ISBN 0-07-049841-5) , p.  2-50 
  8. Properties of Various Gases sur flexwareinc. com. Consulté le 12 avril 2010
  9. (en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, CRC Press Inc, 2009, 90e éd. , Relié, 2804 p. (ISBN 978-1-420-09084-0)  
  10. Magalie ROY-AUBERGER, Pierre MARION, Nicolas BOUDET, Gazéification du charbon, ed. Techniques de l'Ingénieur, Référence J5200, 10 Dec 2009, p. 4
  11. (en) David R. Lide, Handbook of chemistry and physics, CRC, 2008, 89e éd. , 2736 p. (ISBN 9781420066791) , p.  10-205 
  12. The Ammonia (NH3, D1) Structure sur http ://cst-www. nrl. navy. mil/. Consulté le 17 décembre 2009
  13. ESIS. Consulté le 6 décembre 2008
  14. «Ammoniac» 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
  15. Numéro index 007-001-00-5 dans le tableau 3.1 de l'annexe VI du règlement CE N° 1272/2008 (16 décembre 2008)
  16. Ammonia sur hazmap. nlm. nih. gov. Consulté le 14 novembre 2009
  17. Référence IUPAC
  18. http ://www. osti. gov/energycitations/product. biblio. jsp?osti_id=4307142
  19. C. G. Garabedian, J. H. Johnson The theory of operation of an ammonia burning internal combustion engine US Army tank automotive center, Warren Michigan 1963
  20. Source : Ifen
  21. Source : Ademe
  22. Source : Commission Européenne
  23. International Institute of refrigeration Ammonia as a Refrigerant 3ème édition, Dr A. B. Pearson, 2008
  24. Michèle Mondot, Ahmed Bensafi, Christophe Marvillet L'après R22 - Guide des fluides frigorigènes pour la climatisation, Publications du CETIAT, 2002

Voir aussi

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La version présentée ici à été extraite depuis cette source le 09/12/2010.
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