AMMONIAC

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AMMONIAC
AMMONIAC

L’ammoniac est surtout connu par sa synthĂšse qui, en apportant une solution au problĂšme de la fixation de l’azote de l’air, a rĂ©volutionnĂ© l’industrie chimique, ouvrant la voie Ă  une technique nouvelle: celle des opĂ©rations sous pression. Il constitue maintenant l’un des produits chimiques dont le tonnage de production est trĂšs important, car, avec l’ammoniac, la chimie offre Ă  l’homme l’une de ces possibilitĂ©s Ă©tonnantes dont il peut se servir pour le bien ou le mal: constituant et matiĂšre premiĂšre de la plupart des engrais azotĂ©s, il sert Ă©galement Ă  fabriquer l’acide nitrique, lui-mĂȘme utilisĂ© dans la fabrication de la plupart des explosifs.

Historique

On connaĂźt depuis l’AntiquitĂ© le «sel ammoniac», c’est-Ă -dire le chlorure d’ammonium NH4Cl, dont le nom viendrait de celui du dieu Ă©gyptien Amon et qui, initialement obtenu par sublimation, en dĂ©composant par la chaleur la fiente de chameau, Ă©tait importĂ© d’Orient.

En chauffant ce «sel» avec de la chaux, plusieurs alchimistes constatĂšrent la formation d’un gaz suffocant, mais ce fut J. Priestley qui, en 1774, l’isola en le recueillant sur la cuve Ă  mercure et lui donna le nom «d’air alcalin». Le nom d’ammoniaque par lequel on dĂ©signe aujourd’hui la solution aqueuse du gaz ammoniac , fut proposĂ© par T. Bergmann. Priestley avait Ă©tĂ© amenĂ© Ă  considĂ©rer ce gaz comme un composĂ© d’azote et d’hydrogĂšne; cela fut confirmĂ© par C. L. Berthollet, qui, en 1785, en fit l’analyse et indiqua sa composition; celle-ci correspond Ă  la formule NH3, qui fait de ce produit le plus simple des hydrures d’azote.

Jusqu’au milieu du XIXe siĂšcle on a extrait l’ammoniac des eaux-vannes, dans lesquelles il se forme par dĂ©composition de l’urĂ©e: aprĂšs 1850, on l’a obtenu comme sous-produit de l’industrie du gaz. La carbonisation de la houille donne lieu en effet Ă  la formation d’ammoniac, qui se condense sous forme d’eaux ammoniacales avec les goudrons.

Les gaz de fours Ă  coke contiennent aussi de l’ammoniac que l’on fixa gĂ©nĂ©ralement, lorsqu’on entreprit leur traitement, Ă  l’état de sulfate d’ammonium, utilisĂ© comme engrais ; on s’était en effet rendu compte, entre-temps, de l’importance de l’ammoniac comme constituant des engrais azotĂ©s, et c’est cette question des engrais qui devait rĂ©volutionner la prĂ©paration de l’ammoniac et aussi l’industrie chimique.

C’est dans la seconde moitiĂ© du XIXe siĂšcle que s’est posĂ© le problĂšme de la fixation de l’azote de l’air. Devant la crainte de la famine mondiale prĂ©dite par l’économiste anglais R. Malthus, on a entrepris l’exploitation agricole intensive grĂące Ă  l’utilisation d’engrais chimiques. On eut recours initialement, comme engrais azotĂ©s, aux nitrates du Chili; mais craignant que leurs gisements ne soient trop rapidement Ă©puisĂ©s, on a estimĂ© nĂ©cessaire de faire appel Ă  cette source intarissable constituĂ©e par l’azote atmosphĂ©rique, qu’on a cherchĂ© Ă  fixer Ă  l’état de composĂ©s susceptibles d’ĂȘtre transformĂ©s en engrais.

Les premiĂšres rĂ©alisations pratiques effectuĂ©es dans cette voie ont consistĂ© en synthĂšses indirectes de l’ammoniac: prĂ©paration de cyanures par action, Ă  haute tempĂ©rature, de l’azote sur le carbone en prĂ©sence de bases, puis hydrolyse de ces sels, obtention de cyanamide calcique (CaCN2) qu’on hydrolyse en prĂ©sence de soude:

tandis qu’on tentait simultanĂ©ment de combiner l’azote Ă  l’oxygĂšne afin d’obtenir le monoxyde NO Ă  partir duquel on prĂ©parait de l’acide azotique ou des nitrates.

La synthĂšse directe rĂ©alisĂ©e industriellement dĂšs 1913 par F. Haber devait supplanter tous ces procĂ©dĂ©s, sauf la pyrogĂ©nation de la houille qui continue Ă  fournir encore un peu d’ammoniac.

Structure

L’ammoniac rĂ©sulte thĂ©oriquement de la mise en commun des trois Ă©lectrons pĂ©riphĂ©riques 2p de l’azote avec chacun des Ă©lectrons 1s des trois atomes d’hydrogĂšne. Or, la structure de la molĂ©cule montre que celle-ci peut ĂȘtre reprĂ©sentĂ©e par une pyramide aplatie, au sommet de laquelle se trouve l’atome d’azote, alors que les trois atomes d’hydrogĂšne sont rĂ©partis aux sommets du triangle Ă©quilatĂ©ral de base. Dans ces conditions, on peut admettre que les cinq Ă©lectrons 2s et 2p de l’azote donnent lieu par hybridation avec les trois Ă©lectrons 1s des atomes d’hydrogĂšne Ă  quatre orbitales sp3: trois de celles-ci serviraient Ă  former des liaisons avec les trois atomes d’hydrogĂšne utilisant ainsi six des huit Ă©lectrons valentiels de la molĂ©cule. Le quatriĂšme doublet occuperait la derniĂšre orbitale sp3; le fait que l’angle H  N  H ne mesure que 1070, alors qu’un tel arrangement conduit thĂ©oriquement, comme dans le mĂ©thane, Ă  un angle tĂ©traĂ©drique de 109,50 s’explique par le fait que, dans le cas de l’ammoniac, les quatre paires d’électrons ne sont pas Ă©quivalentes.

Cette molécule dissymétrique a un moment dipolaire de 1,44 debye.

Propriétés physiques

L’ammoniac est un gaz incolore, d’odeur vive, Ă  saveur caustique, irritant les muqueuses. Ses caractĂ©ristiques physiques essentielles sont indiquĂ©es dans le tableau 1. Elles sont comme celles de l’eau, anormales si on les compare Ă  celles des autres hydrures volatils (phosphine, arsine, stibine). Les tempĂ©ratures de fusion et d’ébullition sont plus Ă©levĂ©es; sa chaleur d’évaporation anormalement Ă©levĂ©e permet, compte tenu de sa basse tempĂ©rature d’ébullition, d’utiliser l’ammoniac comme frigorigĂšne.

Ces anomalies s’expliquent par l’existence de liaisons hydrogĂšne entre les atomes d’hydrogĂšne d’une molĂ©cule et les atomes d’azote de molĂ©cules diffĂ©rentes.

On a Ă©laborĂ© une chimie acidobasique de l’ammoniac liquide calquĂ©e sur celle de l’eau.

GrĂące Ă  sa constante diĂ©lectrique trĂšs Ă©levĂ©e, l’ammoniac liquide constitue, en effet, comme l’eau, un solvant ionisant pour les Ă©lectrolytes, compte tenu de sa trĂšs faible conductibilitĂ© Ă©lectrique, due Ă  une auto-ionisation peu importante:

caractérisée par une constance de dissociation à 40 0C:

Tous les sels d’ammonium se dissolvent facilement dans l’ammoniac liquide ainsi que la plupart des sels mĂ©talliques correspondant Ă  un anion monovalent (nitrates, nitrites, cyanures, halogĂ©nures, etc.); au contraire, lorsque l’anion porte plusieurs charges, le sel est gĂ©nĂ©ralement insoluble (sulfates, carbonates, phosphates, oxalates, sulfures...). Les oxydes et hydroxydes mĂ©talliques sont insolubles.

La comparaison avec l’auto-ionisation de l’eau pure est immĂ©diate et on considĂ©rera respectivement, comme acides et comme bases, des produits qui, au sein de l’ammoniac, libĂ©reront respectivement NH4+ et NH2- au lieu de H+ et OH-.

Dans l’ammoniac liquide, les sels d’ammonium possĂšdent donc une fonction acide; il en est de mĂȘme de tous les composĂ©s se comportant comme des acides en milieu aqueux, car la libĂ©ration de protons est Ă©quivalente Ă  la libĂ©ration d’ions ammonium par rĂ©action sur le solvant:

les bases sont les amidures métalliques.

La neutralisation d’un acide par une base provoque aussi la formation d’un sel, avec libĂ©ration d’une ou de plusieurs molĂ©cules de solvant:

L’équivalence des deux systĂšmes acide-base est totale. Dans le cas de l’eau, on passe d’un hydroxyde Ă  un oxyde par perte d’une molĂ©cule d’eau; dans le cas de l’ammoniac, on passe d’un amidure Ă  un nitrure par perte d’ammoniac:

Comme les hydroxydes de zinc et d’aluminium, les amidures correspondants, ainsi que ceux des mĂ©taux alcalins et alcalino-terreux, ceux du plomb, de l’étain, du magnĂ©sium prĂ©sentent un caractĂšre amphotĂšre et la base prĂ©cipitĂ©e au cours d’une rĂ©action se redissout dans un excĂšs de rĂ©actif:

L’action des sels d’ammonium sur les mĂ©taux dans l’ammoniac liquide est semblable Ă  celle des acides en phase aqueuse: on obtient un sel du mĂ©tal attaquĂ© et un dĂ©gagement d’hydrogĂšne:

Les mĂ©taux dont l’hydroxyde a un caractĂšre amphotĂšre sont attaquĂ©s par les bases, Ă©galement avec dĂ©gagement d’hydrogĂšne:

Des rĂ©actions plus complexes, comme l’hydrolyse , avec prĂ©cipitation de sels basiques, trouvent aussi leur Ă©quivalent dans l’ammoniac liquide par rĂ©action d’ammoniolyse:

Cela montre bien, comme le pensait le chimiste amĂ©ricain E. C. Franklin dĂšs 1912, que l’eau ne constitue qu’un solvant parmi les autres, et que tout liquide auto-ionisĂ© devait permettre de dĂ©finir une chimie acido-basique particuliĂšre. Ajoutons que l’ammoniac liquide dissout aisĂ©ment les mĂ©taux alcalins et alcalino-terreux et que les solutions ainsi obtenues prĂ©sentent des propriĂ©tĂ©s caractĂ©ristiques.

Soulignons enfin que l’ammoniac liquide possĂšde une grande affinitĂ© pour l’eau et qu’on a pu l’utiliser comme dĂ©shydratant basique, notamment pour Ă©liminer l’eau la moins liĂ©e des gels de silice et d’alumine, en montrant ainsi que H2Si3 et H2Si25 constituent des individus chimiques.

Le gaz ammoniac se dissout trĂšs aisĂ©ment dans l’eau avec dĂ©gagement de chaleur, en donnant de l’ammoniaque.

Sa trĂšs grande solubilitĂ© dans l’eau (1 176 l.l-1 Ă  0 0C; 702 l.l-1 Ă  20 0C) traduit une grande affinitĂ© mutuelle de ces deux composĂ©s, qui s’explique en partie par leur caractĂšre fortement polaire. L’analyse thermique du systĂšme eau-ammoniac montre, d’une part, l’existence de deux composĂ©s dĂ©finis: NH3  H2O ( f =  79 0C), et 2 NH3  H2O ( f =  78,8 0C), d’autre part, l’absence d’azĂ©otrope; la distillation permet donc de sĂ©parer l’ammoniac pur Ă  partir des solutions d’ammoniaque. Ces solutions aqueuses contiennent des liaisons hydrogĂšne N ... H – O; c’est en effet l’eau qui cĂšde ses protons Ă  l’ammoniac, et on est en prĂ©sence d’hydrate d’ammonium et non d’hydroxyde d’ammonium, lequel n’existe qu’à l’état dissociĂ© NH4+ et OH-; la rĂ©action de dissociation de l’ammoniac dans l’eau s’écrit ainsi:

En milieu aqueux, l’ammoniac est donc une base au sens d’Arrhenius, puisqu’il y a libĂ©ration d’ions hydroxyles. Il s’agit en fait d’une base faible caractĂ©risĂ©e par une constante de dissociation trĂšs faible (Kb = 1,85  10-5, ou pKb = 4,73): dans une solution dĂ©cimolaire, la dissociation n’est que de l’ordre de 1 p. 100.

La neutralisation par un acide fort ne dĂ©gage que 51,5 kJ.mol-1 contre 57,3 dans le cas d’une base forte.

Du point de vue de BrĂžnstedt, NH3 constitue encore une base, puisque par fixation d’un proton il forme l’acide conjuguĂ© NH+4:

et l’on dĂ©finit la mĂȘme constante de dissociation:

mais l’on considĂšre plus frĂ©quemment la constante de dissociation relative Ă  l’équilibre:

c’est-à-dire l’acide NH4+:

qui est, en fait, relié à Kb par la relation:

Mais l’existence d’un doublet libre sur l’atome d’azote de la molĂ©cule d’ammoniac permet de considĂ©rer aussi ce composĂ© comme une base de Lewis: c’est Ă  ce titre qu’il rĂ©agira sur le fluorure de bore, lequel constitue un accepteur d’électrons.

Propriétés chimiques

Il convient de distinguer les propriĂ©tĂ©s du gaz ammoniac de celles de ses solutions aqueuses (ammoniaque). Dans la molĂ©cule Ă  l’état gazeux, l’azote est au degrĂ© d’oxydation minimal (–3), ce qui explique ses propriĂ©tĂ©s rĂ©ductrices. La prĂ©sence d’un doublet libre, qui traduit une non-saturation de la molĂ©cule, se manifeste par des rĂ©actions d’addition; enfin certaines rĂ©actions de substitution lui confĂšrent des propriĂ©tĂ©s acides.

L’ammoniac est relativement peu stable. Il se dĂ©compose aisĂ©ment lorsqu’on le chauffe au contact des mĂ©taux:

Ce craquage est mis à profit pour réaliser, lors du traitement thermique des métaux et alliages, des atmosphÚres conditionnées.

Cette tendance Ă  la dĂ©composition, avec formation d’hydrogĂšne, explique les propriĂ©tĂ©s rĂ©ductrices de ce composĂ© qui brĂ»le dans l’oxygĂšne:

En prĂ©sence d’une toile de platine portĂ©e Ă  700-800 0C l’azote passe au degrĂ© + 2 en formant du monoxyde d’azote (oxyde azotique). C’est la rĂ©action de base de la synthĂšse de l’acide nitrique:

L’oxydation mĂ©nagĂ©e opĂ©rĂ©e en prĂ©sence de mĂ©thane donne lieu Ă  la formation d’acide cyanhydrique ; c’est ainsi qu’on rĂ©alise industriellement la synthĂšse de cet acide:

L’ammoniac brĂ»le dans le chlore en donnant de l’acide chlorhydrique et du chlorure d’ammonium; s’il ne s’enflamme pas immĂ©diatement, il peut se produire du trichlorure d’azote NCl3 qui est explosif.

L’ammoniac se fixe sur de nombreux composĂ©s en donnant des ammoniacates comparables aux hydrates, mais en gĂ©nĂ©ral moins stables, c’est-Ă -dire plus aisĂ©ment dissociables: 2AgCl  3NH3 et AgCl  3NH3 notamment. Il rĂ©agit Ă©galement sur les acides pour former les sels d’ammonium qui sont volatils et gĂ©nĂ©ralement dissociables:

Avec l’anhydride carbonique, sous pression, il fournit le carbamate d’ammonium:

qui par déshydratation se transforme en urée:

Par action de l’ammoniac sur du sodium ou du potassium portĂ© Ă  400 0C, il se forme un amidure alcalin, blanc, cristallisĂ©, selon la rĂ©action:

qui peut ĂȘtre considĂ©rĂ©e comme une rĂ©action de substitution. Ces amidures solubles dans l’ammoniac liquide et dĂ©composables par l’eau se prĂ©sentent comme les sels d’un acide trĂšs faible: l’ammoniac.

La formation d’amines R  NH2, par action de l’ammoniac sur les alcools ou sur les halogĂ©nures d’alcoyles, et celle d’amides par action sur les chlorures d’acides constituent Ă©galement des rĂ©actions de substitution.

On a indiquĂ© prĂ©cĂ©demment que l’ammoniac en solution aqueuse ou ammoniaque constituait une base faible. Les sels d’ammonium souvent isomorphes de ceux de potassium sont hydrolysables, volatils et dissociables. C’est Ă  ce titre de base que l’ammoniaque prĂ©cipite les hydroxydes insolubles de leurs solutions salines:

En prĂ©sence de nombreux sels, l’ammoniaque fournit des ammoniacates et, notamment avec ceux de cobalt, de nickel, de cuivre, d’argent, etc., des complexes qu’on appelle des ammines : par exemple le chlorure d’hexammine cobalt III:

Les solutions d’ammoniac sont oxydables; ainsi, avec le chlore, le brome ou l’hypobromite il se forme de l’azote:

En prĂ©sence d’hypochlorite on obtient d’abord la chloramine:

puis l’hydrazine:

En prĂ©sence de cuivre, l’ammoniaque fixe l’oxygĂšne de l’air en donnant une solution bleu cĂ©leste dite liqueur de Schweizer qui contient de l’hydroxyde de cuivre II tĂ©trammine [Cu(NH3)4](OH)2, base forte qui dissout la cellulose.

Ce caractĂšre oxydable de l’ammoniac explique les transformations que subit ce composĂ© dans le sol, sous l’action de certaines bactĂ©ries: les sels ammoniacaux donnent d’abord des nitrites, puis des nitrates, c’est le phĂ©nomĂšne de la nitratation dĂ©montrĂ© par J. J. SchlƓsing et son Ă©lĂšve A. Muentz et par S. Winogradski.

Production d’ammoniac

L’ammoniac, fixĂ© Ă  l’état de sulfate ou de phosphate d’ammonium lors du traitement des gaz de fours Ă  coke, ne reprĂ©sente qu’un faible pourcentage de l’ammoniac prĂ©parĂ© par synthĂšse directe; celui-ci constitue donc la base de l’industrie des engrais azotĂ©s. Il s’agit lĂ  d’une fabrication trĂšs importante et en pleine expansion; sa production annuelle mondiale Ă©tait en effet de l’ordre de 100 millions de tonnes au dĂ©but de la dĂ©cennie 1990 et, en France comme aux États-Unis, les tonnages d’ammoniac produits, toujours exprimĂ©s en tonnes d’azote , ont sensiblement doublĂ© de 1958 Ă  1965, puis de 1965 Ă  1981. Depuis lors, la production s’est stabilisĂ©e aux États-Unis vers 12 600 000 tonnes d’azote par an, tandis qu’en France, aprĂšs s’ĂȘtre maintenue fixe, elle a diminuĂ© pour atteindre seulement 1 600 000 tonnes d’azote en 1991 (tabl. 2).

Dans les pays gros producteurs (plus d’un million de tonnes par an), on constate depuis 1990 une croissance en Inde (7 022 000 t), aux Pays-Bas (3 162 000 t), en IndonĂ©sie (2 790 000 t), au Mexique (2 163 000 t), au Pakistan (1 214 000 t), une stabilitĂ© au Japon (1 531 000 t), en TrinitĂ©-etTobago (1 520 000 t), en Grande-Bretagne (1 148 000 t), au Canada (2 963 000 t), une dĂ©croissance dans l’ex-U.R.S.S. (18 200 000 t), en Allemagne (2 734 000 t), en Pologne (1 608 000 t) et en Italie (1 200 000 t). Toutes les productions qui prĂ©cĂšdent entre parenthĂšses se rapportent Ă  1990. En 1988, la Chine a produit 16 237 000 tonnes, la Roumanie 3 710 000 tonnes.

La synthĂšse de l’ammoniac repose sur la rĂ©action Ă©quilibrĂ©e:

qui est exothermique et s’opĂšre avec diminution de volume: la teneur en ammoniac des gaz Ă  l’équilibre sera donc accrue par une Ă©lĂ©vation de pression et un abaissement de la tempĂ©rature (tabl. 3).

Soulignons que de tels taux de transformation, qui correspondent Ă  l’établissement de l’équilibre, sont trĂšs Ă©loignĂ©s de ceux que l’on peut prĂ©tendre obtenir dans un rĂ©acteur industriel, dans lequel les gaz ne sĂ©journent qu’un temps dĂ©terminĂ©, appelĂ© durĂ©e de contact ; la nĂ©cessitĂ© d’adopter des tempĂ©ratures suffisamment basses pour que le taux de transformation soit encore satisfaisant exige, compte tenu de la lenteur avec laquelle s’opĂšre alors la rĂ©action, l’emploi d’un catalyseur. On est donc amenĂ© Ă  travailler sous pression vers 400-500 0C en prĂ©sence de fer, activĂ© par des promoteurs (alumine et oxyde de potassium).

F. Haber, qui, en collaboration avec C. Bosch, a mis au point au dĂ©but du XXe siĂšcle la synthĂšse industrielle, opĂ©rait sous 250 bars (1 bar = 105 Pa). Georges Claude, qui a rĂ©alisĂ© cette synthĂšse en France en 1917, a adoptĂ© des hyperpressions de 1 000 bars. Par la suite, divers procĂ©dĂ©s (Fauser, Casale) ont utilisĂ© des pressions intermĂ©diaires de 400 Ă  600 bars qui, combinĂ©es Ă  une tempĂ©rature de l’ordre de 400-500 0C, permettent d’atteindre des taux de transformation de l’ordre de 20-25 p. 100; on sĂ©pare par liquĂ©faction l’ammoniac des gaz n’ayant pas rĂ©agi et l’on recycle ceux-ci.

La nouvelle tendance consiste à opérer sous des pressions plus faibles et les six nouvelles unités de 1 000 tonnes par jour qui ont été construites en France entre 1965 et 1990, travaillent sous des pressions qui ne dépassent pas 150 à 250 bars.

Si les modes de prĂ©paration du mĂ©lange gazeux peuvent ĂȘtre assez diffĂ©rents d’une usine Ă  l’autre, mĂȘme lorsqu’elles utilisent la mĂȘme matiĂšre premiĂšre (le gaz naturel, par exemple), les ateliers de synthĂšse sont beaucoup plus comparables entre eux; ils comportent tous une boucle de synthĂšse dont le fonctionnement est indiquĂ© sur la figure, qui schĂ©matise la boucle d’un atelier Fauser. Un mĂ©lange gazeux purifiĂ© et comprimĂ© (A) est mĂ©langĂ© en B aux gaz sortant du tube de synthĂšse. Le gaz rĂ©sultant, dĂ©shuilĂ©, traverse le rĂ©frigĂ©rant-condenseur R. L’ammoniac liquide, qui se sĂ©pare en S, dissout les faibles quantitĂ©s d’argon introduit avec l’azote, et le mĂ©thane provenant de l’hydrogĂ©nation de traces de monoxyde de carbone prĂ©sent dans le mĂ©lange gazeux. Les gaz saturĂ©s d’ammoniac passent dans l’échangeur E oĂč ils s’échauffent en refroidissant les gaz issus du tube T; puis, aprĂšs avoir Ă©tĂ© portĂ©s Ă  la pression convenable par le compresseur C, ils sont introduits dans le tube T oĂč ils sont portĂ©s Ă  la tempĂ©rature voulue, aux dĂ©pens des gaz ayant traversĂ© le catalyseur. Celui-ci est disposĂ© Ă  la partie supĂ©rieure du tube, qui constitue le rĂ©acteur proprement dit. AprĂšs avoir Ă©tĂ© mĂ©langĂ©s aux gaz frais en B, les gaz sont refroidis dans le rĂ©frigĂ©rant R. Éventuellement, une purge P permet de limiter la proportion de mĂ©thane et d’argon qui risquent de s’accumuler dans le gaz, malgrĂ© leur solubilitĂ© dans l’ammoniac liquide.

Les rĂ©acteurs, dont la mise au point est dĂ©licate, sont construits classiquement en acier sans carbone et sont appliquĂ©s Ă  d’autres synthĂšses, comme celle du mĂ©thanol. La chambre de catalyse occupe gĂ©nĂ©ralement la partie supĂ©rieure du tube, tandis que la partie infĂ©rieure constitue un Ă©changeur thermique: la rĂ©action Ă©tant exothermique, on s’est en effet Ă©vertuĂ© Ă  porter les gaz Ă  la tempĂ©rature de la rĂ©action (400-500 0C) sans source extĂ©rieure de chaleur. Par la suite, G. Fauser a rĂ©ussi Ă  utiliser la chaleur dĂ©gagĂ©e, non seulement pour prĂ©chauffer les gaz, mais pour produire de la vapeur (de l’ordre de 0,9 t par tonne d’ammoniac) en disposant dans la chambre de catalyse des circuits (dits Ă©pingles) traversĂ©s par de l’eau qui se vaporise. On parvient ainsi Ă  Ă©tablir dans le lit du catalyseur un profil de tempĂ©ratures tel que, dans chaque tranche, la tempĂ©rature est adaptĂ©e Ă  la composition du mĂ©lange qui la traverse, amĂ©liorant ainsi le taux de transformation des gaz.

L’atelier qui vient d’ĂȘtre dĂ©crit est dit autonome car il fonctionne sans apport d’énergie extĂ©rieure: il utilise l’effet thermique de la rĂ©action pour porter les gaz introduits Ă  la tempĂ©rature convenable et produit de la vapeur en quantitĂ© suffisante pour fournir l’électricitĂ© nĂ©cessaire aux pompes, etc.

Les usines de 1 000 t/j sont Ă©galement autonomes bien que le rĂ©acteur ne comporte pas d’«épingles» Ă  circulation de vapeur, comme dans le tube de synthĂšse Fauser. La vapeur est produite par circulation des gaz, issus du rĂ©acteur T, dans une chaudiĂšre placĂ©e entre celui-ci et l’échangeur. Toutefois les Ă©pingles avaient Ă©galement un autre objet: elles Ă©taient disposĂ©es de telle sorte que des dĂ©bits d’eau convenables portaient les diverses couches du catalyseur Ă  des tempĂ©ratures telles qu’on rĂ©alisait le profil idĂ©al de tempĂ©rature. Il convient en effet de souligner que la tempĂ©rature optimale de rĂ©action dĂ©pend de la composition du mĂ©lange gazeux et que celle-ci varie au fur et Ă  mesure de sa transformation en ammoniac.

On obtient plus aisĂ©ment le mĂȘme rĂ©sultat en substituant aux Ă©pingles des injecteurs par lesquels sont admis dans le rĂ©acteur des dĂ©bits gazeux dĂ©terminĂ©s du mĂ©lange issu de l’échangeur E: on provoque ainsi des trempes locales du gaz dans le rĂ©acteur.

La technique du procĂ©dĂ© de synthĂšse n’a subi qu’une Ă©volution normale, tendant Ă  accroĂźtre la capacitĂ© de production des ateliers. Celle-ci atteint et dĂ©passe mĂȘme 1 000 t/j grĂące Ă  l’emploi de compresseurs centrifuges. La prĂ©paration du mĂ©lange rĂ©actionnel a par contre connu une vĂ©ritable rĂ©volution quant aux matiĂšres premiĂšres utilisĂ©es comme source d’hydrogĂšne, l’azote Ă©tant toujours extrait de l’air.

Jusqu’en 1940, on peut dire que, mis Ă  part quelques ateliers de synthĂšse, prĂ©parant l’hydrogĂšne par Ă©lectrolyse de l’eau, ou utilisant l’hydrogĂšne rĂ©siduaire obtenu lors de la fabrication du chlore par Ă©lectrolyse des solutions de chlorure de sodium, la fabrication de l’hydrogĂšne s’opĂ©rait Ă  partir de la houille.

AprĂšs la Seconde Guerre mondiale, les produits pĂ©troliers se sont substituĂ©s Ă  la houille comme matiĂšre premiĂšre de l’ammoniac. Ainsi, aux États-Unis, 90 p. 100 de l’ammoniac seraient obtenus Ă  partir de produits pĂ©troliers.

L’extraction de l’hydrogĂšne des gaz de fours Ă  coke, qui en contiennent de l’ordre de 50 p. 100, s’opĂ©rait par liquĂ©faction et distillation fractionnĂ©e.

On sĂ©parait simultanĂ©ment une fraction riche en mĂ©thane (le gaz de four Ă  coke en contient environ 25 p. 100) qu’on traitait gĂ©nĂ©ralement, pour en extraire de l’hydrogĂšne, par une technique comparable Ă  celle appliquĂ©e au gaz naturel. La prĂ©paration de l’hydrogĂšne Ă  partir de ce dernier, constituĂ© essentiellement de mĂ©thane, a donnĂ© lieu Ă  de trĂšs nombreux procĂ©dĂ©s industriels car elle peut s’opĂ©rer:

– par simple craquage avec formation simultanĂ©e de noir de carbone:

– par conversion à la vapeur d’eau:

– soit enfin par conversion à l’oxygùne:

qui, en fait, donne lieu à des réactions plus complexes.

Le craquage simple qui exige de travailler Ă  haute tempĂ©rature n’est plus utilisĂ©; par contre, diverses usines pratiquent la conversion Ă  la vapeur d’eau, soit en discontinu et sans catalyseur (sur un garnissage portĂ© Ă  1 200 0C par combustion du mĂ©thane), soit en prĂ©sence de catalyseur, soit encore en continu Ă  800 0C avec un chauffage externe.

La conversion par l’oxygĂšne, qui fait l’objet d’un procĂ©dĂ© O.N.I.A. (Office national industriel de l’azote), est appliquĂ©e dans plusieurs usines françaises; elle s’opĂšre gĂ©nĂ©ralement Ă  800 0C sur un catalyseur au nickel. On obtient un mĂ©lange d’oxyde de carbone et d’hydrogĂšne qu’on soumet Ă  la «conversion». Par action sur la vapeur d’eau Ă  500 0C en prĂ©sence de catalyseurs (oxydes de fer et d’alumine), l’oxyde de carbone fournit de l’hydrogĂšne et de l’anhydride carbonique, qu’on sĂ©pare par dissolution dans l’eau sous pression, ou par lavage avec des solutions de soude ou d’éthanolamines.

On substitue parfois Ă  l’oxygĂšne de l’air suroxygĂ©nĂ©; l’azote nĂ©cessaire Ă  l’obtention du mĂ©lange stoechiomĂ©trique, obtenu prĂ©cĂ©demment par liquĂ©faction et distillation de l’air, est de plus en plus introduit en mĂȘme temps que l’oxygĂšne nĂ©cessaire Ă  la conversion du mĂ©thane, de telle sorte que les ateliers peuvent alors se dispenser d’une installation de liquĂ©faction d’air.

Soulignons que le mĂ©lange rĂ©actionnel doit ĂȘtre soumis, au cours de sa compression qui s’opĂšre en plusieurs stades, Ă  une purification poussĂ©e, ayant pour objet d’éliminer les traces de C2 (potasse) et de CO (lessives cuivreuses) prĂ©sents dans le gaz (CO2 et CO se transformeraient en mĂ©thane et CO empoisonnerait le catalyseur) et de dessĂ©cher le gaz avant de l’envoyer Ă  l’atelier de catalyse.

Utilisations

De 80 Ă  90 p. 100 de l’ammoniac produit sont utilisĂ©s comme engrais, soit directement sous forme de sels d’ammonium, sulfate, phosphate, soit aprĂšs transformation Ă  l’état de sels de l’acide nitrique (nitrate d’ammonium, nitrate de potassium) ou d’urĂ©e.

On a mis au point aux États-Unis l’utilisation non seulement d’engrais liquides constituĂ©s par des solutions aqueuses de composĂ©s «azotĂ©s»: nitrate d’ammonium, urĂ©e additionnĂ©e ou non d’ammoniac (par exemple 60 p. 100 d’urĂ©e et 26 p. 100 d’ammoniac), mais aussi d’ammoniac liquide; il est alors enfoui Ă  10 cm dans le sol oĂč il se volatilise et se fixe sur l’humus; c’est la nitrojection. Ce procĂ©dĂ© a Ă©tĂ© expĂ©rimentĂ© dans certaines rĂ©gions de France, mais il ne semble pas devoir s’étendre; par contre, l’utilisation d’engrais liquides prĂ©parĂ©s dans des centres agricoles est en plein dĂ©veloppement.

L’ammoniac est utilisĂ© aussi comme agent de nettoiement, pour la fabrication des pĂątes Ă  papier, et en mĂ©tallurgie pour rĂ©aliser les traitements thermiques. Il constitue Ă©galement la matiĂšre premiĂšre des synthĂšses de l’acide nitrique et du nitrate d’ammonium (explosif), de l’acide cyanhydrique et de l’urĂ©e (obtention de matiĂšres plastiques: aminoplastes), de l’acrylonitrile, des amines, et du perchlorate d’ammonium (propergol pour fusĂ©es).

En thĂ©rapeutique, l’ammoniac est employĂ© en solutions diluĂ©es, soit en usage externe (liniments, composĂ©s rubĂ©fiants ou rĂ©vulsifs, solutions contre les piqĂ»res d’insectes), soit en inhalations, comme excitant de la respiration et de la circulation (dans les syncopes).

Chez l’homme, aprĂšs dĂ©gradation des protĂ©ines, l’ammoniac est fixĂ© par les acides glutamiques et aspartiques. On le retrouve dans l’urine sous forme d’ions ammonium (NH4+)et surtout sous forme d’urĂ©e.

Toxicologie

L’ammoniac est un gaz toxique, il irrite les muqueuses (surtout oculaires). Une atmosphĂšre Ă  1 p. 100 serait mortelle en 5 minutes. L’ammoniaque a des propriĂ©tĂ©s vĂ©sicantes et caustiques. AbsorbĂ©e par la bouche, en solution concentrĂ©e et en dose assez importante, elle produit une irritation de l’appareil digestif. Le malade souffre de vives douleurs accompagnĂ©es de diarrhĂ©es et de vomissements.

ammoniac, iaque [ amɔnjak ] adj. et n. m.
‱ armoniac XIVe; lat. ammoniacum « de la rĂ©gion du temple d'Ammon », en Libye
1 ♩ Gomme ammoniaque : gomme-rĂ©sine d'une plante d'Afrique. Vx Sel ammoniac : chlorure d'ammonium.
2 ♩ (1787) Gaz ammoniac, ou n. m. ammoniac : combinaison gazeuse d'azote et d'hydrogĂšne (NH3), gaz Ă  odeur piquante, facilement liquĂ©fiable, issu Ă  l'Ă©tat naturel de la dĂ©composition des matiĂšres organiques azotĂ©es, prĂ©parĂ© industriellement par synthĂšse, utilisĂ© en particulier pour la prĂ©paration des sels ammoniacaux (engrais) et de l'ammoniaque.
⊗ HOM. Ammoniaque.

● ammoniac nom masculin (latin ammoniacum, du grec Ammoniakon, de AmmĂŽn, nom grec d'Amon, dieu Ă©gyptien, parce qu'on prĂ©parait autrefois cette substance en Libye, prĂšs de son temple) Combinaison gazeuse d'azote et d'hydrogĂšne de formule NH3 existant Ă  l'Ă©tat libre ou dissoute dans l'eau. (Cette solution, qui ne constitue pas une combinaison, est appelĂ©e ammoniaque.) ● ammoniac (difficultĂ©s) nom masculin (latin ammoniacum, du grec Ammoniakon, de AmmĂŽn, nom grec d'Amon, dieu Ă©gyptien, parce qu'on prĂ©parait autrefois cette substance en Libye, prĂšs de son temple) Orthographe Avec deux m. Sens Ne pas confondre ces deux homonymes. Ammoniac, avec un c, pour le composĂ© gazeux. Ammoniaque, avec -que, pour la solution aqueuse. ● ammoniac (expressions) nom masculin (latin ammoniacum, du grec Ammoniakon, de AmmĂŽn, nom grec d'Amon, dieu Ă©gyptien, parce qu'on prĂ©parait autrefois cette substance en Libye, prĂšs de son temple) Sel ammoniac, nom commercial du chlorure d'ammonium. ● ammoniac (homonymes) nom masculin (latin ammoniacum, du grec Ammoniakon, de AmmĂŽn, nom grec d'Amon, dieu Ă©gyptien, parce qu'on prĂ©parait autrefois cette substance en Libye, prĂšs de son temple) ammoniaque nom fĂ©minin

ammoniac, aque
adj. Sel ammoniac: chlorure d'ammonium.
————————
ammoniac
n. m. Gaz composĂ© d'azote et d'hydrogĂšne (NH 3), incolore et d'odeur suffocante, extrĂȘmement soluble dans l'eau, utilisĂ© notam. pour la fabrication d'engrais.

⇒AMMONIAC, AQUE, subst. et adj.
CHIMIE
I.— Ammoniac, subst. masc. et adj.
A.— Subst. masc. Gaz incolore, possĂ©dant une odeur forte caractĂ©ristique, suffocant, qui se dĂ©gage lors de la dĂ©composition de matiĂšres organiques azotĂ©es sous l'influence de certains ferments. Synon. gaz ammoniac :
‱ 1. Haber rĂ©ussit Ă  appliquer les principes de l'Ă©quilibre Ă  la rĂ©action de synthĂšse de l'ammoniac Ă  partir d'azote et d'hydrogĂšne.
Hist. générale des sciences, t. 3, vol. 2, 1964, p. 406.
Rem. 1. Certains auteurs confondent l'ammoniac qui est un gaz et l'ammoniaque (cf. infra) qui est la solution aqueuse de ce gaz. Ainsi s'agit-il de l'ammoniaque (liquide) dans l'ex. suiv. :
‱ 2. ... on verse de l'ammoniac goutte à goutte avec une pipette...
NICOLAS ds (F. Widal, P.-J. Teissier, G.-H. Roger, Nouveau traité de médecine, fasc. 4, 1920-1924, p. 591).
Rem. 2. Inversement ammoniaque a été parfois employé au sens d'ammoniac :
‱ 3. L'ammoniaque est un gaz incolore ...
DESCHAMPS D'AVALLON, Compendium de pharmacie pratique, 1868, p. 799.
B.— Emploi adj. :
‱ 4. Le gaz ammoniac (...) est trùs soluble dans l'eau ...
P. LEBEAU, G. COURTOIS, Traité de pharmacie chimique, t. 1, 1929, p. 188.
♩ SpĂ©c., vx. Sel ammoniac. Substance blanche rĂ©sultant de la combinaison de l'acide chlorhydrique et de l'ammoniac. Synon. mod. chlorure d'ammonium :
‱ 5. J'essayai de former de l'alcali volatil en dĂ©composant le sel ammoniac avec de l'alcali fixe; mais la production fut lente et peu sensible, tandis qu'au niveau de la mer, cette production, par la mĂȘme dose, me parut prompte et trĂšs-abondante.
Voyage de La PĂ©rouse autour du monde, t. 4, 1797, p. 3.
II.— Ammoniaque, subst. fĂ©m.
A.— Solution obtenue par dissolution du gaz ammoniac dans l'eau. Synon. vx, esprit de sel ammoniac, alcali volatil :
‱ 6. D'ailleurs, les plaies qu'ils [les moustiques] causent sont rapidement abolies par une goutte d'ammoniaque diluĂ©e dans l'eau.
H. COUPIN, Animaux de nos pays, dict. pratique, 1909, p. 309.
‱ 7. Pour aller chez VĂ©vĂ©, on franchissait d'abord un vaste porche commercial, qui sentait l'ammoniaque, les chevaux et la buanderie. Une maison de produits pharmaceutiques encombrait toute l'entrĂ©e.
J. MALÈGUE, Augustin ou le Maßtre est là, t. 1, 1933, p. 278.
‱ 8. Autour de notre planĂšte naissante, en plus des premiĂšres Ă©bauches d'une barysphĂšre mĂ©tallique, d'une lithosphĂšre silicatĂ©e, d'une hydrosphĂšre et d'une atmosphĂšre, il y a donc lieu de considĂ©rer les linĂ©aments d'une enveloppe spĂ©ciale — antithĂšse, pourrait-on dire, des quatre premiĂšres : zone tempĂ©rĂ©e de la polymĂ©risation, oĂč eau, ammoniaque, acide carbonique, flottent dĂ©jĂ , baignĂ©e de rayons solaires. NĂ©gliger cette buĂ©e tĂ©nue serait priver l'astre juvĂ©nile de sa plus essentielle parure.
P. TEILHARD DE CHARDIN, Le PhénomÚne humain, 1955, p. 70.
Rem. Cette solution est employée pour l'usage domestique comme dégraissant :
‱ 9. Il empoigna rĂ©solument les flacons de parfums, dĂ©barbouilla les goulots et les bouchons Ă  l'Ă©meri, frotta les Ă©tiquettes avec de la gomme Ă©lastique et de la mie de pain, puis il savonna la cuvette, trempa les peignes et les brosses dans de l'eau saturĂ©e d'ammoniaque, fit manƓuvrer son vaporisateur et injecta la piĂšce de poudre de lilas de Perse, lava les toiles cirĂ©es du parquet et du mur, Ă©trilla le petit cheval, essuya le dossier et les barreaux de la chaise basse.
J.-K. HUYSMANS, LĂ -bas, t. 1, 1891, p. 238.
— Par mĂ©taph. :
‱ 10. Ainsi, l'image de Marina, Ă©voquĂ©e dans l'atmosphĂšre allemande, l'illuminait pour AndrĂ©. Alors qu'il s'Ă©paississait avec ces socialistes qui prĂ©parent le bonheur futur comme un festin de noce, le souvenir de Marina fut une goutte d'ammoniaque versĂ©e dans son verre Ă  la suite d'un repas trop lourd, et qui restitue Ă  l'esprit sa luciditĂ©.
M. BARRÈS, L'Ennemi des Lois, 1893, p. 186.
— Emploi adj. PHARM., vx. Gomme-rĂ©sine d'odeur fĂ©tide tirĂ©e d'une plante africaine, la dorĂšme : Gomme ammoniaque :
‱ 11. ... on trouve la gomme ammoniaque sous deux formes dans le commerce.
DORVAULT, L'Officine, 1844, p. 150.
B.— Vx. Sel rĂ©sultant de la combinaison de l'ammoniaque avec un acide. Synon. ammonium :
‱ 12. La fabrication du chlorure d'ammonium, appelĂ© aussi chlorhydrate d'ammoniaque, etc.
P. LEBEAU, G. COURTOIS, Traité de pharmacie chimique, t. 1, 1929, p. 43.
‱ 13. Le phosphate d'ammoniaque fut le premier en date de ces engrais complexes. Ses progrĂšs rĂ©sultĂšrent directement de ceux de l'industrie du phosphore. La premiĂšre usine de phosphate d'ammoniaque fut crĂ©Ă©e en 1838 par Coignet, Ă  Lyon, mais c'est seulement au dĂ©but du XXe siĂšcle qu'il commença de devenir un produit courant.
L'Industrie française des engrais chimiques, 1. Engrais phosphatés et engrais azotés, 1954, p. 12.
DÉR. AmmoniacĂ©, Ă©e, ammonacĂ©, Ă©e, adj., chim. Qui contient de l'ammoniaque (attestĂ© ds NYSTEN 1814 et la plupart des dict. gĂ©n. du XIXe s.). Ammoniate, subst. masc., chim., synon. de ammoniure (attestĂ© ds NYSTEN 1814, Ac. Compl. 1842, BESCH. 1845, Lar. 19e). AmmonimĂ©trie, subst. fĂ©m., chim. ,,Dosage de l'ammoniaque`` (HOUZEAU, Ac. des sc. Comptes rend., t. 84, 1877, p. 551 ds LITTRÉ). Ammonique, adj., chim., synon. de ammoniacal (attestĂ© ds Ac. Compl. 1842 et la plupart des dict. des XIXe et XXe s.). Ammonisation, subst. fĂ©m., chim. Formation de sels ammoniacaux (attestĂ© ds Lar. 20e et PLANTEFOL, Cours de botanique et de biologie vĂ©gĂ©tale, t. 1, 1931, p. 359). Ammoniure, subst. masc., chim. Nom donnĂ© aux composĂ©s rĂ©sultant de la combinaison de l'ammoniaque avec certains oxydes mĂ©talliques; ammoniure de cuivre (cf. MOZIN-BIBER, t. 1 1811 et DESCHAMPS D'AVALLON, Compendium de pharmacie pratique, 1868, p. 813).
Prononc. ET ORTH. — 1. Forme phon. :[]. PASSY 1914, BARBEAU-RODHE 1930, Pt ROB. et Pt Lar. 1968 transcrivent le mot avec un seul m. WARN. 1968 signale Ă©galement la possibilitĂ© d'une prononc. avec m gĂ©minĂ© (cf. aussi LAND. 1834, GATTEL 1841, LITTRÉ et DG pour m gĂ©minĂ©). 2. Forme graph. — À propos de la graph. ammoniac, ammoniaque, GREV. 1964, § 345 fait remarquer : ,,Quelques adjectifs terminĂ©s par -c : ammoniac, caduc, franc (peuple), public, turc, remplacent c par qu devant l'e du fĂ©minin : Ammoniaque, caduque, franque, publique, turque``. FÉR. 1768 Ă©crit : ammoniac ou armoniak. — DĂ©r. Ammoniate. Seule transcription ds LITTRÉ : a-mmo-ni-a-t'. AmmonimĂ©trie. Seule transcription ds LITTRÉ : a-mmo-ni-mĂ©-trie. Ammonisation : [] (cf. Pt ROB.). Ammoniure. Seule transcription ds LITTRÉ : a-mmo-ni-ur'.
Étymol. ET HIST.
I.— Adj. XIVe s. chim. sal armoniac « chlorure d'ammonium » (BRUN DE LONG BORC, f° 72d ds GDF. Compl.), vedette maintenue jusqu'Ă  TrĂ©v. 1752; 1575 gomme ammoniac « gomme-rĂ©sine d'une plante d'Afrique » (PARÉ, V, 20, ibid.).
II.— Subst. 1359 armonial « chlorure d'ammonium » (Compte de l'argent, p. 236 ds GDF. Compl.); 1782 ammoniac (GUYTON DE MORVEAU, MĂ©moire sur les dĂ©monstrations chimiques, la nĂ©cessitĂ© d'en perfectionner le systĂšme, Dijon ds Journal d'observations sur la physique ..., p. 379 : Le mot ammoniac n'a eu seul et par lui-mĂȘme jusqu'Ă  prĂ©sent aucune signification; prenons-le pour le nom de l'ĂȘtre simple qui nous manque); 1787 ammoniaque (ID., MĂ©thode d'une nomenclature chimique, tableau p. 100 : Substance non dĂ©composĂ©e. Nom nouveau : L'Ammoniaque).
Empr. au lat. ammoniacum, adj. sal ammoniacus (PLINE, 31, Hist. nat., 7, 39, 78 ds FORC. 1864-1926 : Quod vero in officinis est sale ammoniaco vel armoniaco, facticius est, vel saltem ab illo adulteratus); subst. ammoniacum « gomme résine » (PLINE, 12, Hist. nat., 23, 49, 107, ibid.); gr. « sel ammoniac ou gomme ammoniaque » (DIOSCORIDE, 3, 98 ds BAILLY), dér. de parce qu'on recueillait ces produits prÚs du temple de Zeus Ammon en Libye; ammoniaque, fém. substantivé de ammoniac.
— AmmoniacĂ©, ammoniate, 1814-1820 (NYSTEN). AmmonimĂ©trie 1877, supra rem. Ammonique, 1838 (Ac. Compl. 1842). Ammonisation, 1928 (Lar. 20e). Ammoniure, 1811 (MOZIN-BIBER t. 1).
STAT. — FrĂ©q. abs. litt. :3.
BBG. — BADER-TH. 1962. — BÉL. 1957 (et s.v. ammoniacĂ©, Ă©e, ammoniate, ammoniure). — BOISS.8. — BOUILLET 1859 (et s.v. ammoniure). — BRARD 1838. — CHESN. 1857 (et s.v. ammoniacĂ©, ammonique, ammoniure). — Comm. t. 1 1837. — DELORME 1962. — DUVAL 1959 (et s.v. ammonacĂ©, ammoniacĂ©, ammoniate, ammonique, ammonisation, ammoniure). — FÉR. 1768. — FROMH.-KING. 1968 (et s.v. ammoniate). — GALIANA Astronaut. 1963. — GALIANA DĂ©c. sc. 1968. — GRAND. 1962. — HANSE 1949. — Lar. comm. 1930. — Lar. mĂ©d. 1970. — Lar. mĂ©n. 1926. — LITTRÉ-ROBIN 1865 (et s.v. ammoniacĂ©, Ă©e, ammoniate, ammonique, ammoniure). — MĂ©d. Biol. t. 1 1970 (s.v. ammoniacĂ©, ammonique). — MONT. 1967. — NYSTEN 1824 (et s.v. ammoniacĂ©, ammoniate). — PLAIS.-CAILL. 1958 (s.v. ammonisation). — POPE 1961 [1952], § 397. — PRÉV. 1755. — PRIVAT-FOC. 1870. — Sc. 1962. — THOMAS 1956. — UV.-CHAPMAN 1956.

ammoniac [amɔnjak] adj. et n. m.
ÉTYM. 1575, gomme ammoniac; sal armoniac, XIVe, « chlorure d'ammonium », dit aussi armonial (1359); lat. ammoniacum, adj. (Pline), grec ammoniakon, cette gomme Ă©tant recueillie en Libye, non loin du temple de Zeus Ammon.
❖
1 Vx. || Sel ammoniac : chlorure d'ammonium.
♩ Gomme ammoniac ou ammoniaque : rĂ©sine produite par le dorĂšme, plante orientale, d'odeur forte et piquante.
2 Adj. et n. m. (1787, Guyton de Morveau). Chim. et techn. || Gaz ammoniac, ou, n. m., l'ammoniac : combinaison gazeuse d'azote et d'hydrogÚne (NH3), gaz à odeur piquante, trÚs soluble, facilement liquéfiable, issu à l'état naturel de la décomposition des matiÚres organiques azotées (eaux ammoniacales des cokeries et usines à gaz), de la fermentation des eaux de vidange et de la décomposition de la cyanamide. || Préparé industriellement par synthÚse, l'ammoniac est utilisé en particulier pour la préparation des sels ammoniacaux (engrais : chlorhydrate, sulfate, nitrate, phosphate d'ammoniac), de l'ammoniaque, de la soude.
♩ (Anglic.). ⇒ Crude ammoniac.
❖
DÉR. Ammoniacal, ammoniaque, ammoniation, ammoniure, ammoniurie. — V. Amide, amine, ammonisation.
COMP. V. Ammoniaco-, ammonitrate.
HOM. Ammoniaque.

Encyclopédie Universelle. 2012.

Regardez d'autres dictionnaires:

  • ammoniac — ammoniac, aque (a mmo ni ak, a k ) adj. 1°   Terme de chimie. Le chlorure ammonique ou chlorhydrate d ammoniaque a eu le nom de sel ammoniac, parce qu on le prĂ©parait autrefois dans la Libye, prĂšs du temple de Jupiter Ammon. 2°   Gaz ammoniac… 
   Dictionnaire de la Langue Française d'Émile LittrĂ©

  • Ammoniac — Am*mo ni*ac, Ammoniacal Am mo*ni a*cal, a. Of, pertaining, or containing ammonia, or possessing its properties; as, an ammoniac salt; ammoniacal gas. [1913 Webster] {Ammoniacal engine}, an engine in which the vapor of ammonia is used as the… 
   The Collaborative International Dictionary of English

  • Ammoniac — Am*mo ni*ac(or Gum ammoniac Gum am*mo ni*ac, n. [L. Ammoniacum, Gr. ? a resinous gum, said to distill from a tree near the temple of Jupiter Ammon; cf. F. ammoniac. See {Ammonite}.] (Med.) The concrete juice (gum resin) of an umbelliferous plant 
   The Collaborative International Dictionary of English

  • ammoniac — AMMONIAC, AQUE. adj. (On pr. les M, et le C final.) On le joint au mot Sel, pour dĂ©signer Un sel neutre formĂ© par l union du sel marin et de l alcali qu on nomme volatil. Il se tire de l urine et des excrĂ©mens des chameaux. On dit, le Sel… 
   Dictionnaire de l'AcadĂ©mie Française 1798

  • ammoniac — Ammoniac, gomme, Ammoniacum 
   Thresor de la langue françoyse

  • ammoniac — [ə mƍâ€Čnē ak΄] n. [ME ammoniak < ML armoniac < L ammoniacum < Gr ammƍniakon, gum resin: orig., prob. from its occurrence in plants growing near the temple of Jupiter AMMON1 in Egypt] a pungent gum resin obtained from the stems of certain… 
   English World dictionary

  • Ammoniac —  Ne doit pas ĂȘtre confondu avec Ammoniaque. Ammoniac 
   WikipĂ©dia en Français

  • ammoniac — I noun the aromatic gum of the ammoniac plant (Freq. 1) ‱ Syn: ↑gum ammoniac ‱ Derivationally related forms: ↑ammoniacal ‱ Hypernyms: ↑gum II 
   Useful english dictionary

  • AMMONIAC — AQUE. adj. T. de Chimie. On ne l emploie que dans les locutions suivantes :  Sel ammoniac, Sel produit par la combinaison de l acide du sel marin avec l alcali volatil.  Gaz ammoniac, Alcali volatil Ă  l Ă©tat de gaz.  Gomme ammoniaque, Gomme… 
   Dictionnaire de l'Academie Francaise, 7eme edition (1835)

  • ammoniac — A gum resin from a plant of western Asia, Dorema ammoniacum (family Umbelliferae); used internally as a stimulant and expectorant, and externally as a counterirritant plaster. * * * ammoniac see SAL AMMONIAC am·mo·ni·ac ə mƍ nē .ak 
   Medical dictionary


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