UN ammoniac, de formule NH3, est un gaz toxique incolore à odeur forte et désagréable. Il a une géométrie pyramidale, en plus d'être le gaz le plus soluble dans eau qui est connu, précisément par la formation de liaisons hydrogène. C'est une substance importante dans le cycle global de l'azote.
Il est largement utilisé comme engrais, car le azote C'est un macronutriment pour les plantes. Son principal procédé de production est le procédé Haber-Bosch, mis au point au début du XXe siècle. C'est une substance qui inspire la prudence, car elle a un grand potentiel toxique et, dans certains cas, l'exposition à celle-ci peut être mortelle.
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Thèmes de cet article
- 1 - Résumé sur l'ammoniac
- 2 - Propriétés de l'ammoniac
- 3 - Quelles sont les caractéristiques de l'ammoniac ?
- 4 - A quoi sert l'ammoniac ?
- 5 - Obtention d'ammoniac
- 6 - Précautions avec l'ammoniac
- 7 - Histoire de l'ammoniac
résumé sur l'ammoniac
- L'ammoniac est une molécule de formule NH3, polaire, soluble dans l'eau et de géométrie pyramidale.
- C'est un gaz incolore et toxique avec une odeur forte et désagréable.
- Une bonne partie de l'ammoniac produit est destinée à la production de les engrais, puisque l'azote est un macronutriment pour les plantes.
- Le principal moyen d'obtenir de l'ammoniac par synthèse est le procédé Haber-Bosch, développé au début du XXe siècle.
- L'ammoniac incite à la prudence et l'exposition à ce gaz peut entraîner de graves problèmes, voire la mort.
- Bien qu'il soit connu depuis l'Antiquité, il n'a été isolé et caractérisé qu'au XVIIIe siècle.
propriétés de l'ammoniac
- formule moléculaire: NH3.
- Masse molaire: 17.031 g.mol-1.
- Point de fusion: -77.73 °C.
- Point d'ébullition: -33.33 °C.
- Densité: 0.696g. L-1.
- Apparence physique: gaz incolore.
- Solubilité: très soluble dans l'eau (≈ 530 g. L-1 à 20 °C); soluble dans éthanol C'est éther éthylique.
- moment dipolaire: 1,47 D (molécule polaire).
- géométrie moléculaire: pyramidal.
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Quelles sont les caractéristiques de l'ammoniac ?
L'ammoniac est un Gaz incolore, toxique, à odeur piquante. Il se produit dans la nature, principalement par la décomposition anaérobie de la matière végétale et animale, et est également détecté dans l'espace extra-atmosphérique. Certains légumes, associés à des bactéries Rhizobium, sont capables de fixer l'azote atmosphérique et produisent ainsi du NH3, à une étape importante de la cycle global de l'azote.
Lorsque vous réagissez avec oxygène, dans un la combustion, produit de l'azote gazeux et de l'eau :
4 NH3 +302 → 2N2 + 6H2O
Entre le des gaz, l'ammoniac a la plus grande solubilité dans l'eau, conséquence directe de la formation de sa liaison hydrogène avec les molécules H2O. Il a également un caractère légèrement basique, dû à la réaction d'ionisation suivante :
NH3 (aq) + H2O(l) ⇌ NH4+ (aq) + OH- (ici) KB = 1,8 × 10-5
La faible valeur de KB montre que peu d'ammoniac s'ionise, donc même dans des solutions diluées, l'odeur d'ammoniac est toujours perceptible.
A quoi sert l'ammoniaque ?
Plus de 80 % de la production mondiale d'ammoniac est utilisée directement ou non dans agriculture. Parmi les engrais produits à l'aide d'ammoniac figurent l'urée, le phosphate d'ammonium, le nitrate d'ammonium et d'autres nitrates. Selon le United States Geological Survey, en 2018, la production mondiale d'ammoniac était d'environ 144 millions de tonnes, avec la Asie le principal producteur, en grande partie en raison de la Chine.
que tout pourquoiL'azote est l'un des macronutriments des plantes. et, par conséquent, c'est un élément essentiel pour sa bonne croissance.
l'ammoniaque aussi important dans la synthèse de l'acide nitrique, l'une des substances chimiques les plus produites et commercialisées au monde. Le processus commence par le oxydation de NH3 en NO, par combustion d'ammoniac à une température de 1200 K en présence d'un catalyseur rhodium et platine (Rh/Pt) :
4 NH3 +502 → 4 NO + 6 H2O
Le NO est ensuite mélangé à de l'air et absorbé dans un contre-courant d'eau, produisant, après quelques étapes, de l'acide nitrique, à une concentration d'environ 60 % en masse.
Parmi les utilisations mineures figure l'application de l'ammoniac dans l'industrie cosmétique ainsi que dans la composition de produits de nettoyage et d'eau de Javel.
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Obtention d'ammoniac
La principale forme de production d'ammoniac est par Procédé Haber-Bosch, développé pour la première fois en 1908 par le chimiste allemand Fritz Haber puis adaptée à l'échelle industrielle par le chimiste et ingénieur allemand Carl Bosch entre 1909 et 1913. Tous deux ont reçu le prix Nobel de chimie pour l'exploit.
![Timbre suédois de 1978 honorant le scientifique Fritz Haber. [1]](/f/4b0723ee95dab53774bdd0290996b108.jpg)
UN La réaction du procédé est la suivante :
Non2 + 3H2 ⇌ 2NH3
L'hydrogène est produit par le méthane, CH4, avec de la vapeur et de l'air, produisant du CO et de l'hydrogène gazeux. Le CO lui-même peut également réagir avec la vapeur pour produire plus d'hydrogène gazeux.
CH4 +H2O → CO + 3H2
CO + H2O → CO2 + H2
Le défi avec le procédé Haber-Bosch est le rendement, et pour qu'un bon rendement soit atteint, les conditions la thermodynamique doit être très bien ajustée, dans une application classique des principes de la Physico-Chimie dans les systèmes en équilibre.
Étant une réaction exothermique (ΔH = - 92 kJ.mol-1), l'augmentation de la température, malgré l'augmentation de la vitesse de réaction chimique, diminue le rendement de la réaction. A une température donnée, à la fois la vitesse de la réaction et son rendement sont augmentés en situation de haute pression. La présence d'un catalyseur facilite également le processus. Par conséquent, les conditions de production idéales sont avec le température proche de 450 °C, une pression de 20 260 kPa et un catalyseur Fe hétérogène3O4 mélangé avec K2O, Si O2 et Al2O3.
Précautions avec l'ammoniac
L'ammoniac est un gaz toxique, mais les concentrations naturelles de ce composé ne sont pas dangereuses pour nous. Déjà pour ceux qui travaillent avec cette substance, l'attention doit être constante, car à des niveaux d'exposition plus élevés NH3 peut causer de graves dommages, comme une irritation des peau, nous yeux, dans la gorge et poumons, en plus de l'apparition de toux et de brûlures. Lorsque la concentration d'ammoniac se situe entre 2500 et 4000 ppm (mg. L-1) dans l'air, il provoque la mort d'un être humain en 30 minutes environ et à des niveaux de concentration plus élevés, tels que 5000 à 10000 ppm, la mort est pratiquement instantanée.
Malgré tout cela, l'ammoniac non classé cancérogène par le Centre international de recherche sur le cancer (CIRC).
histoire de l'ammoniaque
Bien qu'il soit entendu que l'ammoniac est connu depuis l'Antiquité, l'une des premières références à une solution l'eau de cette substance provient du travail de Raymond Lully, un missionnaire catalan qui a vécu entre le XIIIe et XIV. Le livre Le chimiste sceptique (de l'anglais Le chimiste sceptique), de 1661 et rédigé par Robert Boyle, mentionne également une solution aqueuse d'ammoniac, de la même manière que Johann Kunkel van Lowenstern mentionne le gaz dans ses ouvrages.
UN découverte est attribuée à l'Anglais Joseph Pristly*, qui a isolé et caractérisé le composé en 1773 en chauffant une solution aqueuse d'ammoniaque (qu'il a appelée "l'esprit volatil du sel d'ammonium"). À l'époque, Pristly appelait le gaz "l'air alcalin". En 1782, le chimiste suédois Torburn Olof Bergman suggéra le nom d'ammoniac pour « l'air alcalin » et, en 1785, le chimiste français Claude Louis Berthollet détermina la composition chimique de l'ammoniac.
* L'American Chemical Society attribue également au Suédois Joseph Black, à l'Irlandais Peter Woulfe et au Suédois Carl Wilhelm Scheele les scientifiques qui ont isolé l'ammoniac.
Par Stefano Araujo Novais
Professeur de chimie
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