Ammoniac

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Molécule d'ammoniac L’ammoniac est un composé chimique, de formule . C'est une molécule pyramidale trigonale : l'azote (N) est au centre tandis que l'hydrogène (H) occupe trois des quatre sommets, le quatrième étant occupé par 2 électrons. 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 d'azote, sert aussi d'engrais azoté ; il est injecté directement dans le
Ammoniac

Molécule d'ammoniac L’ammoniac est un composé chimique, de formule . C'est une molécule pyramidale trigonale : l'azote (N) est au centre tandis que l'hydrogène (H) occupe trois des quatre sommets, le quatrième étant occupé par 2 électrons. 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 d'azote, sert aussi d'engrais azoté ; il est injecté directement dans le sol sous forme d'ammoniac liquéfié sous pression. Une fois dissous dans l'eau, le gaz ammoniac forme une base, l’ammoniaque, de formule . L'ion ammonium comporte alors un atome d'hydrogène aux quatre sommets du tétraèdre. On le trouve aussi dans la cigarette.

Production industrielle

représentation 3D de l'ammoniac La production industrielle de l'ammoniac se fait essentiellement par synthèse directe à partir de dihydrogène et de diazote (procédé mis au point par l'Allemand Fritz Haber, prix Nobel de chimie en 1918). L'azote est fourni par l'air et le dihydrogène par vaporéformage du méthane (gaz naturel). :air (source de diazote) + dihydrogène + eau → ammoniac + dioxyde de carbone :\begin & \\ CH_4 + N_2 + 2H_2O & \overrightarrow\qquad & 2NH_3 + H_2 + CO_2 \\\end Qui peut se décomposer en : :Production de dihydrogène par vaporéformage (voir l'article dihydrogène) : ::\begin & \\ CH_4 + H_2O & \overrightarrow\qquad & CO + 3H_2 \\\end ::\begin & \\ CO + H_2O & \overrightarrow\qquad & CO_2 + H_2 \\\end :Synthèse de l'ammoniac ::\begin & \\ N_2 + 3H_2 & \overrightarrow\qquad & 2NH_3 & \rm \Delta\ H^0_ = - 92, 2 \rm KJ/mol \\\end

Ancienne méthode de fabrication

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

Phrases de risque et conseils de prudence selon l'INRS

T-Toxique N-Dangereux pour l'environnement R10 – Inflammable. R23 – Toxique par inhalation. R34 – Provoque des brûlures. R50 – Très toxique pour les organismes aquatiques. S9 – Conserver le récipient dans un endroit 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 possible lui montrer l’étiquette). S61 – Éviter le rejet dans l’environnement. Consulter les instructions spéciales / la fiche de données de sécurité.

Liens sécurité

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Référence ONU pour le transport des matières dangereuses

- Classe 2
- numéros :
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-1005 (ammoniac anhydride)
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-3318 (ammoniac en solution aqueuse de densité inférieure à 0, 880 à contenant plus de d'ammoniac)
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-2073 (ammoniac en solution aqueuse de densité inférieure à 0, 880 à contenant plus de mais au maximum d'ammoniac)
- Classe 8
- numéro 2672 (ammoniac en solution aqueuse de densité comprise entre 0, 880 et 0, 957 à contenant plus de mais au maximum d'ammoniac)

Notes et références de l'article

Voir aussi

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Sujets connexes
Amidure   Amine (chimie)   Ammoniaque   Ammonium   Atome   Azote   Base (chimie)   Cigarette   Degré Celsius   Diazote   Dihydrogène   Dioxyde de carbone   Engrais   Explosif   Fritz Haber   Gramme   Hydrogène   Ion   Kelvin   Mole (unité)   Molécule   Méthane   Polymère   Tétraèdre  
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