AMMONIAC

Propriétés chimiques

Il convient de distinguer les propriétés du gaz ammoniac de celles de ses solutions aqueuses (ammoniaque). Dans la molécule à l'état gazeux, l'azote est au degré d'oxydation minimal (–3), ce qui explique ses propriétés réductrices. La présence d'un doublet libre, qui traduit une non-saturation de la molécule, se manifeste par des réactions d'addition ; enfin certaines réactions de substitution lui confèrent des propriétés acides.

L'ammoniac est relativement peu stable. Il se décompose aisément lorsqu'on le chauffe au contact des métaux :

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

Cette tendance à la décomposition, avec formation d'hydrogène, explique les propriétés réductrices de ce composé qui brûle dans l'oxygène :

En présence d'une toile de platine portée à 700-800 ⁰C l'azote passe au degré + 2 en formant du monoxyde d'azote (oxyde azotique). C'est la réaction de base de la synthèse de l'acide nitrique :

L'oxydation ménagée opérée en présence de méthane donne lieu à la formation d'acide cyanhydrique ; c'est ainsi qu'on réalise industriellement la synthèse de cet acide :

L'ammoniac brûle dans le chlore en donnant de l'acide chlorhydrique et du chlorure d'ammonium ; s'il ne s'enflamme pas immédiatement, il peut se produire du trichlorure d'azote NCl₃ qui est explosif.

L'ammoniac se fixe sur de nombreux composés en donnant des ammoniacates comparables aux hydrates, mais en général moins stables, c'est-à-dire plus aisément dissociables : 2AgCl ( 3NH₃ et AgCl ( 3NH₃ notamment. Il réagit également sur les acides pour former les sels d'ammonium qui sont volatils et généralement 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 porté à 400 ⁰C, il se forme un amidure alcalin, blanc, cristallisé, selon la réaction :

qui peut être considérée comme une réaction de substitution. Ces amidures solubles dans l'ammoniac liquide et décomposables par l'eau se présentent comme les sels d'un acide très faible : l'ammoniac.

La formation d'amines R — NH₂, par action de l'ammoniac sur les alcools ou sur les halogénures d'alcoyles, et celle d'amides par action sur les chlorures d'acides constituent également des réactions de substitution.

On a indiqué précédemment 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 à ce titre de base que l'ammoniaque précipite les hydroxydes insolubles de leurs solutions salines :

En présence 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 présence d'hypochlorite on obtient d'abord la chloramine :

puis l'hydrazine :

En présence de cuivre, l'ammoniaque fixe l'oxygène de l'air en donnant une solution bleu céleste dite liqueur de Schweizer qui contient de l'hydroxyde de cuivre II tétrammine [Cu(NH₃)₄](OH)₂, base forte qui dissout la cellulose.

Ce caractère oxydable de l'ammoniac explique les transformations que subit ce composé dans le sol, sous l'action de certaines bactéries : les sels ammoniacaux donnent d'abord des nitrites, puis des nitrates, c'est le phénomène de la nitratation démontré par J. J. Schlœsing et son élève A. Muentz et par S. Winogradski.

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