1-9 A-D E-G H-M N-P Q-S T-Z

AMMONIA %25

AMMONIA %25 


CAS No. : 7664-41-7
EC No. : 231-635-3

Synonyms:

ammonia; 7664-41-7; azane; Ammonia gas; Spirit of hartshorn; Nitro-sil; Ammonia, anhydrous; Ammoniakgas; Ammonia anhydrous; Anhydrous ammonia; Ammoniak; AM-Fol; Liquid Ammonia; Ammoniak Kconzentrierter; Amoniak [Polish]; Ammoniac [French]; Ammoniak [German]; ammoniac; Ammoniaca [Italian]; Caswell No. 041; Ammonia (conc 20% or greater); NH3; CCRIS 2278; HSDB 162; UN 2073 (>44% solution); UN1005; Aminomethyl Polystyrene Resin; azanediyl (triplet); EPA Pesticide Chemical Code 005302; UNII-5138Q19F1X; R 717; UN 1005 (anhydrous gas or >50% solution); UN 2672 (between 12% and 44% solution); EINECS 231-635-3; CHEBI:16134; MFCD00011418; 5138Q19F1X; Ammonia-14N; Ammonia solution, strong (NF); Ammonia solution, strong [NF]; amoniaco; Ammoniaca; Amoniak; Ammonia, ca. 7N solution in methanol; Ammonia (includes anhydrous ammonia and aqueous ammonia from water dissociable ammonium salts and other sources; 10% of total aqueous ammonia is reportable under this listing); Ammonia, anhydrous, liquefied or ammonia solutions, relative density <0.880 at 15 C in water, with >50% ammonia [UN1005] [Nonflammable gas]; Ammonia, anhydrous, liquefied or ammonia solutions, relative density <0.880 at 15 C in water, with >50% ammonia [UN1005] [Poison gas, Corrosive]; Ammonia, 2M solution in methanol, AcroSeal(R); (Aminomethyl)polystyrene; Ammonia, ca. 7N solution in methanol, AcroSeal(R); Ammonia, 0.5M solution in 1,4-dioxane, AcroSeal(R);tertiaeres Amin; Aminyl radical; ammonia ca; primaeres Amin; Ammonia inhalant; Ammoniacum gummi; sekundaeres Amin; anyhydrous ammonia; (Aminomethyl)polystyrene, 100-200 mesh, extent of labeling: ~0.5 mmol/g amine loading; NH4;UNX; Refrigerent R717; Strong Ammonia Solution; ACMC-1BKZC; Ammonia (8CI,9CI); Ammonia water (JP15); Aromatic ammonia vaporole; Dowex(R) 66 free base; Aromatic Ammonia, Vaporole; EC 231-635-3; Ammonia solution strong (NF); Ammonia solution strong [usan]; INS NO.527; N H3; ammonium isovalerate 30% in pg; CHEMBL1160819; DTXSID0023872; CTK0I1955; Ammonia solution, strong [USAN]; DTXSID40912315; DTXSID80420101; INS-527; [NH3]; NH(3); Ammonia solution, 0.4 M in THF; Ammonia solution, 4 M in methanol; Ammonia solution, 7 N in methanol; Ammonia, anhydrous, >=99.98%; ACT02989; Ammonia solution 2.0 M in ethanol; Ammonia solution 2.0 M in methanol; Ammonia solution, 0.5 M in dioxane; Ammonia solution, 2.0 M in ethanol; AKOS015916403; Ammonia anhydrous 170g Lecture bottle; Ammonia solution, 2.0 M in methanol; Ammonia solution 2.0 M in isopropanol; MCULE-5646000632; Ammonia 0.5M solution in 1,4-Dioxane; Ammonia solution, 2.0 M in isopropanol; Ammonia, puriss., anhydrous, >=99.9%; LS-16633; SC-46302; Ammonia solution 0.25M in tetrahydrofuran; Ammonia, puriss., anhydrous, >=99.95%; E-527; NS00013356; Q4087; R-717; Ammonia, 0.5M solution in THF, AcroSeal(R); C00014; D02916; Dowex(R) Marathon(TM) WBA free base, free base; Q4832241; Q6004010; Q27110025; (Aminomethyl)polystyrene, 100-200 mesh, extent of labeling: ~2 mmol/g amine loading; (Aminomethyl)polystyrene, 200-400 mesh, extent of labeling: ~0.6 mmol/g amine loading; (Aminomethyl)polystyrene, 200-400 mesh, extent of labeling: ~1.5 mmol/g amine loading; 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Ammonia (includes anhydrous ammonia and aqueous ammonia from water dissociable ammonium salts and other sources 10% of total aqueous ammonia is reportable under this listing); Ammonia, anhydrous, liquefied or ammonia solutions, relative density <0.880 at 15 C in water, with >50% ammonia; Ammonia, anhydrous, liquefied or ammonia solutions, relative density <0.880 at 15 C in water, with >50% ammonia [UN1005] [Nonflammable gas]; Ammonia, anhydrous, liquefied or ammonia solutions, relative density <0.880 at 15 C in water, with >50% ammonia [UN1005] [Poison gas, Corrosive];StratoSpheres(TM) PL-AMS resin, 100-200 mesh, extent of labeling: ~1.0 mmol/g loading, 1 % cross-linked with divinylbenzene; StratoSpheres(TM) PL-AMS resin, 100-200 mesh, extent of labeling: 2.0 mmol/g loading, 1 % cross-linked; StratoSpheres(TM) PL-AMS resin, 30-40 mesh, extent of labeling: 1.0 mmol/g loading, 1 % cross-linked; StratoSpheres(TM) PL-AMS resin, 30-40 mesh, extent of labeling: 2.0 mmol/g loading, 1 % cross-linked; StratoSpheres(TM) PL-AMS resin, 50-100 mesh, extent of labeling: 2.0 mmol/g loading, 1 % cross-linked; ÜRE; üre; amonyag; AMONYAG; amanyak; AMANYAK; amoni; AMONI; AMONİ; ammoni; AMMONI; AMMONİ; AMONYUM; amonyum; ammoniya; AMMONİYA; AMMONIYA; ammonia; 7664-41-7; azane; Ammonia gas; Spirit of hartshorn; Nitro-sil; Ammonia, anhydrous; Ammoniakgas; Ammonia anhydrous; Anhydrous ammonia; Ammoniak; AM-Fol; Liquid Ammonia; Ammoniak Kconzentrierter; Amoniak [Polish]; Ammoniac [French]; Ammoniak [German]; ammoniac; Ammoniaca [Italian]; Caswell No. 041; Ammonia (conc 20% or greater); NH3; CCRIS 2278; HSDB 162; UN 2073 (>44% solution); UN1005; Aminomethyl Polystyrene Resin; azanediyl (triplet); EPA Pesticide Chemical Code 005302; UNII-5138Q19F1X; R 717; UN 1005 (anhydrous gas or >50% solution); UN 2672 (between 12% and 44% solution); EINECS 231-635-3; CHEBI:16134; MFCD00011418; 5138Q19F1X; Ammonia-14N; Ammonia solution, strong (NF); Ammonia solution, strong [NF]; amoniaco; Ammoniaca; Amoniak; Ammonia, ca. 7N solution in methanol; Ammonia (includes anhydrous ammonia and aqueous ammonia from water dissociable ammonium salts and other sources; 10% of total aqueous ammonia is reportable under this listing); Ammonia, anhydrous, liquefied or ammonia solutions, relative density <0.880 at 15 C in water, with >50% ammonia [UN1005] [Nonflammable gas]; Ammonia, anhydrous, liquefied or ammonia solutions, relative density <0.880 at 15 C in water, with >50% ammonia [UN1005] [Poison gas, Corrosive]; Ammonia, 2M solution in methanol, AcroSeal(R); (Aminomethyl)polystyrene; Ammonia, ca. 7N solution in methanol, AcroSeal(R); Ammonia, 0.5M solution in 1,4-dioxane, AcroSeal(R);tertiaeres Amin; Aminyl radical; ammonia ca; primaeres Amin; Ammonia inhalant; Ammoniacum gummi; sekundaeres Amin; anyhydrous ammonia; (Aminomethyl)polystyrene, 100-200 mesh, extent of labeling: ~0.5 mmol/g amine loading; NH4;UNX; Refrigerent R717; Strong Ammonia Solution; ACMC-1BKZC; Ammonia (8CI,9CI); Ammonia water (JP15); Aromatic ammonia vaporole; Dowex(R) 66 free base; Aromatic Ammonia, Vaporole; EC 231-635-3; Ammonia solution strong (NF); Ammonia solution strong [usan]; INS NO.527; N H3; ammonium isovalerate 30% in pg; CHEMBL1160819; DTXSID0023872; CTK0I1955; Ammonia solution, strong [USAN]; DTXSID40912315; DTXSID80420101; INS-527; [NH3]; NH(3); Ammonia solution, 0.4 M in THF; Ammonia solution, 4 M in methanol; Ammonia solution, 7 N in methanol; Ammonia, anhydrous, >=99.98%; ACT02989; Ammonia solution 2.0 M in ethanol; Ammonia solution 2.0 M in methanol; Ammonia solution, 0.5 M in dioxane; Ammonia solution, 2.0 M in ethanol; AKOS015916403; Ammonia anhydrous 170g Lecture bottle; Ammonia solution, 2.0 M in methanol; Ammonia solution 2.0 M in isopropanol; MCULE-5646000632; Ammonia 0.5M solution in 1,4-Dioxane; Ammonia solution, 2.0 M in isopropanol; Ammonia, puriss., anhydrous, >=99.9%; LS-16633; SC-46302; Ammonia solution 0.25M in tetrahydrofuran; Ammonia, puriss., anhydrous, >=99.95%; E-527; NS00013356; Q4087; R-717; Ammonia, 0.5M solution in THF, AcroSeal(R); C00014; D02916; Dowex(R) Marathon(TM) WBA free base, free base; Q4832241; Q6004010; Q27110025; (Aminomethyl)polystyrene, 100-200 mesh, extent of labeling: ~2 mmol/g amine loading; (Aminomethyl)polystyrene, 200-400 mesh, extent of labeling: ~0.6 mmol/g amine loading; (Aminomethyl)polystyrene, 200-400 mesh, extent of labeling: ~1.5 mmol/g amine loading; (Aminomethyl)polystyrene, 400-500 mum, extent of labeling: 1-2 mmol/g amine loading; (Aminomethyl)polystyrene, 100-200 mesh, extent of labeling: 0.5-1.0 mmol/g N loading, 1 % cross-linked; (Aminomethyl)polystyrene, 100-200 mesh, extent of labeling: 1.0 mmol/g N loading, 1 % cross-linked; (Aminomethyl)polystyrene, 200-400 mesh, extent of labeling: 1.0-1.5 mmol/g N loading, 1 % cross-linked; (Aminomethyl)polystyrene, 200-400 mesh, extent of labeling: 1.0-2.0 mmol/g loading, 2 % cross-linked; (Aminomethyl)polystyrene, 200-400 mesh, extent of labeling: 4.0 mmol/g loading, 2 % cross-linked; (Aminomethyl)polystyrene, 50-100 mesh, extent of labeling: 2.0 mmol/g loading, 1 % cross-linked; (Aminomethyl)polystyrene, 70-90 mesh, extent of labeling: 1.0-1.5 mmol/g N loading, 1 % cross-linked; (Aminomethyl)polystyrene, 70-90 mesh, extent of labeling: 1.5-2.0 mmol/g N loading, 1 % cross-linked; (Aminomethyl)polystyrene, macroporous, 30-60 mesh, extent of labeling: 1.5-3.0 mmol/g loading; (Aminomethyl)polystyrene, macroporous, 70-90 mesh, extent of labeling: 1.5-3.0 mmol/g loading; Ammonia (includes anhydrous ammonia and aqueous ammonia from water dissociable ammonium salts and other sources 10% of total aqueous ammonia is reportable under this listing); Ammonia, anhydrous, liquefied or ammonia solutions, relative density <0.880 at 15 C in water, with >50% ammonia; Ammonia, anhydrous, liquefied or ammonia solutions, relative density <0.880 at 15 C in water, with >50% ammonia [UN1005] [Nonflammable gas]; Ammonia, anhydrous, liquefied or ammonia solutions, relative density <0.880 at 15 C in water, with >50% ammonia [UN1005] [Poison gas, Corrosive];StratoSpheres(TM) PL-AMS resin, 100-200 mesh, extent of labeling: ~1.0 mmol/g loading, 1 % cross-linked with divinylbenzene; StratoSpheres(TM) PL-AMS resin, 100-200 mesh, extent of labeling: 2.0 mmol/g loading, 1 % cross-linked; StratoSpheres(TM) PL-AMS resin, 30-40 mesh, extent of labeling: 1.0 mmol/g loading, 1 % cross-linked; StratoSpheres(TM) PL-AMS resin, 30-40 mesh, extent of labeling: 2.0 mmol/g loading, 1 % cross-linked; StratoSpheres(TM) PL-AMS resin, 50-100 mesh, extent of labeling: 2.0 mmol/g loading, 1 % cross-linked; ÜRE; üre; amonyag; AMONYAG; amanyak; AMANYAK; amoni; AMONI; AMONİ; ammoni; AMMONI; AMMONİ; AMONYUM; amonyum; ammoniya; AMMONİYA; AMMONIYA; 

FR

AMMONIAQUE IUPAC Nom azane
AMMONIAQUE InChI InChI = 1S / H3N / h1H3
AMMONIAQUE InChI Key QGZKDVFQNNGYKY-UHFFFAOYSA-N
AMMONIAQUE Canonical SMILES N
AMMONIAQUE Formule moléculaire NH3
AMMONIAQUE CAS 7664-41-7
AMMONIAQUE Déconseillé CAS 208990-07-2, 214478-05-4, 8007-57-6, 558443-52-0, 1026405-88-8
AMMONIAQUE Numéro de la Communauté européenne (CE) 231-635-3
Numéro ICSC AMMONIAQUE 0414
AMMONIAQUE RTECS Numéro BO0875000
AMMONIAQUE Numéro UN 2073
AMMONIAQUE UNII 5138Q19F1X
AMMONIAQUE FEMA Numéro 4494
AMMONIAQUE DSSTox ID de la substance DTXSID0023872

AMMONIAQUE Masse Moléculaire 17,031 g / mol
AMMONIAQUE XLogP3-AA -0,7
AMMONIAQUE Hydrogen Bond Donor Count 1
AMMONIAQUE Hydrogen Bond Acceptor Count 1
AMMONIAQUE Rotative Bond Count 0
AMMONIAQUE Masse exacte 17,026549 g / mol
AMMONIAQUE Masse monoisotopique 17,026549 g / mol
AMMONIAQUE Surface polaire topologique 1 Ų
AMMONIAQUE Nombre d'atomes lourds 1
Charge formelle AMMONIAQUE 0
AMMONIAQUE Complexité 0
Nombre d'atomes isotopiques AMMONIAQUE 0
Nombre de stéréocentres atomiques définis par AMMONIAQUE 0
AMMONIAQUE Nombre de stéréocentres Atom non défini 0
AMMONIAQUE Defined Bond Stereocenter Count 0
AMMONIAQUE Nombre de stéréocentres bond indéfini 0
AMMONIAQUE Nombre d'unités liées par covalence 1
Le composé AMMONIAQUE est canonisé Oui

L'ammoniac est un composé d'azote et d'hydrogène de formule NH3. Hydrure binaire stable et hydrure de pnictogène le plus simple, l'ammoniac est un gaz incolore avec une odeur piquante caractéristique. C'est un déchet azoté courant, en particulier parmi les organismes aquatiques, et il contribue de manière significative aux besoins nutritionnels des organismes terrestres en servant de précurseur aux aliments et aux engrais. L'ammoniac, directement ou indirectement, est également un élément constitutif de la synthèse de nombreux produits pharmaceutiques et est utilisé dans de nombreux produits de nettoyage commerciaux. Il est principalement collecté par le déplacement vers le bas de l'air et de l'eau. Bien que commun dans la nature - à la fois terrestre et sur les planètes extérieures du système solaire - et largement utilisé, l'ammoniac est à la fois caustique et dangereux sous sa forme concentrée. Il est classé comme substance extrêmement dangereuse aux États-Unis et est soumis à des exigences strictes en matière de déclaration par les installations qui le produisent, le stockent ou l'utilisent en quantités importantes. [12] La production industrielle mondiale d'ammoniac en 2018 était de 175 millions de tonnes, [13] sans changement significatif par rapport à la production industrielle mondiale de 175 millions de tonnes en 2013. [14] L'ammoniac industriel est vendu soit sous forme de liqueur d'ammoniac (généralement 28% d'ammoniac dans l'eau), soit sous forme d'ammoniac liquide anhydre sous pression ou réfrigéré transporté dans des wagons-citernes ou des bouteilles. [15] Le NH3 bout à -33,34 ° C (-28,012 ° F) à une pression d'une atmosphère, le liquide doit donc être stocké sous pression ou à basse température. L'ammoniac domestique ou l'hydroxyde d'ammonium est une solution de NH3 dans l'eau. La concentration de ces solutions est mesurée en unités de l'échelle Baumé (densité), 26 degrés Baumé (environ 30% (en poids) d'ammoniac à 15,5 ° C ou 59,9 ° F) étant le produit commercial typique à haute concentration. [16 ] Pline, dans le livre XXXI de son histoire naturelle, fait référence à un sel produit dans la province romaine de Cyrenaica nommé hammoniacum, ainsi appelé en raison de sa proximité avec le temple voisin de Jupiter Amon (grec Ἄμμων Ammon). [17] Cependant, la description que Pline donne du sel n'est pas conforme aux propriétés du chlorure d'ammonium. Selon le commentaire de Herbert Hoover dans sa traduction anglaise du De re metallica de Georgius Agricola, il est probable qu'il s'agissait de sel de mer commun. [18] Dans tous les cas, ce sel a finalement donné leur nom à l'ammoniac et aux composés d'ammonium. L'ammonia est un produit chimique trouvé à l'état de traces dans la nature, produit à partir de matières azotées animales et végétales. L'ammoniac et les sels d'ammonium se trouvent également en petites quantités dans l'eau de pluie, tandis que le chlorure d'ammonium (sal ammoniac) et le sulfate d'ammonium se trouvent dans les districts volcaniques; des cristaux de bicarbonate d'ammonium ont été trouvés dans Patagonia guano. [19] Les reins sécrètent de l'ammoniaque pour neutraliser l'excès d'acide. [20] Les sels d'ammonium se trouvent dans les sols fertiles et dans l'eau de mer. L'ammoniaque se trouve également dans tout le système solaire sur Mars, Jupiter, Saturne, Uranus, Neptune et Pluton, entre autres: sur des corps plus petits et glacés comme Pluton, l'ammoniac peut agir comme antigel géologiquement important, car un mélange d'eau et d'ammoniac peut avoir un point de fusion aussi bas que 173 K (−100 ° C; −148 ° F) si la concentration d'ammoniac est suffisamment élevée et permettre ainsi à ces corps de retenir les océans internes et géologie active à une température bien inférieure à celle qui serait possible avec de l'eau seule. [21] [22] Les substances contenant de l'ammoniac, ou celles qui lui sont similaires, sont appelées ammoniacales.L'ammoniaque est un gaz incolore avec une odeur piquante caractéristique. Il est plus léger que l'air, sa densité étant 0,589 fois celle de l'air. Il est facilement liquéfié en raison de la forte liaison hydrogène entre les molécules; le liquide bout à -33,3 ° C (-27,94 ° F) et gèle en cristaux blancs [19] à -77,7 ° C (-107,86 ° F). L'ammoniaque peut être commodément désodorisée en la faisant réagir avec du bicarbona de sodiumte ou acide acétique. Ces deux réactions forment un sel d'ammonium inodore. La symétrie cristalline est cubique, symbole de Pearson cP16, groupe d'espace P213 n ° 198, constante de réseau 0,5125 nm. [23] L'ammoniac liquide possède de puissants pouvoirs ionisants reflétant son ε élevé de 22. L'ammoniac liquide présente un changement d'enthalpie de vaporisation de très haut niveau (23,35 kJ / mol, cf. eau 40,65 kJ / mol, méthane 8,19 kJ / mol, phosphine 14,6 kJ / mol) et peut donc être utilisé en laboratoire dans des récipients non isolés sans réfrigération supplémentaire. Voir l'ammoniaque liquide comme solvant. L'ammoniaque se dissout facilement dans l'eau. Dans une solution aqueuse, il peut être expulsé par ébullition. La solution aqueuse d'ammoniaque est basique. La concentration maximale d'ammoniac dans l'eau (une solution saturée) a une densité de 0,880 g / cm3 et est souvent connue sous le nom d'ammoniaque 0,880.L'ammoniaque ne brûle pas facilement et n'entretient pas la combustion, sauf dans des mélanges étroits carburant-air de 15 à 25% d'air. Lorsqu'il est mélangé à de l'oxygène, il brûle avec une flamme vert jaunâtre pâle. L'ignition se produit lorsque le chlore passe dans l'ammoniac, formant de l'azote et du chlorure d'hydrogène; si le chlore est présent en excès, alors le trichlorure d'azote hautement explosif (NCl3) se forme également. A haute température et en présence d'un catalyseur approprié, l'ammoniac est décomposé en ses éléments constitutifs. La décomposition de l'ammoniac est un processus légèrement endothermique nécessitant 5,5 kcal / mol d'ammoniac, et donne de l'hydrogène et de l'azote gazeux. L'ammoniac peut également être utilisé comme source d'hydrogène pour les piles à combustible acide si l'ammoniac n'ayant pas réagi peut être éliminé. Les catalyseurs au ruthénium et au platine se sont révélés les plus actifs, tandis que les catalyseurs Ni supportés étaient les moins actifs.La molécule d'ammoniac a une forme pyramidale trigonale comme le prédit la théorie de la répulsion des paires d'électrons de la coquille de valence (théorie VSEPR) avec un angle de liaison déterminé expérimentalement 106,7 °. [24] L'atome d'azote central a cinq électrons externes avec un électron supplémentaire de chaque atome d'hydrogène. Cela donne un total de huit électrons, ou quatre paires d'électrons qui sont disposées de manière tétraédrique. Trois de ces paires d'électrons sont utilisées comme paires de liaisons, ce qui laisse une seule paire d'électrons. La paire isolée se repousse plus fortement que les paires de liaisons, donc l'angle de liaison n'est pas de 109,5 °, comme prévu pour un arrangement tétraédrique régulier, mais de 106,7 °. [24] Cette forme donne à la molécule un moment dipolaire et la rend polaire. La polarité de la molécule, et surtout sa capacité à former des liaisons hydrogène, rend l'ammoniac hautement miscible à l'eau. La seule paire fait de l'ammoniac une base, un accepteur de protons. L'ammoniac est modérément basique; une solution aqueuse 1,0 M a un pH de 11,6, et si un acide fort est ajouté à une telle solution jusqu'à ce que la solution soit neutre (pH = 7), 99,4% des molécules d'ammoniac sont protonées. La température et la salinité affectent également la proportion de NH4 +. Ce dernier a la forme d'un tétraèdre régulier et est isoélectronique avec le méthane. La molécule d'ammoniac subit facilement une inversion d'azote à température ambiante; une analogie utile est un parapluie se retournant dans un vent fort. La barrière d'énergie à cette inversion est de 24,7 kJ / mol, et la fréquence de résonance est de 23,79 GHz, correspondant à un rayonnement micro-onde d'une longueur d'onde de 1,260 cm. L'absorption à cette fréquence a été le premier spectre de micro-ondes à être observé. [25] L'une des propriétés les plus caractéristiques de l'ammoniac est sa basicité. L'ammoniac est considéré comme une base faible. Il se combine avec des acides pour former des sels; ainsi avec l'acide chlorhydrique, il forme du chlorure d'ammonium (sel ammoniac); avec de l'acide nitrique, du nitrate d'ammonium, etc. L'ammoniac parfaitement sec ne se combine pas avec du chlorure d'hydrogène parfaitement sec; l'humidité est nécessaire pour provoquer la réaction. [26] [27] À titre d'expérience de démonstration, des bouteilles ouvertes d'ammoniac concentré et d'acide chlorhydrique produisent des nuages ​​de chlorure d'ammonium, qui semblent apparaître "à partir de rien" lorsque le sel se forme à l'endroit où les deux nuages ​​diffusants de molécules se rencontrent, quelque part entre les deux bouteilles. par l'action de l'ammoniac sur les acides sont connus comme les sels d'ammonium et tous contiennent l'ion ammonium (NH4 +). [26] Bien que l'ammoniac soit bien connu comme une base faible, il peut également agir comme un acide extrêmement faible. C'est une substance protique capable de former des amides (qui contiennent l'ion NH2−). Par exemple, le lithium se dissout dans l'ammoniac liquide pour donner une solution d'amidure de lithium: 2Li + 2NH3 → 2LiNH2 + H2 La combustion de l'ammoniac dans l'air est très difficile en l'absence de catalyseur (tel que la gaze de platine ou l'oxyde de chrome (III) chaud ), en raison de la chaleur de combustion relativement faible, d'une vitesse de combustion laminaire inférieure, d'une température d'auto-inflammation élevée, d'une chaleur de vaporisation élevée et d'une plage d'inflammabilité étroite. Cependant, des études récentes ont montré qu'une combustion efficace et stable de l'ammoniac peut être obtenue à l'aide de chambres de combustion à turbulence, ravivant ainsi l'intérêt de la recherche pour l'ammoniac comme combustible pour la production d'énergie thermique. [28] La plage d'inflammabilité de l'ammoniac dans l'air sec est de 15,15% à 27,35% et dans 100% d'humidité relativey l'air est de 15,95% à 26,55%. [29] Pour étudier la cinétique de la combustion de l'ammoniac, un mécanisme de réaction détaillé et fiable est nécessaire, mais la connaissance de la cinétique chimique de l'ammoniac pendant le processus de combustion a été difficile. [30] En chimie organique, l'ammoniac peut agir comme un nucléophile dans les réactions de substitution. Les amines peuvent être formées par la réaction de l'ammoniac avec des halogénures d'alkyle, bien que le groupe -NH2 résultant soit également nucléophile et des amines secondaires et tertiaires soient souvent formées comme sous-produits. Un excès d'ammoniac aide à minimiser les substitutions multiples et neutralise l'halogénure d'hydrogène formé. La méthylamine est préparée dans le commerce par réaction de l'ammoniac avec du chlorométhane, et la réaction de l'ammoniac avec l'acide 2-bromopropanoïque a été utilisée pour préparer l'alanine racémique avec un rendement de 70%. L'éthanolamine est préparée par une réaction d'ouverture de cycle avec l'oxyde d'éthylène: on laisse parfois la réaction aller plus loin pour produire de la diéthanolamine et de la triéthanolamine. Les amides peuvent être préparés par réaction de l'ammoniac avec des dérivés d'acide carboxylique. Les chlorures d'acyle sont les plus réactifs, mais l'ammoniac doit être présent en au moins un double excès pour neutraliser le chlorure d'hydrogène formé. Les esters et anhydrides réagissent également avec l'ammoniac pour former des amides. Les sels d'ammonium d'acides carboxyliques peuvent être déshydratés en amides tant qu'il n'y a pas de groupes thermosensibles présents: des températures de 150 à 200 ° C sont nécessaires. L'hydrogène dans l'ammoniac est susceptible d'être remplacé par une myriade de substituants. Lorsqu'il est chauffé avec du sodium, il se transforme en sodamide, NaNH2. [26] Avec le chlore, il se forme de la monochloramine. L'ammoniac pentavalent est connu sous le nom de λ5-amine ou, plus communément, d'hydrure d'ammonium. Ce solide cristallin n'est stable que sous haute pression et se décompose à nouveau en ammoniac trivalent et hydrogène gazeux dans des conditions normales. Cette substance a été une fois étudiée comme combustible de fusée solide possible en 1966. [31] L'ammoniac peut agir comme ligand dans les complexes de métaux de transition. C'est un pur donneur σ, au milieu de la série spectrochimique, et présente un comportement intermédiaire dur-mou (voir aussi le modèle ECW). Sa force relative de donneur envers une série d'acides, par rapport à d'autres bases de Lewis, peut être illustrée par des graphiques C-B. [32] [33] Pour des raisons historiques, l'ammoniac est appelé ammine dans la nomenclature des composés de coordination. Certains complexes d'ammine notables comprennent le tétraamminediaquacopper (II) ([Cu (NH3) 4 (H2O) 2] 2+), un complexe bleu foncé formé en ajoutant de l'ammoniac à une solution de sels de cuivre (II). L'hydroxyde de tétraamminediaquacopper (II) est connu sous le nom de réactif de Schweizer et a la capacité remarquable de dissoudre la cellulose. Diamminesilver (I) ([Ag (NH3) 2] +) est l'espèce active du réactif de Tollens. La formation de ce complexe peut également aider à distinguer les précipités des différents halogénures d'argent: le chlorure d'argent (AgCl) est soluble dans une solution diluée d'ammoniaque (2M), le bromure d'argent (AgBr) n'est soluble que dans une solution concentrée d'ammoniaque, tandis que l'iodure d'argent (AgI) ) est insoluble dans l'ammoniac aqueux. Les complexes d'ammine de chrome (III) étaient connus à la fin du 19e siècle et ont formé la base de la théorie révolutionnaire d'Alfred Werner sur la structure des composés de coordination. Werner a noté que seulement deux isomères (fac- et mer-) du complexe [CrCl3 (NH3) 3] pourraient être formés, et a conclu que les ligands doivent être disposés autour de l'ion métallique aux sommets d'un octaèdre. Cette proposition a depuis été confirmée par cristallographie aux rayons X. Un ligand ammine lié à un ion métallique est nettement plus acide qu'une molécule d'ammoniac libre, bien que la déprotonation en solution aqueuse soit encore rare. Un exemple est la réaction au calomel, où le composé amidomercure (II) résultant est hautement insoluble.L'ammoniaque forme des adduits 1: 1 avec une variété d'acides de Lewis tels que I2, phénol et Al (CH3) 3. L'ammoniac est une base dure et ses paramètres E & C sont EB = 2,31 et C B = 2,04. Sa force relative de donneur envers une série d'acides, par rapport à d'autres bases de Lewis, peut être illustrée par des graphiques CB.L'ammoniaque et les sels d'ammonium peuvent être facilement détectés, dans des traces très minuscules, par l'ajout de la solution de Nessler, qui donne une coloration jaune distincte dans la présence de la moindre trace d'ammoniaque ou de sels d'ammonium. La quantité d'ammoniac dans les sels d'ammonium peut être estimée quantitativement par distillation des sels avec de l'hydroxyde de sodium ou de potassium, l'ammoniac dégagé étant absorbé dans un volume connu d'acide sulfurique standard et l'excès d'acide alors déterminé volumétriquement; ou l'ammoniac peut être absorbé dans l'acide chlorhydrique et le chlorure d'ammonium ainsi formé précipité sous forme d'hexachloroplatinate d'ammonium, (NH4) 2PtCl6. [34] L'historien grec ancien Hérodote a mentionné qu'il y avait des affleurements de sel dans une région de Libye qui était habitée par un les gens appelés les "Ammoniens" (maintenant: l'oasis de Siwa dans le nord-ouest de l'Egypte, où les lacs salés existent encore). [37] [38] Le géographe grec Strabon a également mentionné le sel de cette région. Cependant, les anciens auteurs Dioscoride, Apicius, Arrian, Synesius et Aëtius of Amida ont décrit ce selcomme formant des cristaux clairs qui pourraient être utilisés pour la cuisson et qui étaient essentiellement du sel gemme. [39] Hammoniacus sal apparaît dans les écrits de Pline, [40] bien que l'on ne sache pas si le terme est identique au sal ammoniac plus moderne (chlorure d'ammonium). [19] [41] [42] La fermentation de l'urine par des bactéries produit un solution d'ammoniaque; par conséquent, l'urine fermentée était utilisée dans l'Antiquité classique pour laver le linge et les vêtements, pour enlever les poils des peaux en vue du bronzage, pour servir de mordant dans les tissus mourants et pour enlever la rouille du fer. [43] Sous forme de sel ammoniac, l'ammoniac était important pour les alchimistes musulmans dès le 8ème siècle, mentionné pour la première fois par le chimiste persan-arabe Jābir ibn Hayyān, [44] et pour les alchimistes européens depuis le 13ème siècle, étant mentionné par Albertus Magnus. [19] Il était également utilisé par les teinturiers au Moyen Âge sous forme d'urine fermentée pour modifier la couleur des teintures végétales. Au 15ème siècle, Basilius Valentinus a montré que l'ammoniac pouvait être obtenu par l'action d'alcalis sur le sel ammoniac. [45] À une période ultérieure, lorsque le sel ammoniac a été obtenu en distillant les sabots et les cornes de bœufs et en neutralisant le carbonate résultant avec de l'acide chlorhydrique, le nom «esprit de hartshorn» a été appliqué à l'ammoniac. [19] [46] L'ammoniac gazeux a d'abord été isolé. par Joseph Black en 1756 en faisant réagir du sel ammoniac (chlorure d'ammonium) avec de la magnésie calcinée (oxyde de magnésium). [47] [48] Il a été isolé de nouveau par Peter Woulfe en 1767, [49] [50] par Carl Wilhelm Scheele en 1770 [51] et par Joseph Priestley en 1773 et a été appelé par lui "air alcalin". [19] [52] Onze ans plus tard, en 1785, Claude Louis Berthollet a vérifié sa composition. [53] [19] Le procédé Haber-Bosch pour produire de l'ammoniac à partir de l'azote dans l'air a été développé par Fritz Haber et Carl Bosch en 1909 et breveté en 1910. utilisé pour la première fois à l'échelle industrielle en Allemagne pendant la Première Guerre mondiale, [54] à la suite du blocus allié qui a coupé l'approvisionnement en nitrates du Chili. L'ammoniac était utilisé pour produire des explosifs pour soutenir les efforts de guerre. [55] Avant la disponibilité du gaz naturel, l'hydrogène en tant que précurseur de la production d'ammoniac était produit par électrolyse de l'eau ou en utilisant le procédé chloralcali. Avec l'avènement de l'industrie sidérurgique en Au XXe siècle, l'ammoniac est devenu un sous-produit de la production de charbon à coke. Aux États-Unis, à partir de 2019, environ 88% de l'ammoniac était utilisé comme engrais sous forme de sels, de solutions ou sous forme anhydre. [13] Lorsqu'il est appliqué sur le sol, il contribue à augmenter les rendements de cultures telles que le maïs et le blé. [56] 30% de l'azote agricole appliqué aux États-Unis est sous forme d'ammoniac anhydre et dans le monde, 110 millions de tonnes sont appliquées chaque année. [57] L'ammoniac est directement ou indirectement le précurseur de la plupart des composés azotés. Pratiquement tous les composés azotés synthétiques sont dérivés de l'ammoniac. Un dérivé important est l'acide nitrique. Ce matériau clé est généré par le procédé d'Ostwald par oxydation de l'ammoniac avec de l'air sur un catalyseur au platine à 700–850 ° C (1 292–1 562 ° F), ≈9 atm. L'oxyde nitrique est un intermédiaire dans cette conversion: [58] NH3 + 2 O2 → HNO3 + H2O L'ammoniac domestique est une solution de NH3 dans l'eau et est utilisé comme nettoyant à usage général pour de nombreuses surfaces. Étant donné que l'ammoniac produit une brillance relativement sans traces, l'une de ses utilisations les plus courantes consiste à nettoyer le verre, la porcelaine et l'acier inoxydable. Il est également fréquemment utilisé pour nettoyer les fours et faire tremper les articles afin d'éliminer la saleté cuite au four. L'ammoniac domestique varie en concentration en poids de 5 à 10% d'ammoniac. [59] Les fabricants américains de produits de nettoyage sont tenus de fournir la fiche signalétique du produit qui énumère la concentration utilisée. [60] Dès 1895, on savait que l'ammoniac était "fortement antiseptique ... il faut 1,4 gramme par litre pour conserver le thé de bœuf. "[61] Dans une étude, l'ammoniac anhydre a détruit 99,999% des bactéries zoonotiques dans 3 types d'aliments pour animaux, mais pas dans l'ensilage. [62] [63] L'ammoniac anhydre est actuellement utilisé dans le commerce pour réduire ou éliminer la contamination microbienne du bœuf. [64] [65] Le bœuf maigre finement texturé (populairement connu sous le nom de «slime rose») dans l'industrie du bœuf est fabriqué à partir de parures de bœuf gras (environ 50 à 70% de graisse) en éliminant la graisse à l'aide de la chaleur et de la centrifugation, puis en la traitant avec de l'ammoniaque pour tuer E. coli. Le processus a été jugé efficace et sûr par le Département de l'agriculture des États-Unis sur la base d'une étude qui a constaté que le traitement réduisait E. coli à des niveaux indétectables. [66] Il y a eu des problèmes de sécurité concernant le procédé ainsi que des plaintes de consommateurs concernant le goût et l'odeur du bœuf traité à des niveaux optimaux d'ammoniac. [67] Le niveau d'ammoniac dans tout produit final ne s'est pas rapproché des niveaux toxiques pour les humains. En raison des propriétés de vaporisation de l'ammoniac, c'est un réfrigérant utile. [54] Il était couramment utilisé avant la vulgarisation des chlorofluorocarbures (Fréons). L'ammoniac anhydre est largement utilisé dans les applications de réfrigération industrielle et les patinoires de hockey en raison de son rendement énergétique élevé età bas prix. Il souffre de l'inconvénient de la toxicité, et nécessite des composants résistants à la corrosion, ce qui limite son utilisation domestique et à petite échelle. Parallèlement à son utilisation dans la réfrigération moderne à compression de vapeur, il est utilisé en mélange avec de l'hydrogène et de l'eau dans les réfrigérateurs à absorption. Le cycle de Kalina, qui revêt une importance croissante pour les centrales géothermiques, dépend de la large plage d'ébullition du mélange ammoniac-eau. Le liquide de refroidissement à l'ammoniac est également utilisé dans le radiateur S1 à bord de la Station spatiale internationale en deux boucles qui sont utilisées pour réguler la température interne et permettre des expériences dépendant de la température. [68] [69] L'importance potentielle de l'ammoniac comme réfrigérant a augmenté avec la découverte. que les CFC et HFC évacués sont des gaz à effet de serre extrêmement puissants et stables. [70] La contribution à l'effet de serre des CFC et HFC utilisés actuellement, si elle est évacuée, correspondrait à celle de tout le CO2 dans l'atmosphère. La densité d'énergie brute de l'ammoniac liquide est de 11,5 MJ / L, [73], soit environ un tiers de celle de diesel. Il est possible de reconvertir l'ammoniac en hydrogène, où il peut être utilisé pour alimenter des piles à hydrogène ou directement dans des piles à combustible à haute température. [74] La conversion de l'ammoniac en hydrogène via le procédé à l'amidure de sodium [75], soit pour la combustion, soit comme combustible pour une pile à combustible à membrane échangeuse de protons, [73] est possible. La conversion à l'hydrogène permettrait le stockage de l'hydrogène à près de 18% en poids contre %5% pour l'hydrogène gazeux sous pression. Des moteurs à ammoniac ou à ammoniac, utilisant l'ammoniac comme fluide moteur, ont été proposés et parfois utilisés. [76] Le principe est similaire à celui utilisé dans une locomotive sans feu, mais avec de l'ammoniac comme fluide de travail, au lieu de la vapeur ou de l'air comprimé. Les moteurs à l'ammoniac ont été utilisés expérimentalement au 19ème siècle par Goldsworthy Gurney au Royaume-Uni et la ligne de tramway de St. Charles Avenue à la Nouvelle-Orléans dans les années 1870 et 1880, [77] et pendant la Seconde Guerre mondiale, l'ammoniac était utilisé pour alimenter les bus en Belgique. [ 78] L'ammoniac est parfois proposé comme alternative pratique aux combustibles fossiles pour les moteurs à combustion interne. [78] [79] [80] Son indice d'octane élevé de 120 [81] et sa faible température de flamme [82] permettent l'utilisation de taux de compression élevés sans pénalité d'une production élevée de NOx. Étant donné que l'ammoniac ne contient pas de carbone, sa combustion ne peut pas produire de dioxyde de carbone, de monoxyde de carbone, d'hydrocarbures ou de suie. Même si la production d'ammoniac crée actuellement 1,8% des émissions mondiales de CO2, le rapport de la Royal Society [83] affirme que l'ammoniac «vert» peut être produit en utilisant de l'hydrogène à faible teneur en carbone (hydrogène bleu et hydrogène vert). La décarbonisation totale de la production d'ammoniac et la réalisation d'objectifs de zéro net sont possibles d'ici 2050, mais l'ammoniac ne peut pas être facilement utilisé dans les moteurs à cycle Otto existants en raison de sa plage d'inflammabilité très étroite, et il existe également d'autres obstacles à l'utilisation généralisée de l'automobile. En termes d'approvisionnement en ammoniac brut, des usines devraient être construites pour augmenter les niveaux de production, ce qui nécessite d'importants capitaux et sources d'énergie. Bien qu'il s'agisse du deuxième produit chimique le plus produit (après l'acide sulfurique), l'échelle de la production d'ammoniac ne représente qu'une petite fraction de l'utilisation mondiale du pétrole. Il pourrait être fabriqué à partir de sources d'énergie renouvelables, ainsi que du charbon ou de l'énergie nucléaire. Le barrage de 60 MW de Rjukan à Telemark, en Norvège, a produit de l'ammoniac pendant de nombreuses années à partir de 1913, fournissant de l'engrais pour une grande partie de l'Europe. Malgré cela, plusieurs tests ont été effectués. En 1981, une société canadienne a converti une Chevrolet Impala de 1981 pour qu'elle utilise l'ammoniac comme carburant. [84] [85] En 2007, un pick-up de l'Université du Michigan alimenté à l'ammoniac a conduit de Detroit à San Francisco dans le cadre d'une démonstration, ne nécessitant qu'un seul plein dans le Wyoming. [86] Comparé à l'hydrogène comme carburant, l'ammoniac est beaucoup plus économe en énergie et pourrait être produit, stocké et livré à un coût bien inférieur à celui de l'hydrogène qui doit être maintenu comprimé sous forme de liquide cryogénique. [73] [87] Les moteurs-fusées ont également été alimentés à l'ammoniac. Le moteur-fusée XLR99 de Reaction Motors qui propulsait l'avion de recherche hypersonique X-15 utilisait de l'ammoniac liquide. Bien qu'il ne soit pas aussi puissant que les autres carburants, il n'a laissé aucune suie dans le moteur de fusée réutilisable, et sa densité correspond approximativement à la densité de l'oxydant, l'oxygène liquide, ce qui a simplifié la conception de l'avion.Ammonia, comme la vapeur libérée en sentant les sels, a trouvé utilisation significative comme stimulant respiratoire. L'ammoniac est couramment utilisé dans la fabrication illégale de méthamphétamine par le biais d'une réduction du bouleau. [89] La méthode Birch de fabrication de méthamphétamine est dangereuse car le métal alcalin et l'ammoniac liquide sont tous deux extrêmement réactifs et la température de l'ammoniac liquide le rend vulnérable à une ébullition explosive lorsque des réactifs sont ajoutés. [90] L'ammoniac liquide est utilisé pour le traitement du coton, donnant des propriétés comme la mercerisation, en utilisant des alcalis. En particulier, il est utilisé pour le prélavage de la laine. [91] À température et pression normales, l'ammoniac est moins dense que l'atmosphère et a environ 45-48% de la puissance de levage de l'hydrogène ou de l'hélium. L'ammoniac a parfois été utilisé pour remplir les ballons météorologiques comme gaz de levage. En raison de son point d'ébullition relativement élevé (par rapport à l'hélium et à l'hydrogène), l'ammoniac pourrait potentiellement être réfrigéré et liquéfié à bord d'un dirigeable pour réduire la portance et ajouter du ballast (et être renvoyé dans un gaz pour ajouter de la portance et réduire le ballast). L'Administration de la santé (OSHA) a fixé une limite d'exposition de 15 minutes pour l'ammoniac gazeux de 35 ppm en volume dans l'air ambiant et une limite d'exposition de 8 heures de 25 ppm en volume. [95] L'Institut national pour la sécurité et la santé au travail (NIOSH) a récemment réduit l'IDLH (Immediately Dangerous to Life and Health, le niveau auquel un travailleur en bonne santé peut être exposé pendant 30 minutes sans subir d'effets irréversibles sur la santé) de 500 à 300 sur la base de plus récentes interprétations conservatrices de la recherche originale en 1943. D'autres organisations ont des niveaux d'exposition variables. Normes de la marine américaine [U.S. Bureau of Ships 1962] concentrations maximales admissibles (CMA): exposition continue (60 jours): 25 ppm / 1 heure: 400 ppm. [96] La vapeur d'ammoniac a une odeur piquante, irritante et piquante qui agit comme un avertissement d'une exposition potentiellement dangereuse. Le seuil d'odeur moyen est de 5 ppm, bien en dessous de tout danger ou dommage. L'exposition à de très fortes concentrations d'ammoniac gazeux peut entraîner des lésions pulmonaires et la mort. [95] L'ammoniac est réglementé aux États-Unis comme un gaz ininflammable, mais il répond à la définition d'une matière qui est toxique par inhalation et nécessite un permis de sécurité dangereux lorsqu'il est transporté en quantités supérieures à 13 248 L (3 500 gallons). [97] Liquide l'ammoniac est dangereux parce qu'il est hygroscopique et parce qu'il peut provoquer des brûlures caustiques. Voir Transporteur de gaz § Effets sur la santé de cargaisons spécifiques transportées par des transporteurs de gaz pour plus d'informations. La toxicité des solutions d'ammoniac ne pose généralement pas de problèmes pour les humains et les autres mammifères, car un mécanisme spécifique existe pour empêcher son accumulation dans la circulation sanguine. L'ammoniac est converti en phosphate de carbamoyle par l'enzyme carbamoyl phosphate synthétase, puis entre dans le cycle de l'urée pour être incorporé dans les acides aminés ou excrété dans l'urine. [98] Les poissons et les amphibiens n'ont pas ce mécanisme, car ils peuvent généralement éliminer l'ammoniac de leur corps par excrétion directe. L'ammoniac, même à des concentrations diluées, est hautement toxique pour les animaux aquatiques et, pour cette raison, il est classé comme dangereux pour l'environnement. L'ammoniaque est un constituant de la fumée de tabac. [99] L'ammoniac est présent dans les flux d'eaux usées de cokéfaction, en tant que sous-produit liquide de la production de coke à partir de charbon. [100] Dans certains cas, l'ammoniac est rejeté dans le milieu marin où il agit comme un polluant. L'usine sidérurgique de Whyalla, en Australie-Méridionale, est un exemple d'installation de production de coke qui rejette de l'ammoniac dans les eaux marines. [101] La toxicité de l'ammoniac serait une cause de pertes par ailleurs inexpliquées dans les écloseries de poisson. Un excès d'ammoniac peut s'accumuler et provoquer une altération du métabolisme ou une augmentation du pH corporel de l'organisme exposé. La tolérance varie selon les espèces de poissons. [102] À des concentrations plus faibles, autour de 0,05 mg / L, l'ammoniac non ionisé est nocif pour les espèces de poissons et peut entraîner des taux de croissance et de conversion alimentaire médiocres, une fécondité et une fertilité réduites et augmenter le stress et la vulnérabilité aux infections bactériennes et aux maladies. [103] Exposés à un excès d'ammoniac, les poissons peuvent subir une perte d'équilibre, une hyper-excitabilité, une activité respiratoire et une absorption d'oxygène accrues et une fréquence cardiaque accrue. [102] À des concentrations supérieures à 2,0 mg / L, l'ammoniac provoque des lésions des branchies et des tissus, une léthargie extrême, des convulsions, le coma et la mort. [102] [104] Des expériences ont montré que la concentration létale pour une variété d'espèces de poissons varie de 0,2 à 2,0 mg / l. [104] En hiver, lorsque des aliments réduits sont administrés au stock aquacole, les niveaux d'ammoniac peuvent être plus élevés. Des températures ambiantes plus basses réduisent le taux de photosynthèse des algues, donc moins d'ammoniac est éliminé par les algues présentes. Dans un environnement d'aquaculture, en particulier à grande échelle, il n'y a pas de remède à action rapide contre les niveaux élevés d'ammoniac. La prévention plutôt que la correction est recommandée pour réduire les dommages causés aux poissons d'élevage [104] et dans les systèmes d'eau libre, l'environnement environnant. Comme le propane, l'ammoniac anhydre bout en dessous de la température ambiante lorsqu'il est à pression atmosphérique. Un récipient de stockage d'une capacité de 250 psi (1,7 MPa) convient pour contenir le liquide. [105] L'ammoniac est utilisé dans de nombreuses applications industrielles différentes nécessitant des cuves de stockage en acier au carbone ou en acier inoxydable. L'ammoniac contenant au moins 0,2% en poids d'eau n'est pas corrosif pour l'acier au carbone. Les réservoirs de stockage en acier au carbone NH3 contenant 0,2 pour cent en poids ou plus d'eau pourraient durer plus de 50 ans en service. [106] Les composés d'ammonium ne devraient jamais être autorisés à entrer en contact avec des bases (sauf dans une réaction prévue et contenue), car des quantités dangereuses de gaz ammoniac pourraient être libérées.les solutions d'ammoniaque concentrées sont très irritantes pour les yeux et les voies respiratoires, et ces solutions ne doivent être manipulées que sous une hotte. Les solutions saturées ("0.880" - voir #Properties) peuvent développer une pression significative à l'intérieur d'une bouteille fermée par temps chaud, et la bouteille doit être ouverte avec précaution; ce n'est généralement pas un problème pour les solutions à 25% ("0,900"). Les solutions d'ammoniaque ne doivent pas être mélangées avec des halogènes, car des produits toxiques et / ou explosifs se forment. Le contact prolongé des solutions d'ammoniac avec des sels d'argent, de mercure ou d'iodure peut également conduire à des produits explosifs: ces mélanges sont souvent formés dans l'analyse inorganique qualitative et doivent être légèrement acidifiés mais non concentrés (<6% p / v) avant d'être éliminés une fois le test L'ammoniac anhydre est classé comme toxique (T) et dangereux pour l'environnement (N). Le gaz est inflammable (température d'auto-inflammation: 651 ° C) et peut former des mélanges explosifs avec l'air (16–25%). La limite d'exposition admissible (PEL) aux États-Unis est de 50 ppm (35 mg / m3), tandis que la concentration d'IDLH est estimée à 300 ppm. Une exposition répétée à l'ammoniac diminue la sensibilité à l'odeur du gaz: normalement, l'odeur est détectable à des concentrations inférieures à 50 ppm, mais les personnes désensibilisées peuvent ne pas la détecter même à des concentrations de 100 ppm. L'ammoniac anhydre corrode les alliages contenant du cuivre et du zinc, de sorte que les raccords en laiton ne doivent pas être utilisés pour manipuler le gaz. L'ammoniaque liquide peut également attaquer le caoutchouc et certains plastiques. L'ammoniaque réagit violemment avec les halogènes. Le triiodure d'azote, un explosif puissant primaire, se forme lorsque l'ammoniac entre en contact avec l'iode. L'ammoniac provoque la polymérisation explosive de l'oxyde d'éthylène. Il forme également des composés fulminants explosifs avec des composés d'or, d'argent, de mercure, de germanium ou de tellure et avec la stibine. Des réactions violentes ont également été signalées avec l'acétaldéhyde, les solutions d'hypochlorite, le ferricyanure de potassium et les peroxydes.L'ammoniaque a des propriétés alcalines et est corrosive.L'ammoniaque se dissout facilement dans l'eau pour former de l'hydroxyde d'ammonium, une solution caustique et une base faible.L'ammoniaque se comprime facilement et se forme un liquide clair sous pression.L'ammoniaque est généralement expédiée sous forme de liquide comprimé dans des conteneurs en acier.L'ammoniaque n'est pas hautement inflammable, mais les conteneurs d'ammoniac peuvent exploser lorsqu'ils sont exposés à une chaleur élevée.Environ 80% de l'ammoniac produit par l'industrie est utilisé dans l'agriculture comme engrais. L'ammoniac est également utilisé comme gaz réfrigérant, pour la purification de l'approvisionnement en eau et dans la fabrication de plastiques, d'explosifs, de textiles, de pesticides, de colorants et d'autres produits chimiques. On le trouve dans de nombreuses solutions de nettoyage ménagères et industrielles. Les solutions de nettoyage à l'ammoniac domestique sont fabriquées en ajoutant du gaz ammoniac à l'eau et peuvent contenir entre 5 et 10% d'ammoniac. Les solutions d'ammoniac à usage industriel peuvent avoir des concentrations de 25% ou plus et sont corrosives.Inhalation: L'ammoniac est irritant et corrosif. L'exposition à de fortes concentrations d'ammoniac dans l'air provoque une brûlure immédiate du nez, de la gorge et des voies respiratoires. Cela peut provoquer un œdème bronchiolaire et alvéolaire et une destruction des voies respiratoires entraînant une détresse ou une défaillance respiratoire. L'inhalation de concentrations plus faibles peut provoquer de la toux et une irritation du nez et de la gorge. L'odeur de l'ammoniac fournit un avertissement précoce adéquat de sa présence, mais l'ammoniac provoque également une fatigue olfactive ou une adaptation, ce qui réduit la conscience d'une exposition prolongée à de faibles concentrations.Il n'y a pas d'antidote pour l'empoisonnement à l'ammoniac, mais les effets de l'ammoniac peuvent être traités et la plupart des gens guérissent. La décontamination immédiate de la peau et des yeux avec de grandes quantités d'eau est très importante. Le traitement consiste en des mesures de soutien et peut inclure l'administration d'oxygène humidifié, des bronchodilatateurs et une gestion des voies respiratoires. L'ammoniaque ingérée est diluée avec du lait ou de l'eau. L'ammoniaque, un gaz incolore avec une odeur distincte, est un produit chimique de base et un élément clé dans la fabrication de nombreux produits que les gens utilisent chaque jour. Il se produit naturellement dans tout l'environnement dans l'air, le sol et l'eau et dans les plantes et les animaux, y compris les humains. Le corps humain fabrique de l'ammoniac lorsque le corps décompose les aliments contenant des protéines en acides aminés et ammoniac, puis convertit l'ammoniac en urée.Lors de l'utilisation de produits de nettoyage contenant de l'ammoniaque, suivez toutes les instructions sur l'étiquette du produit, assurez-vous que la zone est bien ventilée (ouverte portes et fenêtres) et porter des vêtements et des lunettes de protection appropriés. L'exposition à l'ammoniac peut irriter la peau, les yeux et les poumons. Ne mélangez pas l'ammoniaque avec de l'eau de Javel, car cela produit des gaz toxiques appelés chloramines. L'exposition aux gaz de chloramine peut provoquer de la toux, un essoufflement, des douleurs thoraciques, des nausées, une irritation de la gorge, du nez et des yeux ou une pneumonie et du liquide dans les poumons.L'ammoniaque est un produit chimique composé d'un atome d'azote et de trois atomes d'hydrogène. Il est désigné en notation chimique par NH3. L'ammoniac est extrêmement soluble dans l'eau et est fréquemment utilisé comme solution aqueuse appelée aqua ammoniac. L'ammoniac se combine chimiquement avec l'eau pour former de l'hydroxyde d'ammonium. L'ammoniac domestique est une solution d'eau diluée contenant de 5 à 10 pour cent d'ammoniac. D'autre part, l'ammoniac anhydre est essentiellement de l'ammoniac pur (plus de 99 pour cent). «Anhydre» est un mot grec qui signifie «sans eau»; par conséquent, l'ammoniac anhydre dans l'ammoniac sans eau. L'ammoniac anhydre est un liquide clair qui bout à une température de -28 ° F. Dans les systèmes de réfrigération, le liquide est stocké dans des récipients fermés sous pression. Lorsque la pression est relâchée, le liquide s'évapore rapidement, formant généralement une vapeur ou un gaz invisible. L'évaporation rapide fait chuter la température du liquide jusqu'à ce qu'il atteigne le point d'ébullition normal de -28 ° F, un effet similaire se produit lorsque l'eau s'évapore de la peau, la refroidissant ainsi. C'est pourquoi l'ammoniac est utilisé dans les systèmes de réfrigération.L'ammoniac liquide anhydre pèse moins que l'eau. Environ huit gallons d'ammoniac pèsent le même poids que cinq gallons d'eau. L'ammoniac liquide et gazeux se dilate et se contracte avec les changements de pression et de température. Par exemple, si de l'ammoniac anhydre liquide est dans un récipient partiellement rempli et fermé, il est chauffé de 0 ° F à 68 ° F, le volume du liquide augmentera d'environ 10 pour cent. Si le réservoir est rempli à 90% à 0 ° F, il deviendra 99% plein à 68 ° F. Dans le même temps, la pression dans le récipient augmentera de 16 livres par pouce carré (psi) à 110 psi.L'ammoniac liquide se dilatera de 850 fois lors de son évaporation: l'ammoniac anhydre est considérablement plus léger que l'air et augmentera dans l'air sec. Cependant, en raison de l'énorme affinité de l'ammoniac pour l'eau, il réagit immédiatement avec l'humidité de l'air et peut rester proche du sol.Le seuil d'odeur pour l'ammoniac est compris entre 5 et 50 parties par million (ppm) d'air. La limite d'exposition admissible (PEL) est de 50 ppm en moyenne sur un quart de travail de 8 heures. Il est recommandé que si un employé peut le sentir, il doit reculer et déterminer s'il doit utiliser une protection respiratoire. L'ammoniaque, comme le CO2, est un déchet du métabolisme des poissons et a tendance à s'accumuler dans l'eau de transport. L'ammoniac est directement toxique pour les poissons sous forme syndiquée, qui est favorisée à des températures et à un pH élevés, et elle réduit également la capacité des poissons à utiliser l'oxygène. Pour éviter l'accumulation excessive d'ammoniac, les aliments doivent être retirés des poissons avant le transport et des taux de chargement appropriés doivent être utilisés. Pour réduire les effets de l'ammoniac, les poissons devraient être transportés dans des températures d'eau réduites, si possible. Weirich et coll. (1993) ont noté que l'ajout de calcium semble apporter certains avantages en ce qui concerne la toxicité de l'ammoniac, car la CL50 de 96 h de l'ammoniac pour le bar sunshine a augmenté de manière significative lorsque les concentrations de calcium ont été augmentées de 5 à 80 mg / L. L'ammoniaque (NH3) est disponible sous forme liquide. en bouteilles (49 kg et 65 kg) ou en fûts (530 kg). Il est soutiré sous forme de gaz à 0,5 kg / h d'un cylindre ou 2 kg / h d'un tambour à 15 ° C, ou sous forme de liquide vers des évaporateurs. L'appareil utilisé est très similaire à celui utilisé pour le chlore. L'ammoniac est très soluble dans l'eau et est corrosif. La tuyauterie en acier convient au transport d'ammoniac liquide et de gaz sec. Le fer, le cuivre, le zinc et l'aluminium sont attaqués par une solution d'ammoniaque, mais le PVC-U convient. L'eau motrice pour les unités de dosage d'ammoniac doit être adoucie à une valeur de dureté inférieure à 25 mg / l sous forme de CaCO3 pour éviter l'entartrage de carbonate de calcium des raccords.


EN

AMMONIA IUPAC Name azane
AMMONIA InChI InChI=1S/H3N/h1H3
AMMONIA InChI Key QGZKDVFQNNGYKY-UHFFFAOYSA-N
AMMONIA Canonical SMILES N
AMMONIA Molecular Formula NH3
AMMONIA CAS 7664-41-7
AMMONIA Deprecated CAS 208990-07-2, 214478-05-4, 8007-57-6, 558443-52-0, 1026405-88-8
AMMONIA European Community (EC) Number 231-635-3
AMMONIA ICSC Number 0414
AMMONIA RTECS Number BO0875000
AMMONIA UN Number 2073
AMMONIA UNII 5138Q19F1X
AMMONIA FEMA Number 4494
AMMONIA DSSTox Substance ID DTXSID0023872

AMMONIA Molecular Weight 17.031 g/mol
AMMONIA XLogP3-AA -0.7
AMMONIA Hydrogen Bond Donor Count 1
AMMONIA Hydrogen Bond Acceptor Count 1
AMMONIA Rotatable Bond Count 0
AMMONIA Exact Mass 17.026549 g/mol
AMMONIA Monoisotopic Mass 17.026549 g/mol
AMMONIA Topological Polar Surface Area 1 Ų
AMMONIA Heavy Atom Count 1
AMMONIA Formal Charge 0
AMMONIA Complexity 0
AMMONIA Isotope Atom Count 0
AMMONIA Defined Atom Stereocenter Count 0
AMMONIA Undefined Atom Stereocenter Count 0
AMMONIA Defined Bond Stereocenter Count 0
AMMONIA Undefined Bond Stereocenter Count 0
AMMONIA Covalently-Bonded Unit Count 1
AMMONIA Compound Is Canonicalized Yes

Ammonia is a compound of nitrogen and hydrogen with the formula NH3. A stable binary hydride, and the simplest pnictogen hydride, ammonia is a colourless gas with a characteristic pungent smell. It is a common nitrogenous waste, particularly among aquatic organisms, and it contributes significantly to the nutritional needs of terrestrial organisms by serving as a precursor to food and fertilizers. Ammonia, either directly or indirectly, is also a building block for the synthesis of many pharmaceutical products and is used in many commercial cleaning products. It is mainly collected by downward displacement of both air and water.Although common in nature—both terrestrially and in the outer planets of the Solar System—and in wide use, ammonia is both caustic and hazardous in its concentrated form. It is classified as an extremely hazardous substance in the United States, and is subject to strict reporting requirements by facilities which produce, store, or use it in significant quantities.[12]The global industrial production of ammonia in 2018 was 175 million tonnes,[13] with no significant change relative to the 2013 global industrial production of 175 million tonnes.[14] Industrial ammonia is sold either as ammonia liquor (usually 28% ammonia in water) or as pressurized or refrigerated anhydrous liquid ammonia transported in tank cars or cylinders.[15]NH3 boils at −33.34 °C (−28.012 °F) at a pressure of one atmosphere, so the liquid must be stored under pressure or at low temperature. Household ammonia or ammonium hydroxide is a solution of NH3 in water. The concentration of such solutions is measured in units of the Baumé scale (density), with 26 degrees Baumé (about 30% (by weight) ammonia at 15.5 °C or 59.9 °F) being the typical high-concentration commercial product.[16]Pliny, in Book XXXI of his Natural History, refers to a salt produced in the Roman province of Cyrenaica named hammoniacum, so called because of its proximity to the nearby Temple of Jupiter Amun (Greek Ἄμμων Ammon).[17] However, the description Pliny gives of the salt does not conform to the properties of ammonium chloride. According to Herbert Hoover's commentary in his English translation of Georgius Agricola's De re metallica, it is likely to have been common sea salt.[18] In any case, that salt ultimately gave ammonia and ammonium compounds their name.Ammonia is a chemical found in trace quantities in nature, being produced from nitrogenous animal and vegetable matter. Ammonia and ammonium salts are also found in small quantities in rainwater, whereas ammonium chloride (sal ammoniac), and ammonium sulfate are found in volcanic districts; crystals of ammonium bicarbonate have been found in Patagonia guano.[19] The kidneys secrete ammonia to neutralize excess acid.[20] Ammonium salts are found distributed through fertile soil and in seawater.Ammonia is also found throughout the Solar System on Mars, Jupiter, Saturn, Uranus, Neptune, and Pluto, among other places: on smaller, icy bodies such as Pluto, ammonia can act as a geologically important antifreeze, as a mixture of water and ammonia can have a melting point as low as 173 K (−100 °C; −148 °F) if the ammonia concentration is high enough and thus allow such bodies to retain internal oceans and active geology at a far lower temperature than would be possible with water alone.[21][22] Substances containing ammonia, or those that are similar to it, are called ammoniacal.Ammonia is a colourless gas with a characteristically pungent smell. It is lighter than air, its density being 0.589 times that of air. It is easily liquefied due to the strong hydrogen bonding between molecules; the liquid boils at −33.3 °C (−27.94 °F), and freezes to white crystals[19] at −77.7 °C (−107.86 °F).Ammonia may be conveniently deodorized by reacting it with either sodium bicarbonate or acetic acid. Both of these reactions form an odourless ammonium salt.The crystal symmetry is cubic, Pearson symbol cP16, space group P213 No.198, lattice constant 0.5125 nm.[23]Liquid ammonia possesses strong ionising powers reflecting its high ε of 22. Liquid ammonia has a very high standard enthalpy change of vaporization (23.35 kJ/mol, cf. water 40.65 kJ/mol, methane 8.19 kJ/mol, phosphine 14.6 kJ/mol) and can therefore be used in laboratories in uninsulated vessels without additional refrigeration. See liquid ammonia as a solvent.Ammonia readily dissolves in water. In an aqueous solution, it can be expelled by boiling. The aqueous solution of ammonia is basic. The maximum concentration of ammonia in water (a saturated solution) has a density of 0.880 g/cm3 and is often known as '.880 ammonia'.Ammonia does not burn readily or sustain combustion, except under narrow fuel-to-air mixtures of 15–25% air. When mixed with oxygen, it burns with a pale yellowish-green flame. Ignition occurs when chlorine is passed into ammonia, forming nitrogen and hydrogen chloride; if chlorine is present in excess, then the highly explosive nitrogen trichloride (NCl3) is also formed.At high temperature and in the presence of a suitable catalyst, ammonia is decomposed into its constituent elements. Decomposition of ammonia is slightly endothermic process requiring 5.5 kcal/mol of ammonia, and yields hydrogen and nitrogen gas. Ammonia can also be used as a source of hydrogen for acid fuel cells if the unreacted ammonia can be removed. Ruthenium and Platinum catalysts were found to be the most active, whereas supported Ni catalysts were the less active.The ammonia molecule has a trigonal pyramidal shape as predicted by the valence shell electron pair repulsion theory (VSEPR theory) with an experimentally determined bond angle of 106.7°.[24] The central nitrogen atom has five outer electrons with an additional electron from each hydrogen atom. This gives a total of eight electrons, or four electron pairs that are arranged tetrahedrally. Three of these electron pairs are used as bond pairs, which leaves one lone pair of electrons. The lone pair repels more strongly than bond pairs, therefore the bond angle is not 109.5°, as expected for a regular tetrahedral arrangement, but 106.7°.[24] This shape gives the molecule a dipole moment and makes it polar. The molecule's polarity, and especially, its ability to form hydrogen bonds, makes ammonia highly miscible with water. The lone pair makes ammonia a base, a proton acceptor. Ammonia is moderately basic; a 1.0 M aqueous solution has a pH of 11.6, and if a strong acid is added to such a solution until the solution is neutral (pH = 7), 99.4% of the ammonia molecules are protonated. Temperature and salinity also affect the proportion of NH4+. The latter has the shape of a regular tetrahedron and is isoelectronic with methane.The ammonia molecule readily undergoes nitrogen inversion at room temperature; a useful analogy is an umbrella turning itself inside out in a strong wind. The energy barrier to this inversion is 24.7 kJ/mol, and the resonance frequency is 23.79 GHz, corresponding to microwave radiation of a wavelength of 1.260 cm. The absorption at this frequency was the first microwave spectrum to be observed.[25]One of the most characteristic properties of ammonia is its basicity. Ammonia is considered to be a weak base. It combines with acids to form salts; thus with hydrochloric acid it forms ammonium chloride (sal ammoniac); with nitric acid, ammonium nitrate, etc. Perfectly dry ammonia will not combine with perfectly dry hydrogen chloride; moisture is necessary to bring about the reaction.[26][27] As a demonstration experiment, opened bottles of concentrated ammonia and hydrochloric acid produce clouds of ammonium chloride, which seem to appear "out of nothing" as the salt forms where the two diffusing clouds of molecules meet, somewhere between the two bottles.The salts produced by the action of ammonia on acids are known as the ammonium salts and all contain the ammonium ion (NH4+).[26]Although ammonia is well known as a weak base, it can also act as an extremely weak acid. It is a protic substance and is capable of formation of amides (which contain the NH2− ion). For example, lithium dissolves in liquid ammonia to give a solution of lithium amide: 2Li + 2NH3 → 2LiNH2 + H2 The combustion of ammonia in air is very difficult in the absence of a catalyst (such as platinum gauze or warm chromium(III) oxide), due to the relatively low heat of combustion, a lower laminar burning velocity, high auto-ignition temperature, high heat of vaporization, and a narrow flammability range. However, recent studies have shown that efficient and stable combustion of ammonia can be achieved using swirl combustors, thereby rekindling research interest in ammonia as a fuel for thermal power production.[28] The flammable range of ammonia in dry air is 15.15%-27.35% and in 100% relative humidity air is 15.95%-26.55%.[29] For studying the kinetics of ammonia combustion a detailed reliable reaction mechanism is required, however knowledge about ammonia chemical kinetics during combustion process has been challenging.[30]In organic chemistry, ammonia can act as a nucleophile in substitution reactions. Amines can be formed by the reaction of ammonia with alkyl halides, although the resulting -NH2 group is also nucleophilic and secondary and tertiary amines are often formed as byproducts. An excess of ammonia helps minimise multiple substitution and neutralises the hydrogen halide formed. Methylamine is prepared commercially by the reaction of ammonia with chloromethane, and the reaction of ammonia with 2-bromopropanoic acid has been used to prepare racemic alanine in 70% yield. Ethanolamine is prepared by a ring-opening reaction with ethylene oxide: the reaction is sometimes allowed to go further to produce diethanolamine and triethanolamine.Amides can be prepared by the reaction of ammonia with carboxylic acid derivatives. Acyl chlorides are the most reactive, but the ammonia must be present in at least a twofold excess to neutralise the hydrogen chloride formed. Esters and anhydrides also react with ammonia to form amides. Ammonium salts of carboxylic acids can be dehydrated to amides so long as there are no thermally sensitive groups present: temperatures of 150–200 °C are required.The hydrogen in ammonia is susceptible to replacement by myriad substituents. When heated with sodium it converts to sodamide, NaNH2.[26] With chlorine, monochloramine is formed.Pentavalent ammonia is known as λ5-amine or, more commonly, ammonium hydride. This crystalline solid is only stable under high pressure and decomposes back into trivalent ammonia and hydrogen gas at normal conditions. This substance was once investigated as a possible solid rocket fuel in 1966.[31]Ammonia can act as a ligand in transition metal complexes. It is a pure σ-donor, in the middle of the spectrochemical series, and shows intermediate hard-soft behaviour (see also ECW model). Its relative donor strength toward a series of acids, versus other Lewis bases, can be illustrated by C-B plots.[32][33] For historical reasons, ammonia is named ammine in the nomenclature of coordination compounds. Some notable ammine complexes include tetraamminediaquacopper(II) ([Cu(NH3)4(H2O)2]2+), a dark blue complex formed by adding ammonia to a solution of copper(II) salts. Tetraamminediaquacopper(II) hydroxide is known as Schweizer's reagent, and has the remarkable ability to dissolve cellulose. Diamminesilver(I) ([Ag(NH3)2]+) is the active species in Tollens' reagent. Formation of this complex can also help to distinguish between precipitates of the different silver halides: silver chloride (AgCl) is soluble in dilute (2M) ammonia solution, silver bromide (AgBr) is only soluble in concentrated ammonia solution, whereas silver iodide (AgI) is insoluble in aqueous ammonia.Ammine complexes of chromium(III) were known in the late 19th century, and formed the basis of Alfred Werner's revolutionary theory on the structure of coordination compounds. Werner noted only two isomers (fac- and mer-) of the complex [CrCl3(NH3)3] could be formed, and concluded the ligands must be arranged around the metal ion at the vertices of an octahedron. This proposal has since been confirmed by X-ray crystallography.An ammine ligand bound to a metal ion is markedly more acidic than a free ammonia molecule, although deprotonation in aqueous solution is still rare. One example is the Calomel reaction, where the resulting amidomercury(II) compound is highly insoluble.Ammonia forms 1:1 adducts with a variety of Lewis acids such as I2, phenol, and Al(CH3)3. Ammonia is a hard base and its E & C parameters are EB = 2.31 and C B = 2.04. Its relative donor strength toward a series of acids, versus other Lewis bases, can be illustrated by C-B plots.Ammonia and ammonium salts can be readily detected, in very minute traces, by the addition of Nessler's solution, which gives a distinct yellow colouration in the presence of the slightest trace of ammonia or ammonium salts. The amount of ammonia in ammonium salts can be estimated quantitatively by distillation of the salts with sodium or potassium hydroxide, the ammonia evolved being absorbed in a known volume of standard sulfuric acid and the excess of acid then determined volumetrically; or the ammonia may be absorbed in hydrochloric acid and the ammonium chloride so formed precipitated as ammonium hexachloroplatinate, (NH4)2PtCl6.[34]The ancient Greek historian Herodotus mentioned that there were outcrops of salt in an area of Libya that was inhabited by a people called the "Ammonians" (now: the Siwa oasis in northwestern Egypt, where salt lakes still exist).[37][38] The Greek geographer Strabo also mentioned the salt from this region. However, the ancient authors Dioscorides, Apicius, Arrian, Synesius, and Aëtius of Amida described this salt as forming clear crystals that could be used for cooking and that were essentially rock salt.[39] Hammoniacus sal appears in the writings of Pliny,[40] although it is not known whether the term is identical with the more modern sal ammoniac (ammonium chloride).[19][41][42]The fermentation of urine by bacteria produces a solution of ammonia; hence fermented urine was used in Classical Antiquity to wash cloth and clothing, to remove hair from hides in preparation for tanning, to serve as a mordant in dying cloth, and to remove rust from iron.[43]In the form of sal ammoniac, ammonia was important to the Muslim alchemists as early as the 8th century, first mentioned by the Persian-Arab chemist Jābir ibn Hayyān,[44] and to the European alchemists since the 13th century, being mentioned by Albertus Magnus.[19] It was also used by dyers in the Middle Ages in the form of fermented urine to alter the colour of vegetable dyes. In the 15th century, Basilius Valentinus showed that ammonia could be obtained by the action of alkalis on sal ammoniac.[45] At a later period, when sal ammoniac was obtained by distilling the hooves and horns of oxen and neutralizing the resulting carbonate with hydrochloric acid, the name "spirit of hartshorn" was applied to ammonia.[19][46]Gaseous ammonia was first isolated by Joseph Black in 1756 by reacting sal ammoniac (Ammonium Chloride) with calcined magnesia (Magnesium Oxide).[47][48] It was isolated again by Peter Woulfe in 1767,[49][50] by Carl Wilhelm Scheele in 1770[51] and by Joseph Priestley in 1773 and was termed by him "alkaline air".[19][52] Eleven years later in 1785, Claude Louis Berthollet ascertained its composition.[53][19]The Haber–Bosch process to produce ammonia from the nitrogen in the air was developed by Fritz Haber and Carl Bosch in 1909 and patented in 1910. It was first used on an industrial scale in Germany during World War I,[54] following the allied blockade that cut off the supply of nitrates from Chile. The ammonia was used to produce explosives to sustain war efforts.[55]Before the availability of natural gas, hydrogen as a precursor to ammonia production was produced via the electrolysis of water or using the chloralkali process.With the advent of the steel industry in the 20th century, ammonia became a byproduct of the production of coking coal.In the US as of 2019, approximately 88% of ammonia was used as fertilizers either as its salts, solutions or anhydrously.[13] When applied to soil, it helps provide increased yields of crops such as maize and wheat.[56] 30% of agricultural nitrogen applied in the US is in the form of anhydrous ammonia and worldwide 110 million tonnes are applied each year.[57]Ammonia is directly or indirectly the precursor to most nitrogen-containing compounds. Virtually all synthetic nitrogen compounds are derived from ammonia. An important derivative is nitric acid. This key material is generated via the Ostwald process by oxidation of ammonia with air over a platinum catalyst at 700–850 °C (1,292–1,562 °F), ≈9 atm. Nitric oxide is an intermediate in this conversion:[58] NH3 + 2 O2 → HNO3 + H2O Household ammonia is a solution of NH3 in water, and is used as a general purpose cleaner for many surfaces. Because ammonia results in a relatively streak-free shine, one of its most common uses is to clean glass, porcelain and stainless steel. It is also frequently used for cleaning ovens and soaking items to loosen baked-on grime. Household ammonia ranges in concentration by weight from 5 to 10% ammonia.[59] United States manufacturers of cleaning products are required to provide the product's material safety data sheet which lists the concentration used.[60]As early as in 1895, it was known that ammonia was "strongly antiseptic ... it requires 1.4 grams per litre to preserve beef tea."[61] In one study, anhydrous ammonia destroyed 99.999% of zoonotic bacteria in 3 types of animal feed, but not silage.[62][63] Anhydrous ammonia is currently used commercially to reduce or eliminate microbial contamination of beef.[64][65] Lean finely textured beef (popularly known as "pink slime") in the beef industry is made from fatty beef trimmings (c. 50–70% fat) by removing the fat using heat and centrifugation, then treating it with ammonia to kill E. coli. The process was deemed effective and safe by the US Department of Agriculture based on a study that found that the treatment reduces E. coli to undetectable levels.[66] There have been safety concerns about the process as well as consumer complaints about the taste and smell of beef treated at optimal levels of ammonia.[67] The level of ammonia in any final product has not come close to toxic levels to humans.Because of ammonia's vaporization properties, it is a useful refrigerant.[54] It was commonly used before the popularisation of chlorofluorocarbons (Freons). Anhydrous ammonia is widely used in industrial refrigeration applications and hockey rinks because of its high energy efficiency and low cost. It suffers from the disadvantage of toxicity, and requiring corrosion resistant components, which restricts its domestic and small-scale use. Along with its use in modern vapor-compression refrigeration it is used in a mixture along with hydrogen and water in absorption refrigerators. The Kalina cycle, which is of growing importance to geothermal power plants, depends on the wide boiling range of the ammonia–water mixture. Ammonia coolant is also used in the S1 radiator aboard the International Space Station in two loops which are used to regulate the internal temperature and enable temperature dependent experiments.[68][69]The potential importance of ammonia as a refrigerant has increased with the discovery that vented CFCs and HFCs are extremely potent and stable greenhouse gases.[70] The contribution to the greenhouse effect of CFCs and HFCs in current use, if vented, would match that of all CO2 in the atmosphere.The raw energy density of liquid ammonia is 11.5 MJ/L,[73] which is about a third that of diesel. There is the opportunity to convert ammonia back to hydrogen, where it can be used to power hydrogen fuel cells or directly within high-temperature fuel cells.[74] The conversion of ammonia to hydrogen via the sodium amide process,[75] either for combustion or as fuel for a proton exchange membrane fuel cell,[73] is possible. Conversion to hydrogen would allow the storage of hydrogen at nearly 18 wt% compared to ≈5% for gaseous hydrogen under pressure.Ammonia engines or ammonia motors, using ammonia as a working fluid, have been proposed and occasionally used.[76] The principle is similar to that used in a fireless locomotive, but with ammonia as the working fluid, instead of steam or compressed air. Ammonia engines were used experimentally in the 19th century by Goldsworthy Gurney in the UK and the St. Charles Avenue Streetcar line in New Orleans in the 1870s and 1880s,[77] and during World War II ammonia was used to power buses in Belgium.[78]Ammonia is sometimes proposed as a practical alternative to fossil fuel for internal combustion engines.[78][79][80] Its high octane rating of 120[81] and low flame temperature[82] allows the use of high compression ratios without a penalty of high NOx production. Since ammonia contains no carbon, its combustion cannot produce carbon dioxide, carbon monoxide, hydrocarbons, or soot.Even though ammonia production currently creates 1.8% of global CO2 emissions, the Royal Society report[83] claims that "green" ammonia can be produced by using low-carbon hydrogen (blue hydrogen and green hydrogen). Total decarbonization of ammonia production and the accomplishment of net-zero targets are possible by 2050.However ammonia cannot be easily used in existing Otto cycle engines because of its very narrow flammability range, and there are also other barriers to widespread automobile usage. In terms of raw ammonia supplies, plants would have to be built to increase production levels, requiring significant capital and energy sources. Although it is the second most produced chemical (after sulfuric acid), the scale of ammonia production is a small fraction of world petroleum usage. It could be manufactured from renewable energy sources, as well as coal or nuclear power. The 60 MW Rjukan dam in Telemark, Norway produced ammonia for many years from 1913, providing fertilizer for much of Europe.Despite this, several tests have been done. In 1981, a Canadian company converted a 1981 Chevrolet Impala to operate using ammonia as fuel.[84][85] In 2007, a University of Michigan pickup powered by ammonia drove from Detroit to San Francisco as part of a demonstration, requiring only one fill-up in Wyoming.[86]Compared to hydrogen as a fuel, ammonia is much more energy efficient, and could be produced, stored, and delivered at a much lower cost than hydrogen which must be kept compressed as a cryogenic liquid.[73][87]Rocket engines have also been fueled by ammonia. The Reaction Motors XLR99 rocket engine that powered the X-15 hypersonic research aircraft used liquid ammonia. Although not as powerful as other fuels, it left no soot in the reusable rocket engine, and its density approximately matches the density of the oxidizer, liquid oxygen, which simplified the aircraft's design.Ammonia, as the vapor released by smelling salts, has found significant use as a respiratory stimulant. Ammonia is commonly used in the illegal manufacture of methamphetamine through a Birch reduction.[89] The Birch method of making methamphetamine is dangerous because the alkali metal and liquid ammonia are both extremely reactive, and the temperature of liquid ammonia makes it susceptible to explosive boiling when reactants are added.[90]Liquid ammonia is used for treatment of cotton materials, giving properties like mercerisation, using alkalis. In particular, it is used for prewashing of wool.[91]At standard temperature and pressure, ammonia is less dense than atmosphere and has approximately 45-48% of the lifting power of hydrogen or helium. Ammonia has sometimes been used to fill weather balloons as a lifting gas. Because of its relatively high boiling point (compared to helium and hydrogen), ammonia could potentially be refrigerated and liquefied aboard an airship to reduce lift and add ballast (and returned to a gas to add lift and reduce ballast).The U.S. Occupational Safety and Health Administration (OSHA) has set a 15-minute exposure limit for gaseous ammonia of 35 ppm by volume in the environmental air and an 8-hour exposure limit of 25 ppm by volume.[95] The National Institute for Occupational Safety and Health (NIOSH) recently reduced the IDLH (Immediately Dangerous to Life and Health, the level to which a healthy worker can be exposed for 30 minutes without suffering irreversible health effects) from 500 to 300 based on recent more conservative interpretations of original research in 1943. Other organizations have varying exposure levels. U.S. Navy Standards [U.S. Bureau of Ships 1962] maximum allowable concentrations (MACs): continuous exposure (60 days): 25 ppm / 1 hour: 400 ppm.[96] Ammonia vapour has a sharp, irritating, pungent odour that acts as a warning of potentially dangerous exposure. The average odour threshold is 5 ppm, well below any danger or damage. Exposure to very high concentrations of gaseous ammonia can result in lung damage and death.[95] Ammonia is regulated in the United States as a non-flammable gas, but it meets the definition of a material that is toxic by inhalation and requires a hazardous safety permit when transported in quantities greater than 13,248 L (3,500 gallons).[97]Liquid ammonia is dangerous because it is hygroscopic and because it can cause caustic burns. See Gas carrier § Health effects of specific cargoes carried on gas carriers for more information.The toxicity of ammonia solutions does not usually cause problems for humans and other mammals, as a specific mechanism exists to prevent its build-up in the bloodstream. Ammonia is converted to carbamoyl phosphate by the enzyme carbamoyl phosphate synthetase, and then enters the urea cycle to be either incorporated into amino acids or excreted in the urine.[98] Fish and amphibians lack this mechanism, as they can usually eliminate ammonia from their bodies by direct excretion. Ammonia even at dilute concentrations is highly toxic to aquatic animals, and for this reason it is classified as dangerous for the environment.Ammonia is a constituent of tobacco smoke.[99]Ammonia is present in coking wastewater streams, as a liquid by-product of the production of coke from coal.[100] In some cases, the ammonia is discharged to the marine environment where it acts as a pollutant. The Whyalla steelworks in South Australia is one example of a coke-producing facility which discharges ammonia into marine waters.[101]Ammonia toxicity is believed to be a cause of otherwise unexplained losses in fish hatcheries. Excess ammonia may accumulate and cause alteration of metabolism or increases in the body pH of the exposed organism. Tolerance varies among fish species.[102] At lower concentrations, around 0.05 mg/L, un-ionised ammonia is harmful to fish species and can result in poor growth and feed conversion rates, reduced fecundity and fertility and increase stress and susceptibility to bacterial infections and diseases.[103] Exposed to excess ammonia, fish may suffer loss of equilibrium, hyper-excitability, increased respiratory activity and oxygen uptake and increased heart rate.[102] At concentrations exceeding 2.0 mg/L, ammonia causes gill and tissue damage, extreme lethargy, convulsions, coma, and death.[102][104] Experiments have shown that the lethal concentration for a variety of fish species ranges from 0.2 to 2.0 mg/l.[104]During winter, when reduced feeds are administered to aquaculture stock, ammonia levels can be higher. Lower ambient temperatures reduce the rate of algal photosynthesis so less ammonia is removed by any algae present. Within an aquaculture environment, especially at large scale, there is no fast-acting remedy to elevated ammonia levels. Prevention rather than correction is recommended to reduce harm to farmed fish[104] and in open water systems, the surrounding environment.Similar to propane, anhydrous ammonia boils below room temperature when at atmospheric pressure. A storage vessel capable of 250 psi (1.7 MPa) is suitable to contain the liquid.[105] Ammonia is used in numerous different industrial application requiring carbon or stainless steel storage vessels. Ammonia with at least 0.2 percent by weight water content is not corrosive to carbon steel. NH3 carbon steel construction storage tanks with 0.2 percent by weight or more of water could last more than 50 years in service.[106] Ammonium compounds should never be allowed to come in contact with bases (unless in an intended and contained reaction), as dangerous quantities of ammonia gas could be released.The ammonia vapour from concentrated ammonia solutions is severely irritating to the eyes and the respiratory tract, and these solutions should only be handled in a fume hood. Saturated ("0.880" – see #Properties) solutions can develop a significant pressure inside a closed bottle in warm weather, and the bottle should be opened with care; this is not usually a problem for 25% ("0.900") solutions.Ammonia solutions should not be mixed with halogens, as toxic and/or explosive products are formed. Prolonged contact of ammonia solutions with silver, mercury or iodide salts can also lead to explosive products: such mixtures are often formed in qualitative inorganic analysis, and should be lightly acidified but not concentrated (<6% w/v) before disposal once the test is completed.Anhydrous ammonia is classified as toxic (T) and dangerous for the environment (N). The gas is flammable (autoignition temperature: 651 °C) and can form explosive mixtures with air (16–25%). The permissible exposure limit (PEL) in the United States is 50 ppm (35 mg/m3), while the IDLH concentration is estimated at 300 ppm. Repeated exposure to ammonia lowers the sensitivity to the smell of the gas: normally the odour is detectable at concentrations of less than 50 ppm, but desensitised individuals may not detect it even at concentrations of 100 ppm. Anhydrous ammonia corrodes copper- and zinc-containing alloys, and so brass fittings should not be used for handling the gas. Liquid ammonia can also attack rubber and certain plastics.Ammonia reacts violently with the halogens. Nitrogen triiodide, a primary high explosive, is formed when ammonia comes in contact with iodine. Ammonia causes the explosive polymerisation of ethylene oxide. It also forms explosive fulminating compounds with compounds of gold, silver, mercury, germanium or tellurium, and with stibine. Violent reactions have also been reported with acetaldehyde, hypochlorite solutions, potassium ferricyanide and peroxides.Ammonia has alkaline properties and is corrosive.Ammonia gas dissolves easily in water to form ammonium hydroxide, a caustic solution and weak base.Ammonia gas is easily compressed and forms a clear liquid under pressure.Ammonia is usually shipped as a compressed liquid in steel containers.Ammonia is not highly flammable, but containers of ammonia may explode when exposed to high heat.About 80% of the ammonia produced by industry is used in agriculture as fertilizer. Ammonia is also used as a refrigerant gas, for purification of water supplies, and in the manufacture of plastics, explosives, textiles, pesticides, dyes and other chemicals. It is found in many household and industrial-strength cleaning solutions. Household ammonia cleaning solutions are manufactured by adding ammonia gas to water and can be between 5 and 10% ammonia. Ammonia solutions for industrial use may be concentrations of 25% or higher and are corrosive.Inhalation: Ammonia is irritating and corrosive. Exposure to high concentrations of ammonia in air causes immediate burning of the nose, throat and respiratory tract. This can cause bronchiolar and alveolar edema, and airway destruction resulting in respiratory distress or failure. Inhalation of lower concentrations can cause coughing, and nose and throat irritation. Ammonia's odor provides adequate early warning of its presence, but ammonia also causes olfactory fatigue or adaptation, reducing awareness of one's prolonged exposure at low concentrations.There is no antidote for ammonia poisoning, but ammonia's effects can be treated, and most people recover. Immediate decontamination of skin and eyes with copious amounts of water is very important. Treatment consists of supportive measures and can include administration of humidified oxygen, bronchodilators and airway management. Ingested ammonia is diluted with milk or water.Ammonia, a colorless gas with a distinct odor, is a building-block chemical and a key component in the manufacture of many products people use every day. It occurs naturally throughout the environment in the air, soil and water and in plants and animals, including humans. The human body makes ammonia when the body breaks down foods containing protein into amino acids and ammonia, then converting the ammonia into urea.When using cleaning products containing ammonia, follow all instructions on the product label, make sure the area is well ventilated (open windows and doors) and wear proper clothing and eye protection. Ammonia exposure can irritate skin, eyes and lungs. Do not mix ammonia with chlorine bleach, as this produces toxic gases called chloramines. Exposure to chloramine gases can cause coughing, shortness of breath, chest pain, nausea, irritation to the throat, nose and eyes or pneumonia and fluid in the lungs.Ammonia is a chemical consisting of one atom of nitrogen and three atoms of hydrogen. It is designated in chemical notation as NH3. Ammonia is extremely soluble in water and is frequently used as a water solution called aqua ammonia. Ammonia chemically combines with water to form ammonium hydroxide. Household ammonia is a diluted water solution containing 5 to 10 percent ammonia. On the other hand, anhydrous ammonia is essentially pure (over 99 percent) ammonia. "Anhydrous" is a Greek word meaning "without water;" therefore, anhydrous ammonia in ammonia without water.Anhydrous ammonia is a clear liquid that boils at a temperature of -28°F. In refrigeration systems, the liquid is stored in closed containers under pressure. When the pressure is released, the liquid evaporates rapidly, generally forming an invisible vapor or gas. The rapid evaporation causes the temperature of the liquid to drop until it reaches the normal boiling point of -28°F, a similar effect occurs when water evaporates off the skin, thus cooling it. This is why ammonia is used in refrigeration systems.Liquid anhydrous ammonia weighs less than water. About eight gallons of ammonia weighs the same as five gallons of water.Liquid and gas ammonia expand and contract with changes in pressure and temperature. For example, if liquid anhydrous ammonia is in a partially filled, closed container it is heated from 0°F to 68°F, the volume of the liquid will increase by about 10 percent. If the tank is 90 percent full at 0°F, it will become 99 percent full at 68°F. At the same time, the pressure in the container will increase from 16 pounds per square inch (psi) to 110 psi.Liquid ammonia will expand by 850 times when evaporating:Anhydrous ammonia gas is considerably lighter than air and will rise in dry air. However, because of ammonias tremendous affinity for water, it reacts immediately with the humidity in the air and may remain close to the ground.The odor threshold for ammonia is between 5 - 50 parts per million (ppm) of air. The permissible exposure limit (PEL) is 50 ppm averaged over an 8 hour shift. It is recommended that if an employee can smell it they ought to back off and determine if they need to be using respiratory protection.Ammonia, like CO2 is a waste product of fish metabolism and tends to accumulate in transport water. Ammonia is directly toxic to fish in the unionized form, which is favored at high temperatures and pH, and it also reduces the ability of fish to utilize oxygen. To avoid the accumulation of excessive ammonia, feed should be withheld from fish before transport and proper loading rates should be used. To reduce the effects of ammonia, fish should be transported in reduced water temperatures, when possible. Weirich et al. (1993) noted that calcium addition seems to provide some benefits regarding ammonia toxicity, as the 96 h LC50 of ammonia for sunshine bass increased significantly when calcium concentrations were raised from 5 to 80 mg/L.Ammonia (NH3) is available as a liquid in cylinders (49 kg and 65 kg) or drums (530 kg). It is withdrawn as a gas at 0.5 kg/h from a cylinder or 2 kg/h from a drum at 15°C, or as a liquid to evaporators. Apparatus used is very similar to that used for chlorine. Ammonia is very soluble in water and is corrosive. Steel piping is suitable for conveyance of ammonia liquid and dry gas. Iron, copper, zinc and aluminium are attacked by ammonia solution, but PVC-U is suitable. Motive water for ammonia dosing units should be softened to a hardness value of less than 25 mg/l as CaCO3 to prevent calcium carbonate scaling of fittings.

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