Ammoniac

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Ammoniac
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Ammoniac
Ammonia lone electron pair 2.svg3D ammoniac.PNG
Molécule d'ammoniac
Général
Nom IUPAC ammoniac
Synonymes azane
nitrure d'hydrogĂšne
esprit alcalin (volatil)[1]
No CAS 7664-41-7
No EINECS 231-635-3
SMILES
InChI
Apparence gaz comprimé liquéfié, incolore, d'odeur ùcre[2].
Propriétés chimiques
Formule brute H3NNH3
Masse molaire[5] 17,0305 Â± 0,0004 g·mol-1
H 17,76 %, N 82,25 %,
Moment dipolaire 1,4718 Â± 0,0002 D [3]
DiamĂštre molĂ©culaire 0,310 nm [4]
Propriétés physiques
T° fusion -77,7 Â°C [6]
T° Ă©bullition -33,35 Â°C [6]
SolubilitĂ© dans l'eau Ă  20 Â°C : 540 g·l-1[2]
Masse volumique 0,7 g·cm-3 Ă  -33 Â°C[2],
0,6813 (gaz)
T° d'auto-inflammation 651 Â°C[2]
Limites d’explosivitĂ© dans l’air InfĂ©rieure : 15,5 (Weiss, 1985)
SupĂ©rieure : 27 (Weiss, 1985)
Pression de vapeur saturante Ă  26 Â°C : 1 013 kPa[2]
Point critique 112,8 bar, 132,35 Â°C [8]
Thermochimie
S0gaz, 1 bar 192,77 J/mol·K
ΔfH0gaz -39,222 kJ·mol-1 (-273,15 Â°C)
-46,222 kJ·mol-1 (24,85 Â°C)[6]
ΔfH0liquide -40,2 kJ/mol
ΔvapH° 23,33 kJ·mol-1 (1 atm, -33,33 Â°C);
19,86 kJ·mol-1 (1 atm, 25 Â°C)[9]
Cp 2 097,2 J·kg-1·K-1 (°C)

2 226,2 J·kg-1·K-1 (100 Â°C)

2 105,6 J·kg-1·K-1 (200 Â°C)[6]
PCI 317,1 kJ·mol-1 [10]
Propriétés électroniques
1re Ă©nergie d'ionisation 10,070 Â± 0,020 eV (gaz)[11]
Cristallographie
symbole de Pearson cP16\, [12]
Classe cristalline ou groupe d’espace P213 (n°198) [12]
Strukturbericht D1[12]
Structure type NH3 [12]
Propriétés optiques
Indice de réfraction \textit{n}_{D}^{25} 1,325 [4]
Précautions
Directive 67/548/EEC[13],[14]
Toxique
T
Dangereux pour l’environnement
N
Phrases R : 10, 23, 34, 50,
Phrases S : 1/2, 9, 16, 26, 36/37/39, 45, 61,
Transport
-
   1005   
NFPA 704

Symbole NFPA 704

SIMDUT[15]
A : Gaz comprimĂ©B1 : Gaz inflammableD1A : MatiĂšre trĂšs toxique ayant des effets immĂ©diats gravesE : MatiĂšre corrosive
A, B1, D1A, E,
SGH[16],[14]
SGH04 : GazSGH05 : CorrosifSGH06 : ToxiqueSGH09 : Danger pour le milieu aquatique
Danger
H221, H314, H331, H400, P210, P261, P273, P280, P305, P310, P338, P351,
Inhalation Les vapeurs sont trĂšs irritantes et corrosives
Peau Les solutions concentrées peuvent provoquer des brûlures
Yeux Dangereux, Irritation
Ingestion L'ingestion peut provoquer des brĂ»lures de la bouche, langue, Ɠsophage
Écotoxicologie
Seuil de l’odorat bas : 0,04 ppm
haut : 53 ppm[17]
Unités du SI & CNTP, sauf indication contraire.

L’ammoniac est un composĂ© chimique, de formule NH3 (groupe gĂ©nĂ©rique des nitrures d'hydrogĂšne). C'est une molĂ©cule pyramidale Ă  base trigonale : l'atome d'azote (N) est au sommet et les trois atomes d'hydrogĂšne (H) occupent les trois coins (sommets) de la base triangulaire Ă©quilatĂ©rale. Plus prĂ©cisĂ©ment, l'atome d'azote « monte Â» et « descend Â» entre ce « sommet Â» de la pyramide et celui de la pyramide opposĂ©e, traversant ainsi la base triangulaire des atomes d'hydrogĂšne. Cette « oscillation Â» s'effectue Ă  une frĂ©quence fondamentale de 24 GHz et a Ă©tĂ© mise Ă  contribution dans les premiĂšres horloges atomiques.

Sommaire

Nomenclature

D'aprĂšs la nomenclature IUPAC, l'ammoniac est le plus simple des azanes[18], ou hydrures d'azote acycliques.

Production industrielle

La production industrielle d’ammoniac de 1946 à 2007

Dans les conditions « ambiantes Â», il se prĂ©sente sous la forme d'un gaz incolore (produisant une fumĂ©e de condensation Ă  haute concentration) et dĂ©gageant une trĂšs dĂ©sagrĂ©able odeur putride.

Réacteur chimique à haute pression et à parois d'acier utilisé pour la synthÚse de l'ammoniac selon le procédé Haber-Bosch. Il a été construit en 1921 par BASF. En 2009, il est érigé à l'entrée de l'université de Karlsruhe en Allemagne

La production industrielle de l'ammoniac se fait essentiellement par synthÚse directe à partir de dihydrogÚne et de diazote (procédé Haber-Bosch). Le diazote est fourni par l'air et le dihydrogÚne par vaporeformage du méthane (gaz naturel).

\mathrm{CH_4 + N_2 + 2\,H_2O \longrightarrow 2\,NH_3 + H_2 + CO_2}

Qui peut se dĂ©composer en :

Production de dihydrogĂšne par vaporeformage (voir l'article dihydrogĂšne) :
\mathrm{CH_4 + H_2O \longrightarrow CO + 3\,H_2}
\mathrm{CO + H_2O \longrightarrow CO_2 + H_2}
SynthĂšse de l'ammoniac :
\mathrm{N_2 + 3H_2 \longrightarrow 2\,NH_3 \ \ \ \ \Delta H^0_{298} = -\,92,2\ kJ/mol}

Ancienne méthode de fabrication

Anciennement, l'ammoniac Ă©tait obtenu par distillation du purin et du fumier.

Au dĂ©but du XXe siĂšcle, diffĂ©rents procĂ©dĂ©s de synthĂšse ont Ă©tĂ© imaginĂ©s.
L'un d'entre eux se base sur l'hydrolyse de la cyanamide calcique, elle-mĂȘme obtenue Ă  partir du carbure de calcium.

\mathrm{CaO + 3\,C \longrightarrow CaC_2 + CO}
\mathrm{CaC_2 + N_2 \longrightarrow CaCN_2 + C}
\mathrm{CaCN_2 + 3\,H_2O \longrightarrow CaCO_3 + 2\,NH_3}

L'autre utilise l'hydrolyse du nitrure d'aluminium, lui-mĂȘme produit par nitruration Ă  haute tempĂ©rature de l'alumine.

\mathrm{Al_2O_3 + N_2 + 3\,C \longrightarrow 2\,AlN + 3\,CO}
\mathrm{2\,AlN + 3\,H_2O \longrightarrow Al_2O_3 + 2\,NH_3}

Il faudra attendre 1913 pour voir apparaitre le procĂ©dĂ© Haber-Bosch encore employĂ© au XXIe siĂšcle.

Propriétés physicochimiques

  • Odeur : trĂšs Ăącre et facilement reconnaissable, nocif par inhalation (mortel Ă  hautes doses).
  • InflammabilitĂ© et explosibilitĂ© : sous forte pression, l'ammoniac peut former un mĂ©lange explosif avec les huiles de lubrification, le mĂ©lange air-ammoniac s'enflamme et explose violemment.
  • Surchauffe de compression : la valeur Ă©levĂ©e du rapport α=Cp/Cv = 1,335 Ă  °C limite rapidement le taux de compression admissible du fait des hautes tempĂ©ratures des vapeurs de refoulement, tempĂ©ratures qui risqueraient au-delĂ  d'une tempĂ©rature de 120 Â°C une altĂ©ration des huiles de lubrification et la formation d'un mĂ©lange dĂ©tonant.
  • Corrosion des mĂ©taux, joints et lubrifiants : attaque le cuivre et tous ses alliages. C'est la raison pour laquelle les installations frigorifiques fonctionnant Ă  l'ammoniac sont rĂ©alisĂ©es avec des tuyauteries en acier.
  • MiscibilitĂ© et solubilitĂ© : trĂšs soluble dans l'eau et non miscible avec les huiles naphtĂ©niques et les huiles de synthĂšse. Lorsqu'il est dissout dans l'eau, le gaz ammoniac forme une solution aqueuse de ce gaz, nommĂ©e l’ammoniaque, et donne lieu Ă  un Ă©quilibre peu dissociĂ©. L'ion ammonium NH4+ en solution comporte alors un atome d'hydrogĂšne aux quatre sommets du tĂ©traĂšdre. En absence d'espĂšces chimiques comportant des hydrogĂšnes acides (l'eau et les alcools inclus), l'ammoniac peut Ă©galement perdre un proton, H+, et donner l'ion amidure, NH2-, qui est une base forte.

Biochimie, Ammoniac dans l'environnement

L'amoniac dans le cycle de l'azote
  • L'azote est nĂ©cessaire Ă  la synthĂšse des acides aminĂ©s, qui sont les Ă©lĂ©ments constitutifs des protĂ©ines. L'azote abonde dans l'air (dont il constitue environ 75% du volume), mais peu d'ĂȘtres vivants sont capables de l'utiliser directement.
    Dans l'Ă©cosystĂšme, l'ammoniac, Ă  condition d'ĂȘtre diluĂ© (dans l'eau il donne l'ion ammonium (NH4+) est une importante source d'azote assimilable pour les systĂšmes vivants, via les plantes. En temps normal, dans l'environnement, il est transformĂ© en nitrites puis en nitrates dans le cycle de l'azote.
  • Les plantes terrestres, pour la plupart, exploitent l'ammoniac et d'autres dĂ©chets azotĂ©s incorporĂ© dans le sol par les matiĂšres en dĂ©composition. Quelques unes sont parasites ou hĂ©miparasites d'autres plantes. D'autres, comme les lĂ©gumineuses fixatrices d'azote, bĂ©nĂ©ficient de relations symbiotiques avec les rhizobiums qui crĂ©ent ammoniac Ă  partir de l'azote atmosphĂ©rique[19].
  • Chez l'animal, l'ammoniac joue un rĂŽle Ă  la fois dans la physiologie normale et anormale. Il est biosynthĂ©tisĂ© travers le mĂ©tabolisme des acides aminĂ©s normaux, mais est toxique (plus ou moins selon les espĂšces et la durĂ©e d'exposition) Ă  des taux Ă©levĂ©es[20].
    Le foie transforme l'ammoniac en urée par une série de réactions faisant partie du cycle de l'urée.
    Un dysfonctionnement hĂ©patique, tels que celui observĂ© chez l'homme avec la cirrhose, peut conduire Ă  des quantitĂ©s Ă©levĂ©es d'ammoniac dans le sang (hyperammoniĂ©mie). De mĂȘme, le fonctionnement dĂ©fectueux des enzymes responsables de cycle de l'urĂ©e, tels que l'ornithine transcarbamylase conduit Ă  une hyperammoniĂ©mie. L'HyperammoniĂ©mie contribue Ă  la confusion mentale et peut conduire au coma de l'encĂ©phalopathie hĂ©patique, ainsi qu'Ă  des maladies neurologiques ( frĂ©quentes chez les personnes prĂ©sentant des anomalies du cycle de l'urĂ©e et des aciduries organiques[21].
    L'ammoniac est important pour les animaux chez les quels il participe aux Ă©quilibres acide/base normaux ; AprĂšs la formation d'ammonium Ă  partir de glutamine,l'α-cĂ©toglutarate peut ĂȘtre dĂ©composĂ© en produisant deux molĂ©cules de bicarbonate qui deviennent disponibles comme « tampon Â» pour les acides alimentaires.
    L'ammonium est excrété dans les urines, entraßnant une perte nette d'acide.
    L'ammoniac peut se diffuser à travers les tubules rénaux, s'y combiner avec un ion hydrogÚne, et permettre ainsi l'excrétion supplémentaire d'acide [22].

MĂ©decine et ammoniac

En pathologie humaine, une augmentation de l'ammoniac sanguin est signe de mauvais fonctionnement du foie.
L'ammoniac issu de la dégradation des acides aminés dans le tube digestif est transformé en acide urique dans le foie et toute dégradation du foie entraine une augmentation du taux d'ammoniac dans le sang.

Utilisations

Sous forme gazeuse, l'ammoniac est utilisĂ© par l'industrie pour la fabrication d'engrais, d'explosifs et de polymĂšres. L'ammoniac gazeux, qui donne 82 % d'azote, sert aussi d'engrais azotĂ© ; il est injectĂ© directement dans le sol sous forme d'ammoniac liquĂ©fiĂ© sous pression.

On le trouve aussi dans la cigarette. Les fabricants l'ajoutent à la préparation du tabac en raison de sa faculté à faciliter et augmenter l'absorption de la nicotine, composé addictif du tabac.

Réfrigération

L'ammoniac est utilisé comme fluide frigorigÚne et est désigné par la référence R717.

  • La lettre R signifie rĂ©frigĂ©rant.
  • 7 : les fluides frigorigĂšnes d'origine inorganique sont rĂ©pertoriĂ©s dans la sĂ©rie des 700. Le chiffre des centaines est donc un 7.
  • 17 : le chiffre des dizaines et celui des unitĂ©s ici reprĂ©sentent la masse molaire de la molĂ©cule Ă  savoir M(NH3)=17,0 g.mol-1.

Carburant

L'ammoniac est un vecteur énergétique car il permet de transporter de l'hydrogÚne sous une forme dont le stockage est relativement simple. Il brûle difficilement dans l'air mais la combustion est facilitée par une décomposition partielle par passage sur un catalyseur.

En 1872, le docteur Emile Lamm, dentiste français émigré aux Etats Unis, dépose plusieurs brevets sur un moteur à l'ammoniac et met ce systÚme en application sur une ligne des tramways de La Nouvelle-Orléans.

Pendant la Seconde Guerre mondiale, des véhicules (notamment des autocars en Belgique) ont fonctionné avec de l'ammoniac. Dans les années 1960, l'armée américaine s'y est intéressée dans le cadre du concept MED (Mobile Energy Depot) qui visait à produire directement les carburants sur le champ de bataille à partir de réacteurs nucléaires transportables[23],[24].

Au XXIe siĂšcle, l'ammoniac fait l'objet de nouvelles Ă©tudes pour des moteurs classiques sans Ă©missions de CO2 et pour le fonctionnement de piles Ă  combustible.

DĂ©tection des fuites

Du fait de son odeur particuliÚre, une fuite d'ammoniac est facilement identifiable à l'odorat. Techniquement, on utilise une baguette soufrée, qui enflammée au voisinage d'émanation d'ammoniac produit une fumée blanche dense permettant ainsi de localiser l'origine de la fuite. La recherche de fuite sur une installation ammoniac ne peut se faire qu'à l'aide d'un ARI (appareil respiratoire individuel) du fait de sa trÚs forte toxicité.

Toxicologie

Principaux symptÎmes de l'ammoniémie

Au-delĂ  d'une certaine dose, par inhalation, ou suite Ă  une production par l'organisme lui-mĂȘme (intoxication endogĂšne par fonctionnement anormal du rein, du foie, des muscles, ou de l'intestin), l'ammoniac est toxique, induisant[25] :

  • un altĂ©ration des astrocytes, en modifiant les protĂ©ines astrocytaires (Glial fibrillary acidic protein)
  • une altĂ©ration des Ă©changes ioniques cellulaires
  • une altĂ©ration des secrĂ©tions des NT

L'origine d'une hyperammoniĂ©mie peut ĂȘtre directe (Ă©ventuellement gĂ©nĂ©tiquement acquise) :

* une acidose (le plus souvent, production de NH4 associée à un défaut d'élimination rénale)

L'origine peut aussi ĂȘtre indirecte[25], avec


Le taux sanguin normal d'ammoniac est 11 Ă  45 ”mol/L. Au-delĂ  de 50 ”mol/L, on peut parler d'hyperammoniĂ©mie (quelques centaines Ă  plus de 1 000 ”mol/L) peut ĂȘtre dĂ©clenchĂ©e par un changement important dans l'alimentation, un stress important, une infection, et se traduit par des douleurs abdominales, une hĂ©patomĂ©galie, cytolyse, IHC avec troubles digestif (anorexie, un dĂ©goĂ»t pour les mets protĂ©inĂ©s en particulier viande et poisson), des troubles neuropsychologiques (asthĂ©nie, somnolence...), troubles de l'humeur du comportement et de la personnalitĂ© (irritabilitĂ©...), de l'Ă©locution, hallucinations, crises ataxiques ou convulsives puis coma hyperammoniĂ©mique). Ces symptĂŽmes n'Ă©tant pas spĂ©cifiques, le diagnostic peut ĂȘtre difficile Ă  poser. Chez l'adulte, il peut ĂȘtre suggĂ©rĂ© par un retard mental et/ou psychomoteur, des troubles du comportement, une microcĂ©phalie avec atrophie cĂ©rĂ©brale, un rĂ©gime vĂ©gĂ©tarien avec aversion pour les protĂ©ines, un syndrome de Reye[25].

L’ammoniac Ă©tant labile, le prĂ©lĂšvement sanguin (au moins 1 ml de sĂ©rum en tube hĂ©parinĂ© ou avec EDTA) doit ĂȘtre fait si possible lors d'une crise et rapidement transportĂ© dans de la glace (en moins de 15 min) puis centrifugĂ© et dĂ©cantĂ© le plus vite possible par un laboratoire prĂ©venu d'avance de son arrivĂ©e. Il peut ĂȘtre conservĂ© 2 heures Ă  +4 °C ou 48 heures Ă  -20 °C[25]. Le sang veineux en contient naturellement prĂšs de 2 fois plus que le sang artĂ©riel ou capillaire, et le nouveau-nĂ© en produit naturellement plus (34-102 ”mol/L pour le sang veineux, et 50 Ă  128 ”mol/L pour le sang artĂ©riel pour un nouveau-nĂ© de 3 jours) que l'enfant ou l'adulte[25].

Le diagnostic diffĂ©rentiel doit faire Ă©liminer[25] ;

Impact environnemental

Les impacts toxicologiques de l'ammoniac semblent assez bien connu, mais ses impacts écotoxicologiques, autres que liés à son caractÚre basique ou eutrophisant sont moins bien étudiés.

On sait que

  • Les quantitĂ©s d'ammoniac rejetĂ©es dans l'atmosphĂšre en font l'un des principaux responsables de l'acidification de l'eau et des sols[26], ainsi qu'un facteur favorisant les pluies acides[27]. En France et en Europe, le secteur de l'agriculture est Ă  l'origine de 95% des Ă©missions d'ammoniac[28]. 80% des Ă©missions proviennent de la volatilisation des dĂ©jections animales ; Les 20 % restant sont principalement liĂ©s Ă  la production des engrais azotĂ©s et Ă  leur Ă©pandage, difficile Ă  adapter aux alĂ©as climatiques[28].
  • Il s'agit du principal responsable de l'eutrophisation des milieux aquatiques[26].
  • Avec un GWP («Global Warming Potential») de 0[29], l’ammoniac est un fluide frigorigĂšne sans effet sur le rĂ©chauffement climatique, contrairement aux fluides frigorigĂšnes type HFC couramment utilisĂ©s dans les climatiseurs et pompes Ă  chaleur dont le GWP peut varier de 1430 (R134A)[29] Ă  3900 (R404A)[29].
  • De mĂȘme, avec un ODP ("Potentiel de dĂ©plĂ©tion ozonique") de 0[30], l'ammoniac est un fluide frigorigĂšne sans effet sur la couche d'ozone, contrairement aux fluides frigorigĂšnes type HCFC dont le plus connu est le R22 encore courant dans les systĂšmes de climatisations anciens.
  • Dans l'eau, bien que considĂ©rĂ© comme non-toxiques aux doses oĂč il est aujourd'hui prĂ©sent, il semble discrĂštement affecter le mĂ©tabolisme de tous tĂ©lĂ©ostĂ©ens (l'infra-classe des Teleostei qui regroupe l'Ă©crasante majoritĂ© des espĂšces de poissons actuels, soit environ 23 600 espĂšces actuellement connues), par exemple en diminuant les rĂ©flexes ce ces poissons [31][32].
  • Une certaine toxicitĂ© est Ă©galement constatĂ©e chez des animaux primitifs comme les amphipodes [33]

Phrases de risque et conseils de prudence selon l'INRS

Article dĂ©taillĂ© : Signalisation des substances dangereuses.

R10 – Inflammable.

R23 – Toxique par inhalation.

R34 – Provoque des brĂ»lures.

R50 – Trùs toxique pour les organismes aquatiques.

S9 – Conserver le rĂ©cipient dans un endroit bien ventilĂ©.

S16 – Conserver Ă  l’écart de toute flamme ou source d’étincelle. Ne pas fumer.

S26 – En cas de contact avec les yeux laver immĂ©diatement et abondamment avec de l’eau et consulter un spĂ©cialiste.

S36/37/39 – Porter un vĂȘtement de protection appropriĂ©, des gants et un appareil de protection des yeux/du visage.

S45 – En cas d’accident ou de malaise, consulter immĂ©diatement un mĂ©decin (si possible lui montrer l’étiquette).

S61 – Ne pas rejeter dans l’environnement. Consulter les instructions spĂ©ciales / la fiche de donnĂ©es de sĂ©curitĂ©.

Référence ONU pour le transport des matiÚres dangereuses

  • Classe 2
    • numĂ©ros :
      • 1005 (ammoniac anhydride)
      • 3318 (ammoniac en solution aqueuse de densitĂ© infĂ©rieure Ă  0,880 Ă  15 Â°C contenant plus de 50 % d'ammoniac)
      • 2073 (ammoniac en solution aqueuse de densitĂ© infĂ©rieure Ă  0,880 Ă  15 Â°C contenant plus de 35 % mais au maximum 50 % d'ammoniac)
  • Classe 8
    • numĂ©ro 2672 (ammoniac en solution aqueuse de densitĂ© comprise entre 0,880 et 0,957 Ă  15 Â°C contenant plus de 10 % mais au maximum 35 % d'ammoniac)

Voir aussi

Liens externes

Notes et références

  1. ↑ P.H.Nysten, Dictionnaire de mĂ©decine, de chirurgie, de pharmacie, des sciences accessoires et de l'art vĂ©tĂ©rinaire, SociĂ©tĂ© typographique belge, 1840 p.345
  2. ↑ a, b, c, d et e AMMONIAC (ANHYDRE), fiche de sĂ©curitĂ© du Programme International sur la SĂ©curitĂ© des Substances Chimiques, consultĂ©e le 9 mai 2009
  3. ↑ (en) David R. Lide, Handbook of chemistry and physics, CRC, 16 juin 2008, 89e Ă©d., 2736 p. (ISBN 142006679X et 978-1420066791), p. 9-50 
  4. ↑ a et b (en) Yitzhak Marcus, The Properties of Solvents, vol. 4, England, John Wiley & Sons Ltd, 1999, 239 p. (ISBN 0-471-98369-1) 
  5. ↑ Masse molaire calculĂ©e d’aprĂšs Atomic weights of the elements 2007 sur www.chem.qmul.ac.uk.
  6. ↑ a, b, c et d (en) T.A. Czuppon et al., Kirk-Othmer encyclopedia of chemical technology 4th ed. : Ammonia, vol. 2, John Wiley & Sons. 
  7. ↑ a et b (en) Robert H. Perry et Donald W. Green, Perry's Chemical Engineers' Handbook, USA, McGraw-Hill, 1997, 7e Ă©d., 2400 p. (ISBN 0-07-049841-5), p. 2-50 
  8. ↑ Properties of Various Gases sur flexwareinc.com. ConsultĂ© le 12 avril 2010
  9. ↑ (en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, CRC Press Inc, 2009, 90e Ă©d., ReliĂ©, 2804 p. (ISBN 978-1-420-09084-0) 
  10. ↑ Magalie ROY-AUBERGER, Pierre MARION, Nicolas BOUDET, GazĂ©ification du charbon, ed. Techniques de l'IngĂ©nieur, RĂ©fĂ©rence J5200, 10 Dec 2009, p. 4
  11. ↑ (en) David R. Lide, Handbook of chemistry and physics, CRC, 2008, 89e Ă©d., 2736 p. (ISBN 9781420066791), p. 10-205 
  12. ↑ a, b, c et d The Ammonia (NH3, D1) Structure sur http://cst-www.nrl.navy.mil/. ConsultĂ© le 17 dĂ©cembre 2009
  13. ↑ ESIS. ConsultĂ© le 6 dĂ©cembre 2008
  14. ↑ a et b SIGMA-ALDRICH
  15. ↑ « Ammoniac Â» dans la base de donnĂ©es de produits chimiques Reptox de la CSST (organisme quĂ©bĂ©cois responsable de la sĂ©curitĂ© et de la santĂ© au travail), consultĂ© le 25 avril 2009
  16. ↑ NumĂ©ro index 007-001-00-5 dans le tableau 3.1 de l'annexe VI du rĂšglement CE N° 1272/2008 (16 dĂ©cembre 2008)
  17. ↑ Ammonia sur hazmap.nlm.nih.gov. ConsultĂ© le 14 novembre 2009
  18. ↑ RĂ©fĂ©rence IUPAC
  19. ↑ Adjei, M.B.; Quesenberry, K.H. and Chamblis, C.G. (June 2002). "Nitrogen Fixation and Inoculation of Forage Legumes". University of Florida IFAS Extension
  20. ↑ "PubChem Substance Summary", consultĂ© 2009-07-07.
  21. ↑ Zschocke, Johannes, and Georg Hoffman (2004). Vademecum Metabolism. Friedrichsdorf, Germany: Milupa GmbH.
  22. ↑ Rose, Burton, and Helmut Rennke (1994). Renal Pathophysiology. Baltimore, Maryland: Williams & Wilkins. ISBN 0-683-07354-0.
  23. ↑ http://www.osti.gov/energycitations/product.biblio.jsp?osti_id=4307142
  24. ↑ C.G. Garabedian, J.H. Johnson The theory of operation of an ammonia burning internal combustion engine US Army tank automotive center, Warren Michigan 1963
  25. ↑ a, b, c, d, e et f Gaspard Beaune, Les hyperammoniĂ©mies PrĂ©sentation ppt - Laboratoire de biochimie CHRA- Jeudi 26 septembre 2002, consultĂ©e 2011-10-04
  26. ↑ a et b Source : Ifen
  27. ↑ Source : Ademe
  28. ↑ a et b Source : Commission EuropĂ©enne
  29. ↑ a, b et c International Institute of refrigeration Ammonia as a Refrigerant 3Ăšme Ă©dition, Dr A.B. Pearson, 2008
  30. ↑ Michùle Mondot, Ahmed Bensafi, Christophe Marvillet L'aprùs R22 - Guide des fluides frigorigùnes pour la climatisation, Publications du CETIAT, 2002
  31. ↑ McKenzie, D.J., Shingle, A., Claireaux, G. & Domenici, P.(2009). Sub-lethal concentrations of ammonia impair performanceof the teleost fast-escape response. Physiol.Biochem. Zool. 82, 353–362
  32. ↑ McKenzie, DJ, de bardeaux, A., Claireaux, G. & Domenici, P.(2009)
  33. ↑ Prenter, J., MacNeil, C., Dicka, J.T.A., Riddella, G.E. &Dunn, A.M. (2004). Lethal and sublethal toxicity of ammoniato native, invasive, and parasitised freshwater amphipods.Water Res. 38, 2847–2850.



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Contenu soumis à la licence CC-BY-SA. Source : Article Ammoniac de Wikipédia en français (auteurs)

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   EncyclopĂ©die Universelle

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

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

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

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

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

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

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

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

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


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