AMMONIAC

Numéro CAS : 7664-41-7
Numéro CE : 231-635-3
Formule chimique : NH3
Masse molaire : 17,031 g/mol

L'ammoniac est un composé d'azote et d'hydrogène de formule NH3.
Un hydrure binaire stable et l'hydrure de pnictogène le plus simple, l'ammoniac est un gaz incolore avec une odeur piquante distincte.
Biologiquement, 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 à 45 % de la nourriture et des engrais dans le monde.
L'ammoniac, directement ou indirectement, est également un élément de base pour la synthèse de nombreux produits pharmaceutiques et est utilisé dans de nombreux produits de nettoyage commerciaux.

L'ammoniac est principalement collecté par 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.
Dans de nombreux pays, il est classé comme une substance extrêmement dangereuse et est soumis à des exigences de déclaration strictes par les installations qui le produisent, le stockent ou l'utilisent en quantités importantes.

La production industrielle mondiale d'ammoniac en 2018 était de 175 millions de tonnes, sans changement significatif par rapport à la production industrielle mondiale de 2013 de 175 millions de tonnes.
En 2021, il s'agissait de 235 millions de tonnes, avec très peu de fabrication aux États-Unis.
L'ammoniac industriel est vendu sous forme de liqueur d'ammoniac (généralement 28 % d'ammoniac dans l'eau) ou sous forme d'ammoniac liquide anhydre sous pression ou réfrigéré transporté dans des wagons-citernes ou des bouteilles.

Le NH3 bout à -33,34 ° C (-28,012 ° F) à une pression d'une atmosphère, de sorte que le liquide doit être stocké sous pression ou à basse température.
L'ammoniaque domestique ou 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.

L'ammoniac est un gaz incolore et toxique avec une odeur nocive familière.
L'ammoniac est présent dans la nature, principalement produit par la décomposition anaérobie de matières végétales et animales; et il a également été détecté dans l'espace extra-atmosphérique.
Certaines plantes, principalement des légumineuses, associées à des bactéries rhizobiums, « fixent » l'azote atmosphérique pour produire de l'ammoniac.

L'ammoniac est connu par son odeur depuis l'Antiquité.
L'ammoniac a été isolé au 18e siècle par les chimistes notables Joseph Black (Écosse), Peter Woulfe (Irlande), Carl Wilhelm Scheele (Suède/Allemagne) et Joseph Priestley (Angleterre).
En 1785, le chimiste français Claude Louis Berthollet a déterminé sa composition élémentaire.

L'ammoniac est produit commercialement via la réaction catalytique de l'azote et de l'hydrogène à haute température et pression.
Le procédé a été développé en 1909 par les chimistes allemands Fritz Haber et Carl Bosch.
Tous deux ont reçu le prix Nobel de chimie pour leurs travaux, mais dans des années très éloignées : Haber en 1918 et Bosch en 1931.

Le processus fondamental Haber-Bosch est toujours utilisé aujourd'hui.
En 2020, la capacité de production mondiale d'ammoniac était de 224 millions de tonnes (Mt).
La production réelle était de 187 Mt. Il se classe au neuvième rang parmi les produits chimiques produits dans le monde.

La majeure partie de la production d'ammoniac (≈85 %) est utilisée directement ou indirectement dans l'agriculture.
Les engrais chimiques fabriqués à partir d'ammoniac comprennent l'urée, le phosphate d'ammonium, le nitrate d'ammonium et d'autres nitrates.
D'autres produits chimiques importants produits à partir d'ammoniac comprennent l'acide nitrique, l'hydrazine, les cyanures et les acides aminés.

L'ammoniac était autrefois largement utilisé comme réfrigérant.
L'ammoniac a été largement remplacé par les chlorofluorocarbures et les hydrochlorofluorocarbures, qui font également l'objet d'un examen environnemental minutieux.
L'utilisation domestique la plus connue de l'ammoniac est probablement dans les nettoyants pour vitres.

L'ammoniac est très soluble dans l'eau; sa solubilité exacte dépend de la température (voir faits rapides).
L'ammoniac aqueux est également appelé hydroxyde d'ammonium, mais cette molécule ne peut pas être isolée.
Lorsque l'ammoniac est utilisé comme ligand dans des complexes de coordination, il est appelé « ammine ».

Actuellement, l'ammoniac est fabriqué à partir d'hydrogène dérivé de combustibles fossiles et n'est donc pas un produit «vert», malgré son utilisation répandue dans l'agriculture.
Mais l'ammoniac écologiquement vert peut être à l'horizon si l'hydrogène est fabriqué par d'autres moyens, tels que l'électrolyse de l'eau éolienne ou solaire.

L'ammoniac peut être brûlé comme carburant dans les moteurs standard.
Une étude réalisée par la société de catalyseurs Haldor Topsoe (Kongens Lyngby, Danemark) a conclu que le remplacement des carburants conventionnels des navires par de l'ammoniac vert serait rentable et éliminerait une source importante de gaz à effet de serre.
L'ammoniac peut également être utilisé dans les carburants des avions.
Pendant une période de transition, l'ammoniac pourrait être mélangé à des carburants conventionnels

L'ammoniac (NH3) est l'un des produits chimiques industriels les plus couramment produits aux États-Unis.
L'ammoniac est utilisé dans l'industrie et le commerce, et existe aussi naturellement chez l'homme et dans l'environnement.
L'ammoniac est essentiel pour de nombreux processus biologiques et sert de précurseur pour la synthèse des acides aminés et des nucléotides.
Dans l'environnement, l'ammoniac fait partie du cycle de l'azote et est produit dans le sol à partir de processus bactériens.
L'ammoniac est également produit naturellement à partir de la décomposition de la matière organique, y compris les plantes, les animaux et les déchets animaux.

Certaines propriétés chimiques/physiques de l'ammoniac sont :
À température ambiante, l'ammoniac est un gaz incolore très irritant à l'odeur piquante et suffocante.
Sous forme pure, il est connu sous le nom d'ammoniac anhydre et est hygroscopique (absorbe facilement l'humidité).
L'ammoniac a des propriétés alcalines et est corrosif.

Le gaz ammoniac se dissout facilement dans l'eau pour former de l'hydroxyde d'ammonium, une solution caustique et une base faible.
Le gaz ammoniac est facilement comprimé et forme un liquide clair sous pression.
L'ammoniac est généralement expédié sous forme de liquide comprimé dans des conteneurs en acier.
L'ammoniac n'est pas hautement inflammable, mais les contenants d'ammoniac peuvent exploser lorsqu'ils sont exposés à une chaleur élevée.

L'ammoniac est présent naturellement et est produit par l'activité humaine.
L'ammoniac est une source importante d'azote dont ont besoin les plantes et les animaux.
Les bactéries présentes dans les intestins peuvent produire de l'ammoniac.

L'ammoniac est un gaz incolore avec une odeur très distincte.
Cette odeur est familière à de nombreuses personnes car l'ammoniac est utilisé dans les sels odorants, de nombreux nettoyants ménagers et industriels et des produits de nettoyage des vitres.
Le gaz ammoniac peut être dissous dans l'eau.

Ce type d'ammoniac est appelé ammoniac liquide ou ammoniac aqueux. Une fois exposé à l'air libre, l'ammoniac liquide se transforme rapidement en gaz.
L'ammoniac est appliqué directement dans le sol des champs agricoles et est utilisé pour fabriquer des engrais pour les cultures agricoles, les pelouses et les plantes.
De nombreux nettoyants ménagers et industriels contiennent de l'ammoniac.

L'ammoniac anhydre se présente sous la forme d'un gaz clair et incolore à forte odeur.
Expédié sous forme liquide sous sa propre pression de vapeur. Densité (liquide) 6 lb/gal.
Le contact avec le liquide non confiné peut provoquer des engelures.

Gaz généralement considéré comme ininflammable mais qui brûle dans certaines limites de concentration de vapeur et avec une forte inflammation.
Le risque d'incendie augmente en présence d'huile ou d'autres matériaux combustibles.
Bien que le gaz soit plus léger que l'air, les vapeurs d'une fuite étreignent initialement le sol.

L'exposition prolongée des conteneurs au feu ou à la chaleur peut provoquer une rupture violente et une explosion.
L'inhalation à long terme de faibles concentrations de vapeurs ou l'inhalation à court terme de fortes concentrations a des effets néfastes sur la santé.
Utilisé comme engrais, comme réfrigérant et dans la fabrication d'autres produits chimiques.
Taux d'apparition : Immédiat Persistance : Minutes Seuil olfactif : 17 ppm Source/utilisation/autre danger : Fabrication d'explosifs ; pesticides; industrie des détergents.

L'ammoniac est un composé inorganique composé d'un seul atome d'azote lié de manière covalente à trois atomes d'hydrogène qui est un inhibiteur d'amidase et une neurotoxine.
L'ammoniac est à la fois fabriqué et produit naturellement à partir de processus bactériens et de la décomposition de matières organiques.
L'ammoniac est utilisé dans de nombreux processus industriels, ainsi que comme engrais et réfrigérant.
L'ammoniac est caractérisé comme un gaz incolore ou un liquide comprimé avec une odeur piquante et l'exposition se produit par inhalation, ingestion ou contact.

Quel est le mécanisme d'action de l'ammoniac ?
L'ammoniac interagit immédiatement au contact de l'humidité disponible dans la peau, les yeux, la cavité buccale, les voies respiratoires et en particulier les surfaces muqueuses pour former l'hydroxyde d'ammonium très caustique.
L'hydroxyde d'ammonium provoque la nécrose des tissus par perturbation des lipides de la membrane cellulaire (saponification) conduisant à la destruction cellulaire.
Au fur et à mesure que les protéines cellulaires se décomposent, l'eau est extraite, ce qui entraîne une réponse inflammatoire qui cause d'autres dommages.

Utilisations de l'ammoniac :
Environ 80 % sont utilisés dans les engrais ; il est également utilisé comme gaz réfrigérant et dans la fabrication de plastiques, d'explosifs, de pesticides, de détergents et d'autres produits chimiques.
De petites quantités d'ammoniac se produisent naturellement à partir de la décomposition de la matière organique.
Également utilisé dans les laboratoires illicites de méthamphétamine ; L'ammoniac anhydre est l'agent le plus fréquemment signalé dans les incidents de déversement ou de rejet accidentels.

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.

L'ammoniac se trouve dans de nombreuses solutions de nettoyage domestiques 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.

Pharmacologie et biochimie de l'ammoniac :

Absorption, distribution et excrétion d'ammoniac :    
Des études suggèrent que l'ammoniac peut être absorbé par les voies d'exposition par inhalation et par voie orale, mais il y a moins de certitude concernant l'absorption par la peau.
L'absorption par l'œil a été documentée.
La majeure partie de l'ammoniac inhalé est retenue dans les voies respiratoires supérieures et est ensuite éliminée dans l'air expiré.

Presque tout l'ammoniac produit de manière endogène dans le tractus intestinal est absorbé.
L'ammoniac exogène est également facilement absorbé dans le tractus intestinal.
L'ammoniac qui atteint la circulation est largement distribué dans tous les compartiments de l'organisme bien qu'un important métabolisme de premier passage se produise dans le foie où il est transformé en urée et en glutamine.
L'ammoniac ou l'ion ammonium atteignant les tissus est absorbé par l'acide glutamique, qui participe à la transamination et à d'autres réactions.
Le principal moyen d'excrétion de l'ammoniac qui atteint la circulation chez les mammifères est l'urée urinaire ; des quantités minimes sont excrétées dans les matières fécales et dans l'air expiré.

Des expériences sur des volontaires montrent que l'ammoniac, quelle que soit sa concentration testée dans l'air (plage, 57-500 ppm), est presque totalement retenu dans la muqueuse nasale (83-92 %) lors d'une exposition de courte durée, c'est-à-dire jusqu'à 120 s.
Cependant, une exposition à plus long terme (10-27 min) à une concentration de 500 ppm a entraîné une rétention plus faible (4-30 %), avec 350-400 ppm éliminés dans l'air expiré à la fin de la période d'exposition, suggérant une capacité d'adaptation. ou la saturation du processus d'absorption.
L'irritation nasale et pharyngée, mais pas l'irritation trachéale, suggère que l'ammoniac est retenu dans les voies respiratoires supérieures.

Des niveaux inchangés d'urée sanguine (BUN), d'azote non protéique, d'urée urinaire et d'ammoniac urinaire sont la preuve d'une faible absorption dans le sang.
L'exposition aux limites professionnelles courantes d'ammoniac dans l'air (25 ppm) avec une rétention de 30 % (et en supposant que cette quantité est absorbée dans la circulation sanguine) entraînerait une augmentation de la concentration sanguine d'ammonium de 0,09 mg/L.
Cette augmentation calculée n'est que de 10% au-dessus des niveaux de jeûne.

Les données animales fournissent des preuves à l'appui d'un pourcentage élevé de rétention nasale, protégeant ainsi les voies respiratoires inférieures de l'exposition (lapin, chien).
L'exposition continue des rats pendant 24 heures à des concentrations allant jusqu'à 32 ppm a entraîné une augmentation significative des niveaux d'ammoniac dans le sang.
Les expositions à 310-1 157 ppm ont entraîné une augmentation significative des concentrations sanguines d'ammoniac dans les 8 heures suivant le début de l'exposition, mais l'ammoniac sanguin est revenu aux valeurs de pré-exposition dans les 12 heures suivant l'exposition continue et est resté ainsi pendant le reste de la période d'exposition de 24 heures.
Cela suggère qu'un mécanisme de réponse adaptative peut être activé avec une exposition à plus long terme.

Les données d'absorption provenant de l'exposition humaine par inhalation suggèrent que seules de petites quantités d'ammoniac sont absorbées dans la circulation systémique.
La rétention initiale de l'ammoniac inhalé dans le mucus des voies respiratoires supérieures peut être de 80 % ou plus, mais une fois l'équilibre établi (dans les 30 minutes), 70 à 80 % de l'ammoniac inspiré est expiré dans l'air expiré.
L'absence de changement dans les composés azotés sanguins et les composés urinaires-ammoniac apporte un soutien supplémentaire à une absorption limitée dans la circulation systémique.

Les effets toxiques signalés à la suite d'une exposition par inhalation suggèrent des dommages locaux ou des changements résultant de la dégradation nécrotique des tissus, plutôt que la présence de niveaux élevés de NH4+, en soi, dans les tissus autres que les tissus respiratoires/pharyngés.
Les informations sur la distribution de l'ammoniac produit de manière endogène suggèrent que tout NH4+ absorbé par inhalation serait distribué dans tous les compartiments du corps via le sang, où il serait utilisé dans la synthèse des protéines ou comme tampon, et que les niveaux excessifs seraient ramenés à la normale par excrétion urinaire, ou convertie par le foie en glutamine et urée.
S'il est présent en quantités qui surchargent ces organes, le NH4+ est distribué à d'autres tissus et est connu pour être détoxifié dans le cerveau.

Métabolisme/métabolites de l'ammoniac :    
Les adultes humains produisent environ 1000 mmol d'ammoniac par jour.
Une partie est réutilisée en biosynthèse.
Le reste est un déchet et un neurotoxique.

Finalement, la majeure partie est excrétée dans l'urine sous forme d'urée, avec l'ammoniac utilisé comme tampon.
Dans les tissus extrahépatiques, l'ammoniac est incorporé dans la glutamine non toxique et libéré dans le sang.
De grandes quantités sont métabolisées par les reins et l'intestin grêle.
Dans l'intestin, cela donne de l'ammoniac, qui est séquestré dans le sang portal et transporté vers le foie pour l'uréogenèse, et de la citrulline, qui est convertie en arginine par les reins. Les développements étonnants de l'imagerie et de la spectroscopie RMN et de la biologie moléculaire ont confirmé les concepts issus des premières études sur les animaux et les cultures cellulaires.

Les processus impliqués sont parfaitement réglés. Lorsqu'ils sont défectueux, l'ammoniac s'accumule.
L'hyperammoniémie aiguë sévère provoque une encéphalopathie d'évolution rapide, souvent mortelle, avec œdème cérébral.
L'hyperammoniémie chronique légère provoque une maladie neuropsychiatrique.

Les survivants d'une hyperammoniémie néonatale sévère présentent des lésions cérébrales structurelles.
Les explications proposées pour l'œdème cérébral sont une augmentation de l'osmolalité des astrocytes, généralement attribuée à l'accumulation de glutamine, et des dommages oxydatifs/nitrosatifs cytotoxiques.
Cependant, la neurotoxicité de l'ammoniac est multifactorielle, avec des perturbations également dans les neurotransmetteurs, la production d'énergie, l'anaplérose, le flux sanguin cérébral, le potassium et le sodium.

Environ 90% des patients hyperammonémiques ont une maladie du foie. Les défauts héréditaires sont rares.
Ils sont de plus en plus reconnus chez les adultes.
Les déficiences des enzymes du cycle de l'urée, de la citrine et de la pyruvate carboxylase démontrent le rôle de voies isolées dans le métabolisme de l'ammoniac.
Le phénylbutyrate est couramment utilisé pour traiter les troubles héréditaires du cycle de l'urée, et son utilisation pour l'encéphalopathie hépatique est à l'étude.

Les effets inhibiteurs de l'ammoniac sur deux voies de dégradation différentes de l'acétate méthanogène ont été évalués à l'aide d'une culture pure (Methanosaeta thermophila souche PT) et d'une co-culture définie (Methanothermobacter thermautotrophicus souche TM et Thermacetogenium phaeum souche PB), qui représentaient respectivement la méthanogénèse acéticlastique et syntrophique. .
Des expériences de croissance avec des concentrations élevées d'ammoniac ont clairement démontré que la sensibilité au stress ammoniac était nettement plus élevée chez M. thermophila PT que dans la co-culture syntrophique. M. thermophila PT a également montré une plus grande sensibilité au stress de pH élevé, ce qui indique qu'une incapacité à maintenir l'homéostasie du pH est une cause sous-jacente de l'inhibition de l'ammoniac.
La méthanogenèse a été inhibée dans les cellules au repos de M. thermophila PT avec des concentrations modérées d'ammoniac, ce qui suggère que l'inhibition des enzymes impliquées dans la méthanogenèse pourrait être l'un des principaux facteurs responsables de la toxicité de l'ammoniac.

L'analyse transcriptomique a révélé un large éventail de perturbations dans les cellules PT de M. thermophila dans des conditions de stress à l'ammoniac, notamment la dénaturation des protéines, le stress oxydatif et les déséquilibres cationiques intracellulaires.
Les résultats de la présente étude ont clairement démontré que la dégradation syntrophique de l'acétate dominait la méthanogenèse acéticlastique dans des conditions de stress à l'ammoniac, ce qui est cohérent avec les résultats d'études antérieures sur des systèmes communautaires microbiens complexes.
Nos résultats impliquent également que la coexistence de multiples voies métaboliques et leurs différentes sensibilités aux facteurs de stress confèrent une résilience aux processus méthanogènes.

Récemment, des modèles mathématiques spatio-temporels/métaboliques ont été établis qui permettent la simulation des processus métaboliques dans les tissus.
Nous avons appliqué ces modèles pour déchiffrer les mécanismes de détoxification de l'ammoniac dans le foie.
Un modèle métabolique-spatial-temporel intégré a été utilisé pour générer des hypothèses sur le métabolisme de l'ammoniac.

Les mécanismes prédits ont été validés à l'aide d'analyses résolues dans le temps du métabolisme de l'azote, d'analyses d'activité, d'immunocoloration et d'expression génique après induction de lésions hépatiques chez la souris.
De plus, le sang de la veine porte, de la veine hépatique et du sang veineux mixte a été analysé en fonction du temps.
La modélisation a révélé une sous-estimation de la consommation d'ammoniac après une atteinte hépatique lorsque seuls les mécanismes actuellement établis de détoxification de l'ammoniac étaient simulés.
Par des cycles itératifs de modélisation et d'expériences, l'amidation réductrice de l'alpha-cétoglutarate (alpha-KG) via la glutamate déshydrogénase (GDH) a été identifiée comme le composant manquant.

La GDH est libérée des hépatocytes endommagés dans le sang où elle consomme de l'ammoniac pour générer du glutamate, offrant ainsi une protection systémique contre l'hyperammoniémie.
Ce mécanisme a été exploité thérapeutiquement dans un modèle murin d'hyperammoniémie en injectant de la GDH avec des doses optimisées de cofacteurs.
L'injection intraveineuse de GDH (720 U/kg), d'alpha-KG (280 mg/kg) et de NADPH (180 mg/kg) a réduit les concentrations élevées d'ammoniaque dans le sang (> 200 uM) à des niveaux proches de la normale en seulement 15 minutes.
Si elle est appliquée avec succès aux patients, la thérapie à base de GDH pourrait fournir une alternative thérapeutique moins agressive pour les patients atteints d'hyperammoniémie sévère.

Le foie de rongeur élimine l'ammoniac toxique.
Chez les mammifères, trois enzymes (ou systèmes enzymatiques) sont impliquées dans ce processus : la glutaminase, la glutamine synthétase et les enzymes du cycle de l'urée, représentées par la carbamoyl phosphate synthétase.
La distribution de ces enzymes pour une détoxification optimale de l'ammoniac a été déterminée par optimisation numérique. Cette approche in silico a prédit que les enzymes doivent être zonées afin d'obtenir une élimination maximale de l'ammoniac toxique et des modifications minimales de la concentration de glutamine.

En utilisant 13 compartiments, représentant des hépatocytes, les prédictions suivantes ont été générées : la glutamine synthétase n'est active que dans une zone péricentrale étroite.
La glutaminase et la carbamoyl phosphate synthétase sont localisées dans la zone périportale selon une distribution non homogène.
Cela correspond bien à l'observation paradoxale selon laquelle, dans un premier temps, l'ammoniac lié à la glutamine est libéré (par la glutaminase) bien que l'une des fonctions du foie soit la détoxification par fixation de l'ammoniac.

L'approche in silico a correctement prédit les distributions enzymatiques in vivo également pour des conditions non physiologiques (par exemple la famine) et pendant la régénération après une intoxication au tétrachlorométhane (CCl4).
Les concentrations de métabolites de glutamine, d'ammoniac et d'urée dans chaque compartiment, représentant des hépatocytes individuels, ont été prédites. Enfin, une analyse de sensibilité a montré une robustesse frappante des résultats.
Ces prédictions bioinformatiques ont été validées expérimentalement par immunohistochimie et sont soutenues par la littérature.
En résumé, les approches d'optimisation comme celle appliquée peuvent fournir des explications précieuses et des prédictions de haute qualité pour les distributions d'enzymes et de métabolites in vivo dans les tissus et peuvent révéler des fonctions métaboliques inconnues.

Utilisations industrielles de l'ammoniac :
Un réactif dans un système de réduction catalytique sélective pour réduire les émissions de NOx des chaudières utilitaires.
Adsorbants et absorbants
Produits chimiques agricoles (non pesticides)
Usage agricole : pesticides

Marché de l'ammoniac
Ammoniac utilisé dans la production de solutions d'acide nitrique et de nitrate d'ammonium destinées à la vente aux grossistes.
Les grossistes distribuent pour divers usages industriels.
L'ammoniac aqueux est converti en ammoniac anhydre dans le vaporisateur du système de réduction cathodique sélective pour contrôler les émissions d'oxyde nitreux.

Distribution par des grossistes indépendants. Utilisation du produit final inconnue d'Agrium.
Teintures
Équipement de contrôle des émissions
Carburants et additifs pour carburant

Fluides fonctionnels (systèmes fermés)
Intermédiaires
Agents échangeurs d'ions
Agents oxydants/réducteurs

Fabrication de peinture
Régulateurs de processus
Auxiliaires technologiques, non répertoriés ailleurs
Production d'ammoniac aqua destiné à la vente aux grossistes assurant la distribution de produits chimiques à de multiples industries.

Réactif pour le contrôle des NOx.
Ventes aux services publics d'électricité pour utilisation dans les équipements de contrôle de la pollution de l'air des usines
Réduction non catalytique sélective/système d'injection d'urée
Mise à niveau vers le nitrate d'ammonium

L'urée (solution à 50%) est injectée dans la chaudière à partir du système de réduction sélective non catalytique (SNCR) et fabrique par coïncidence de l'ammoniac qui réduit les oxydes d'azote.
Utilisé pour la production d'hexamine et le refroidissement industriel
ammoniac à partir d'urée pour le contrôle des NOx dans une chaudière électrique alimentée au charbon

ammoniac généré à partir d'urée pour le contrôle des NOx dans une chaudière électrique alimentée au charbon
équipement de contrôle des émissions
production excessive d'agent antipollution
réfrigérant
traitement des eaux usées

Utilisations grand public de l'ammoniac :    
Produits agricoles (non pesticides)
Contrôle de la pollution atmosphérique
Lutte contre la pollution atmosphérique
Équipement de contrôle de la pollution de l'air - SCIAN 221122

Ammoniac anhydre et aqua vendu directement aux grossistes pour distribution à de multiples clients industriels et à de multiples usages industriels.
Catalyseur
Production chimique / Recommercialisation
Application directe : agriculture. Moins de 2 %
Distribution aux grossistes indépendants et aux clients industriels.

Produit de contrôle des émissions
Matières explosives
Produits en tissu, textile et cuir non couverts ailleurs
Traitement des fumées dans les centrales électriques
Emballages alimentaires

Carburants et produits connexes
Produits d'entretien de la pelouse et du jardin
AIDE AU TRAITEMENT THERMIQUE DES MÉTAUX; RÉFRIGÉRANT; ou CONTRÔLE DES ÉMISSIONS DE CHEMINÉE
Produits métalliques non couverts ailleurs

Produits en papier
Produits en plastique et en caoutchouc non couverts ailleurs
Reconditionnement/distribution de produits chimiques
Réduction non catalytique sélective/système d'injection d'urée

L'ammoniac fabriqué est utilisé commercialement sur le site où il a été fabriqué, dans un système de contrôle de la pollution de l'air par réduction catalytique sélective pour réduire les émissions de NOx des chaudières utilitaires de l'installation.
Utilisé dans l'équipement de contrôle de la pollution de l'air - SCIAN 221112
Produits de traitement de l'eau

agent antipollution utilisé dans la production d'électricité
réfrigération
réfrigération et autres utilisations industrielles variées

Biosynthèse de l'ammoniac :
Chez certains organismes, l'ammoniac est produit à partir de l'azote atmosphérique par des enzymes appelées nitrogénases.
Le processus global est appelé fixation de l'azote.
Des efforts intenses ont été dirigés vers la compréhension du mécanisme de fixation biologique de l'azote ; l'intérêt scientifique de ce problème est motivé par la structure inhabituelle du site actif de l'enzyme, qui consiste en un ensemble Fe7MoS9.

L'ammoniac est également un produit métabolique de la désamination des acides aminés catalysée par des enzymes telles que la glutamate déshydrogénase 1.
L'excrétion d'ammoniac est courante chez les animaux aquatiques.
Chez l'homme, elle se transforme rapidement en urée, qui est beaucoup moins toxique, notamment moins basique.
Cette urée est un composant majeur du poids sec de l'urine.
La plupart des reptiles, des oiseaux, des insectes et des escargots excrètent de l'acide urique uniquement sous forme de déchets azotés.

Physiologie de l'ammoniac :
L'ammoniac joue également un rôle dans la physiologie animale normale et anormale.
L'ammoniac est biosynthétisé par le métabolisme normal des acides aminés et est toxique à des concentrations élevées.
Le foie convertit l'ammoniac en urée par une série de réactions connues sous le nom de cycle de l'urée.

Un dysfonctionnement hépatique, tel que celui observé dans la cirrhose, peut entraîner des quantités élevées d'ammoniac dans le sang (hyperammoniémie).
De même, des défauts dans les enzymes responsables du cycle de l'urée, telles que l'ornithine transcarbamylase, conduisent à une hyperammoniémie.
L'hyperammoniémie contribue à la confusion et au coma de l'encéphalopathie hépatique, ainsi qu'à la maladie neurologique courante chez les personnes présentant des anomalies du cycle de l'urée et des aciduries organiques.

L'ammoniac est important pour l'équilibre acido-basique normal des animaux.
Après formation d'ammonium à partir de la glutamine, l'α-cétoglutarate peut être dégradé pour produire deux ions bicarbonate, qui sont alors disponibles comme tampons pour les acides alimentaires.
L'ammonium est excrété dans l'urine, entraînant une perte nette d'acide.
L'ammoniac peut lui-même diffuser à travers les tubules rénaux, se combiner avec un ion hydrogène et permettre ainsi une excrétion acide supplémentaire.

Excrétion d'ammoniac :
Les ions ammonium sont un déchet toxique du métabolisme chez les animaux.
Chez les poissons et les invertébrés aquatiques, il est excrété directement dans l'eau.
Chez les mammifères, les requins et les amphibiens, il est converti dans le cycle de l'urée en urée, qui est moins toxique et peut être stockée plus efficacement.
Chez les oiseaux, les reptiles et les escargots terrestres, l'ammonium métabolique est converti en acide urique, qui est solide et peut donc être excrété avec une perte d'eau minimale.

Au-delà de la Terre d'Ammoniac :
L'ammoniac a été détecté dans l'atmosphère des planètes géantes, y compris Jupiter, ainsi que d'autres gaz tels que le méthane, l'hydrogène et l'hélium.
L'intérieur de Saturne peut contenir des cristaux d'ammoniac congelés.
L'ammoniac se trouve sur Deimos et Phobos - les deux lunes de Mars.

Espace interstellaire d'Ammoniac :
L'ammoniac a été détecté pour la première fois dans l'espace interstellaire en 1968, sur la base des émissions de micro-ondes provenant de la direction du noyau galactique.
Ce fut la première molécule polyatomique à être ainsi détectée.
La sensibilité de la molécule à une large gamme d'excitations et la facilité avec laquelle elle peut être observée dans un certain nombre de régions ont fait de l'ammoniac l'une des molécules les plus importantes pour l'étude des nuages moléculaires.
L'intensité relative des lignes d'ammoniac peut être utilisée pour mesurer la température du milieu émetteur.

Les espèces isotopiques d'ammoniac suivantes ont été détectées : NH3, 15NH3, NH2D, NHD2 et ND3.
La détection d'ammoniac triplement deutéré a été considérée comme une surprise car le deutérium est relativement rare.
L'ammoniac est pensé que les conditions de basse température permettent à cette molécule de survivre et de s'accumuler.

Depuis sa découverte interstellaire, NH3 s'est avéré être un outil spectroscopique inestimable dans l'étude du milieu interstellaire.
Avec un grand nombre de transitions sensibles à une large gamme de conditions d'excitation, NH3 a été largement détecté de manière astronomique - sa détection a été rapportée dans des centaines d'articles de revues.
Vous trouverez ci-dessous un échantillon d'articles de journaux qui met en évidence la gamme de détecteurs qui ont été utilisés pour identifier l'ammoniac.

L'étude de l'ammoniac interstellaire a été importante pour un certain nombre de domaines de recherche au cours des dernières décennies.
Certains d'entre eux sont décrits ci-dessous et impliquent principalement l'utilisation d'ammoniac comme thermomètre interstellaire.

Mécanismes de formation interstellaire de l'ammoniac :
L'abondance interstellaire de l'ammoniac a été mesurée pour une variété d'environnements.
Le rapport [NH3]/[H2] a été estimé entre 10−7 dans les petits nuages sombres et 10−5 dans le cœur dense du complexe nuageux moléculaire d'Orion.
Bien qu'un total de 18 voies de production totales aient été proposées, le principal mécanisme de formation du NH3 interstellaire est la réaction :

NH+4 + e− → NH3 + H
La constante de vitesse, k, de cette réaction dépend de la température de l'environnement, avec une valeur de 5,2×10−6 à 10 K.
La constante de vitesse a été calculée à partir de la formule {\displaystyle k=a(T/300)^{B}}{\displaystyle k=a(T/300)^{B}}.
Pour la réaction de formation primaire, a = 1,05×10−6 et B = −0,47. En supposant une abondance de NH+4 de 3×10−7 et une abondance d'électrons de 10−7 typique des nuages moléculaires, la formation se déroulera à une vitesse de 1,6×10−9 cm−3s−1 dans un nuage moléculaire de densité totale 105 cm−3.[174]

Toutes les autres réactions de formation proposées ont des constantes de vitesse comprises entre 2 et 13 ordres de grandeur plus petites, ce qui rend leur contribution à l'abondance d'ammoniac relativement insignifiante.
Comme exemple de la contribution mineure que jouent les autres réactions de formation, la réaction :
H2 + NH2 → NH3 + H a une constante de vitesse de 2,2×10−15.
En supposant des densités de H2 de 105 et un rapport [NH2]/[H2] de 10−7, cette réaction se déroule à une vitesse de 2,2×10−12, plus de 3 ordres de grandeur plus lente que la réaction primaire ci-dessus.

Certaines des autres réactions de formation possibles sont :
H− + NH+4→ NH3 + H2PNH+3+ e− → P + NH3

Mécanismes de destruction interstellaire de l'Ammoniac :
Il existe au total 113 réactions proposées conduisant à la destruction de NH3.
Parmi ceux-ci, 39 ont été tabulés dans des tableaux détaillés de la chimie parmi les composés C, N et O.
Une revue de l'ammoniac interstellaire cite les réactions suivantes comme principaux mécanismes de dissociation :
NH3 + H+3→ NH+4+ H2
NH3 + HCO+ → NH+4+ CO

avec des constantes de vitesse de 4,39×10−9 et 2,2×10−9, respectivement.
Les équations ci-dessus (1, 2) fonctionnent à un taux de 8,8×10−9 et 4,4×10−13, respectivement.
Ces calculs supposaient les constantes de vitesse et les abondances données de [NH3]/[H2] = 10−5, [H+3]/[H2] = 2×10−5, [HCO+]/[H2] = 2×10− 9, et des densités totales de n = 105, typiques des nuages moléculaires froids et denses.[179] Clairement, entre ces deux réactions primaires, l'équation (1) est la réaction de destruction dominante, avec une vitesse ≈ 10 000 fois plus rapide que l'équation (2).
Ceci est dû à l'abondance relativement élevée de H+3.

Détections d'ammoniac par antenne unique :
Les observations radio de NH3 du radiotélescope Effelsberg de 100 m révèlent que la ligne d'ammoniac est séparée en deux composants - une crête de fond et un noyau non résolu.
Le fond correspond bien aux emplacements de CO précédemment détectés.
Le télescope Chilbolton de 25 m en Angleterre a détecté des signatures radio de l'ammoniac dans les régions H II, des masers HNH2O, des objets HH et d'autres objets associés à la formation d'étoiles.
Une comparaison des largeurs de raies d'émission indique que les vitesses turbulentes ou systématiques n'augmentent pas dans les noyaux centraux des nuages moléculaires.

Le rayonnement micro-ondes de l'ammoniac a été observé dans plusieurs objets galactiques, notamment W3 (OH), Orion A, W43, W51 et cinq sources au centre galactique.
Le taux de détection élevé indique qu'il s'agit d'une molécule commune dans le milieu interstellaire et que les régions à haute densité sont courantes dans la galaxie.

Etudes interférométriques de l'Ammoniac :
Les observations VLA de NH3 dans sept régions avec des écoulements gazeux à grande vitesse ont révélé des condensations inférieures à 0,1 pc dans L1551, S140 et Cepheus A. Trois condensations individuelles ont été détectées dans Cepheus A, l'une d'entre elles ayant une forme très allongée. Ils peuvent jouer un rôle important dans la création de l'exode bipolaire dans la région.[183]

L'ammoniac extragalactique a été imagé à l'aide du VLA dans IC 342.
Le gaz chaud a des températures supérieures à 70 K, ce qui a été déduit des rapports de raies d'ammoniac et semble être étroitement associé aux parties les plus internes de la barre nucléaire observée dans le CO.
NH3 a également été surveillé par VLA vers un échantillon de quatre régions HII ultracompactes galactiques : G9.62+0.19, G10.47+0.03, G29.96-0.02 et G31.41+0.31.
Sur la base des diagnostics de température et de densité, il est conclu qu'en général, ces amas sont probablement les sites de formation d'étoiles massives dans une phase évolutive précoce avant le développement d'une région HII ultracompacte.

Détections infrarouges d'ammoniac :
L'absorption à 2,97 micromètres due à l'ammoniac solide a été enregistrée à partir de grains interstellaires dans l'objet Becklin-Neugebauer et probablement dans NGC 2264-IR également.
Cette détection a permis d'expliquer la forme physique de lignes d'absorption de glace auparavant mal comprises et associées.
Un spectre du disque de Jupiter a été obtenu à partir de l'observatoire aéroporté de Kuiper, couvrant la gamme spectrale de 100 à 300 cm−1.
L'analyse du spectre fournit des informations sur les propriétés moyennes globales du gaz ammoniac et d'un brouillard de glace d'ammoniac.

Un total de 149 positions de nuages sombres ont été étudiées pour la preuve de "noyaux denses" en utilisant la ligne d'inversion rotative (J,K) = (1,1) de NH3.
En général, les noyaux ne sont pas de forme sphérique, avec des rapports d'aspect allant de 1,1 à 4,4.
L'ammoniac est également trouvé que les noyaux avec des étoiles ont des lignes plus larges que les noyaux sans étoiles.
L'ammoniac a été détecté dans la nébuleuse Draco et dans un ou peut-être deux nuages moléculaires, qui sont associés aux cirrus infrarouges galactiques des hautes latitudes.
La découverte est importante car elles peuvent représenter les lieux de naissance des étoiles de type B de métallicité de la population I dans le halo galactique qui auraient pu être portées dans le disque galactique.

Observations de nuages sombres à proximité
En équilibrant et émission stimulée avec émission spontanée, il est possible de construire une relation entre la température d'excitation et la densité.
De plus, étant donné que les niveaux transitoires d'ammoniac peuvent être approximés par un système à 2 niveaux à basse température, ce calcul est assez simple.
Cette prémisse peut être appliquée aux nuages sombres, aux régions soupçonnées d'avoir des températures extrêmement basses et aux sites possibles pour la formation future d'étoiles.

Les détections d'ammoniac dans les nuages sombres montrent des lignes très étroites, indiquant non seulement des basses températures, mais aussi un faible niveau de turbulence à l'intérieur des nuages.
Les calculs de rapport de ligne fournissent une mesure de la température du nuage qui est indépendante des observations précédentes de CO.
Les observations d'ammoniac étaient cohérentes avec les mesures de CO des températures de rotation de ≈10 K.

Avec cela, les densités peuvent être déterminées et ont été calculées pour se situer entre 104 et 105 cm−3 dans les nuages sombres.
La cartographie de NH3 donne des tailles de nuages typiques de 0,1 pc et des masses proches de 1 masse solaire.
Ces noyaux froids et denses sont les sites de futures formations d'étoiles.

Régions UC HII
Les régions HII ultra-compactes sont parmi les meilleurs traceurs de la formation d'étoiles de masse élevée.
Le matériau dense entourant les régions UCHII est probablement principalement moléculaire.

Puisqu'une étude complète de la formation d'étoiles massives implique nécessairement le nuage à partir duquel l'étoile s'est formée, l'ammoniac est un outil inestimable pour comprendre ce matériau moléculaire environnant.
Comme ce matériau moléculaire peut être résolu spatialement, il est possible de contraindre les sources de chauffage/ionisation, les températures, les masses et les tailles des régions.
Les composants de vitesse à décalage Doppler permettent la séparation de régions distinctes de gaz moléculaire qui peuvent suivre les écoulements et les noyaux chauds provenant des étoiles en formation.

Détection extragalactique de l'ammoniac :
L'ammoniac a été détecté dans des galaxies externes, et en mesurant simultanément plusieurs raies, il est possible de mesurer directement la température des gaz dans ces galaxies.
Les rapports de raies impliquent que les températures des gaz sont chaudes (≈50 K), provenant de nuages denses avec des tailles de dizaines de pc.
Cette image est cohérente avec l'image de notre galaxie de la Voie lactée - des noyaux moléculaires chauds et denses se forment autour d'étoiles nouvellement formées intégrées dans de plus grands nuages de matière moléculaire à l'échelle de plusieurs centaines de pc (nuages moléculaires géants ; GMC).

Étymologie d'ammoniaque :
Pline , dans le livre XXXI de son histoire naturelle , fait référence à un sel produit dans la province romaine de Cyrénaïque nommé hammoniacum , ainsi appelé en raison de sa proximité avec le temple voisin de Jupiter Amon ( grec Ἄμμων Ammon ).
Cependant, la description que Pline donne du sel n'est pas conforme aux propriétés du chlorure d'ammonium.
Selon le commentaire d'Herbert Hoover dans sa traduction anglaise du De re metallica de Georgius Agricola, il s'agit probablement de sel de mer commun.
En tout cas, ce sel a finalement donné son nom à l'ammoniac et aux composés d'ammonium.

Occurrence naturelle de l'ammoniac :
L'ammoniac est un produit chimique présent à l'état de traces dans la nature, produit à partir de matières animales et végétales azotées.
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 le guano de Patagonie.
Les reins sécrètent de l'ammoniac pour neutraliser l'excès d'acide.

Les sels d'ammonium se trouvent répartis dans les sols fertiles et dans l'eau de mer.
L'ammoniac se trouve également dans tout le système solaire sur Mars, Jupiter, Saturne, Uranus, Neptune et Pluton, entre autres : sur des corps glacés plus petits comme Pluton, l'ammoniac peut agir comme un antigel géologiquement important, comme un mélange d'eau et de l'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 permet ainsi à ces corps de conserver les océans internes et la géologie active à une température bien inférieure à ce qui serait possible avec de l'eau seule.
Les substances contenant de l'ammoniac, ou celles qui lui sont similaires, sont appelées ammoniacales.

Propriétés de l'ammoniaque :
L'ammoniac est un gaz incolore avec une odeur piquante caractéristique.
L'ammoniac est plus léger que l'air, sa densité étant 0,589 fois celle de l'air.
L'ammoniac est facilement liquéfié en raison de la forte liaison hydrogène entre les molécules; le liquide bout à -33,1 ° C (-27,58 ° F) et gèle en cristaux blancs à -77,7 ° C (-107,86 ° F).

Solide
La symétrie cristalline est cubique, symbole de Pearson cP16, groupe d'espace P213 n°198, constante de réseau 0,5125 nm.

Liquide
L'ammoniac liquide possède de forts pouvoirs ionisants reflétant son ε élevé de 22.
L'ammoniac liquide a un changement d'enthalpie de vaporisation standard très élevé (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'ammoniac liquide comme solvant.

Propriétés dissolvantes de l'ammoniac :
L'ammoniac se dissout facilement dans l'eau.
Dans une solution aqueuse, il peut être expulsé par ébullition.
La solution aqueuse d'ammoniac 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'« ammoniac .880 ».

Combustion d'ammoniac :
L'ammoniac ne brûle pas facilement et n'entretient pas la combustion, sauf sous des mélanges carburant-air étroits de 15 à 25% d'air.
Lorsqu'il est mélangé à de l'oxygène, il brûle avec une flamme vert jaunâtre pâle.
L'inflammation 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) est également formé.

Décomposition de l'ammoniac :
A haute température et en présence d'un catalyseur approprié ou dans un récipient sous pression à volume constant et à haute température (par exemple 1 100 °C (2 010 °F)), l'ammoniac se décompose en ses éléments constitutifs.
La décomposition de l'ammoniac est un processus légèrement endothermique nécessitant 23 kJ/mol (5,5 kcal/mol) d'ammoniac et produit 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 avérés les plus actifs, tandis que les catalyseurs au Ni supportés étaient moins actifs.

Structure de l'ammoniac :
La molécule d'ammoniac a une forme pyramidale trigonale telle que prédite par la théorie de la répulsion des paires d'électrons de la couche de valence (théorie VSEPR) avec un angle de liaison déterminé expérimentalement de 106,7 °.
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 en tétraèdre.
Trois de ces paires d'électrons sont utilisées comme paires de liaisons, ce qui laisse une seule paire d'électrons.

La paire isolée 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 106,8 °.
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 très miscible à l'eau.

La paire isolée 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 de l'azote à température ambiante; une analogie utile est un parapluie se retournant dans un vent fort.
La barrière énergétique 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 micro-ondes observé et a été utilisée dans le premier maser.

Amphotéricité de l'ammoniac :
L'une des propriétés les plus caractéristiques de l'ammoniac est sa basicité.
L'ammoniac est considéré comme une base faible.
L'ammoniac se combine avec des acides pour former des sels; ainsi avec l'acide chlorhydrique il forme du chlorure d'ammonium (sal ammoniac) ; avec de l'acide nitrique, du nitrate d'ammonium, etc.

Le gaz ammoniac parfaitement sec ne se combinera pas avec le gaz chlorhydrique parfaitement sec; l'humidité est nécessaire pour provoquer la réaction.
À titre d'expérience de démonstration sous air avec humidité ambiante, des bouteilles ouvertes de solutions concentrées d'ammoniac et d'acide chlorhydrique produisent un nuage de chlorure d'ammonium, qui semble apparaître «depuis le néant» lorsque l'aérosol salin se forme à l'endroit où les deux nuages diffusants de réactifs se rencontrent entre le deux bouteilles.
NH3 + HCl → [NH4]Cl

Les sels produits par l'action de l'ammoniac sur les acides sont connus sous le nom de sels d'ammonium et contiennent tous l'ion ammonium (NH4+).
Bien que l'ammoniac soit bien connu comme une base faible, il peut également agir comme un acide extrêmement faible.
L'ammoniac est une substance protique et est capable de former des amides (qui contiennent l'ion NH2^).
Par exemple, le lithium se dissout dans l'ammoniac liquide pour donner une solution bleue (électron solvaté) d'amidure de lithium :
2Li + 2NH3 → 2LiNH2 + H2

Auto-dissociation de l'ammoniac :
Comme l'eau, l'ammoniac liquide subit une auto-ionisation moléculaire pour former ses conjugués acide et base :
2NH3 ⇌ NH4+ + NH2−

L'ammoniac fonctionne souvent comme une base faible, il a donc une certaine capacité tampon.
Les changements de pH entraîneront la présence en solution de plus ou moins de cations ammonium (NH4+) et d'anions amide (NH2−).
A pression et température standard, K = [NH4+] × [NH2−] = 10^−30.

Combustion d'ammoniac :
La combustion de l'ammoniac pour former de l'azote et de l'eau est exothermique :
4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H2O(g), ΔH°r = −1267,20 kJ (ou −316,8 kJ/mol si exprimé par mole de NH3)

La variation d'enthalpie standard de combustion, ΔH°c, exprimée par mole d'ammoniac et avec condensation de l'eau formée, est de -382,81 kJ/mol.
Le diazote est le produit thermodynamique de la combustion : tous les oxydes d'azote sont instables vis-à-vis du N2 et de l'O2, c'est le principe du pot catalytique.
Les oxydes d'azote peuvent se former sous forme de produits cinétiques en présence de catalyseurs appropriés, une réaction d'une grande importance industrielle dans la production d'acide nitrique :
4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O
Une réaction ultérieure conduit au NO2 :
2NO + O2 → 2NO2

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 plus faible, d'une température d'auto-inflammation élevée, une chaleur de vaporisation élevée et 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 tourbillon, ravivant ainsi l'intérêt de la recherche pour l'ammoniac en tant que combustible pour la production d'énergie thermique.
La plage d'inflammabilité de l'ammoniac dans l'air sec est de 15,15 à 27,35 % et dans l'air à 100 % d'humidité relative, de 15,95 à 26,55 %.
Pour étudier la cinétique de la combustion de l'ammoniac, la connaissance d'un mécanisme de réaction fiable et détaillé est nécessaire, mais cela a été difficile à obtenir.

Formation d'autres composés d'ammoniac :
En chimie organique, l'ammoniac peut jouer le rôle de 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 que 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 commercialement par la réaction de l'ammoniac avec le 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 de 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 la 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 les 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.
Lorsque le gaz ammoniac sec est chauffé avec du sodium métallique, il se transforme en sodamide, NaNH2.

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 en ammoniac trivalent et en hydrogène gazeux dans des conditions normales.
Cette substance a déjà été étudiée en tant que carburant solide pour fusée en 1966.

L'ammoniac en tant que ligand de l'ammoniac :
L'ammoniac peut agir comme ligand dans les complexes de métaux de transition.
L'ammoniac est un donneur σ pur, au milieu de la série spectrochimique, et présente un comportement intermédiaire dur-doux (voir aussi le modèle ECW).
La force relative des donneurs d'ammoniac vis-à-vis d'une série d'acides, par rapport à d'autres bases de Lewis, peut être illustrée par des tracés CB.
Pour des raisons historiques, l'ammoniac est nommé 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 dans le 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 d'ammoniaque diluée (2 M), le bromure d'argent (AgBr) n'est soluble que dans une solution d'ammoniaque concentrée, tandis que l'iodure d'argent ( AgI) est insoluble dans l'ammoniaque.

Les complexes d'ammine de chrome (III) étaient connus à la fin du 19e siècle et constituaient la base de la théorie révolutionnaire d' Alfred Werner sur la structure des composés de coordination .
Werner a noté que seuls deux isomères (fac- et mer-) du complexe [CrCl3(NH3)3] pouvaient 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 de Calomel, où le composé d'amidomercure (II) résultant est hautement insoluble.
HgCl2 + 2 NH3 → HgCl(NH2) + [NH4]Cl

L'ammoniac forme des adduits 1:1 avec une variété d'acides de Lewis tels que I2, le phénol et Al(CH3)3.
L'ammoniac est une base dure (théorie HSAB) et ses paramètres E & C sont EB = 2,31 et CB = 2,04.
La force relative des donneurs d'ammoniac vis-à-vis d'une série d'acides, par rapport à d'autres bases de Lewis, peut être illustrée par des tracés CB.

Détection et dosage de l'Ammoniac :
Cette section concerne la détection en laboratoire.
Pour la détection en astronomie, voir § En astronomie .

Ammoniac en solution d'ammoniac :
Article principal: solution d'ammoniac
L'ammoniac et les sels d'ammonium peuvent être facilement détectés, en très petites traces, par l'addition de la solution de Nessler, qui donne une coloration jaune distincte en présence de la moindre trace d'ammoniac 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 (NaOH) ou de potassium (KOH), l'ammoniac dégagé étant absorbé dans un volume connu d'acide sulfurique standard et l'excès d'acide alors déterminé volumétriquement ; ou bien l'ammoniac peut être absorbé dans de l'acide chlorhydrique et le chlorure d'ammonium ainsi formé précipité sous forme d'hexachloroplatinate d'ammonium, [NH4]2[PtCl6].

Ammoniac gazeux d'ammoniac :
Des bâtonnets de soufre sont brûlés pour détecter de petites fuites dans les systèmes de réfrigération industriels à l'ammoniac.
De plus grandes quantités peuvent être détectées en chauffant les sels avec un alcali caustique ou avec de la chaux vive, lorsque l'odeur caractéristique de l'ammoniac sera immédiatement apparente.

L'ammoniac est un irritant et l'irritation augmente avec la concentration; la limite d'exposition admissible est de 25 ppm et létale au-dessus de 500 ppm.
Des concentrations plus élevées sont difficilement détectées par les détecteurs conventionnels, le type de détecteur est choisi en fonction de la sensibilité requise (par exemple semi-conducteur, catalytique, électrochimique).
Des capteurs holographiques ont été proposés pour détecter des concentrations jusqu'à 12,5% en volume.

Azote ammoniacal (NH3-N):
L'azote ammoniacal (NH3-N) est une mesure couramment utilisée pour tester la quantité d'ions ammonium, dérivés naturellement de l'ammoniac, et restitués à l'ammoniac via des processus organiques, dans l'eau ou les déchets liquides.
L'ammoniac est une mesure utilisée principalement pour quantifier les valeurs dans les systèmes de traitement des déchets et de purification de l'eau, ainsi qu'une mesure de la santé des réserves d'eau naturelles et artificielles.
L'ammoniac est mesuré en unités de mg/L (milligramme par litre).

L'ancien historien grec Hérodote a mentionné qu'il y avait des affleurements de sel dans une région de la Libye qui était habitée par un peuple appelé les «Ammoniens» (maintenant: l'oasis de Siwa dans le nord-ouest de l'Égypte, où existent encore des lacs salés).
Le géographe grec Strabon a également mentionné le sel de cette région.
Cependant, les anciens auteurs Dioscorides, Apicius, Arrian, Synesius et Aëtius d'Amida ont décrit ce sel comme formant des cristaux clairs pouvant être utilisés pour la cuisine et qui étaient essentiellement du sel gemme.

Hammoniacus sal apparaît dans les écrits de Pline, bien que l'on ne sache pas si le terme est identique au sal ammoniac plus moderne (chlorure d'ammonium).
La fermentation de l'urine par les bactéries produit une solution d'ammoniaque ; par conséquent, l'urine fermentée était utilisée dans l'Antiquité classique pour laver les tissus et les vêtements, pour enlever les poils des peaux en vue du tannage, pour servir de mordant dans les tissus mourants et pour éliminer la rouille du fer.
L'ammoniac était également utilisé par les anciens dentistes pour se laver les dents.

Sous forme de sel ammoniac, l'ammoniac était important pour les alchimistes musulmans.
L'ammoniac a été mentionné dans le Livre des pierres, probablement écrit au IXe siècle et attribué à Jābir ibn Hayyān.
L'ammoniac était également important pour les alchimistes européens du 13ème siècle, étant mentionné par Albertus Magnus.

L'ammoniac était également utilisé par les teinturiers au Moyen Âge sous forme d'urine fermentée pour modifier la couleur des teintures végétales.
Au XVe siècle, Basilius Valentin montre que l'ammoniac peut être obtenu par l'action des alcalis sur le sel ammoniac.
Plus tard, 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.

L'ammoniac gazeux a été isolé pour la première fois par Joseph Black en 1756 en faisant réagir du sel ammoniac (chlorure d'ammonium) avec de la magnésie calcinée (oxyde de magnésium).
L'ammoniac a été isolé à nouveau par Peter Woulfe en 1767, par Carl Wilhelm Scheele en 1770 et par Joseph Priestley en 1773 et a été qualifié par lui "d'air alcalin".
Onze ans plus tard, en 1785, Claude Louis Berthollet en constate la composition.

Le procédé Haber-Bosch pour produire de l'ammoniac à partir de l'azote de l'air a été développé par Fritz Haber et Carl Bosch en 1909 et breveté en 1910.
L'ammoniac a été utilisé pour la première fois à l'échelle industrielle en Allemagne pendant la Première Guerre mondiale, à la suite du blocus allié qui a coupé l'approvisionnement en nitrates du Chili.
L'ammoniac a été utilisé pour produire des explosifs pour soutenir les efforts de guerre.

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 au XXe siècle, l'ammoniac est devenu un sous-produit de la production de charbon à coke.

Sécurité de l'ammoniac :
L'administration américaine de la sécurité et de la santé au travail (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.
L'Institut national pour la sécurité et la santé au travail (NIOSH) a récemment réduit l'IDLH (Immédiatement dangereux pour la vie et la santé, 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 récentes plus interprétations conservatrices de la recherche originale en 1943.
D'autres organisations ont des niveaux d'exposition variables. Normes de l'US Navy [US Bureau of Ships 1962] concentrations maximales admissibles (MAC) : exposition continue (60 jours) : 25 ppm / 1 heure : 400 ppm.

La vapeur d'ammoniac a une odeur forte, irritante et piquante qui agit comme un avertissement d'une exposition potentiellement dangereuse.
Le seuil d'odeur moyen est de 5 ppm, bien en deçà de tout danger ou dommage.
L'exposition à des concentrations très élevées d'ammoniac gazeux peut entraîner des lésions pulmonaires et la mort.
L'ammoniac est réglementé aux États-Unis en tant que gaz ininflammable, mais il répond à la définition d'un matériau toxique par inhalation et nécessite un permis de sécurité dangereux lorsqu'il est transporté en quantités supérieures à 13 248 L (3 500 gallons).

L'ammoniac liquide est dangereux car il est hygroscopique et peut provoquer des brûlures caustiques.
Voir Transporteur de gaz § Effets sur la santé de cargaisons spécifiques transportées sur des transporteurs de gaz pour plus d'informations.

Aquaculture d'ammoniac :
On pense que la toxicité de l'ammoniac est une cause de pertes autrement inexpliquées dans les écloseries.
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.

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 de faibles taux de croissance et de conversion alimentaire, une fécondité et une fertilité réduites et augmenter le stress et la sensibilité aux infections bactériennes et aux maladies.
Exposés à un excès d'ammoniac, les poissons peuvent subir une perte d'équilibre, une hyper-excitabilité, une augmentation de l'activité respiratoire et de l'absorption d'oxygène et une augmentation du rythme cardiaque.
À des concentrations supérieures à 2,0 mg/L, l'ammoniac provoque des dommages aux branchies et aux tissus, une léthargie extrême, des convulsions, le coma et la mort.
Des expériences ont montré que la concentration létale pour diverses espèces de poissons varie de 0,2 à 2,0 mg/l.

Pendant l'hiver, lorsque des aliments réduits sont administrés aux stocks aquacoles, les niveaux d'ammoniac peuvent être plus élevés.
Des températures ambiantes plus basses réduisent le taux de photosynthèse des algues, de sorte que moins d'ammoniac est éliminé par les algues présentes.
Dans un environnement aquacole, 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[132] et, dans les systèmes d'eau libre, à l'environnement environnant.

Informations de stockage de l'ammoniac :
Semblable au propane, l'ammoniac anhydre bout en dessous de la température ambiante lorsqu'il est à la pression atmosphérique.
Un récipient de stockage capable de 250 psi (1,7 MPa) convient pour contenir le liquide.
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 de construction en acier au carbone NH3 avec 0,2 % en poids ou plus d'eau pourraient durer plus de 50 ans en service.
Les experts avertissent que les composés d'ammonium ne doivent pas entrer en contact avec des bases (sauf dans le cas d'une réaction intentionnelle et confinée), car des quantités dangereuses de gaz ammoniac pourraient être libérées.

Production d'ammoniac :
L'ammoniac est l'un des produits chimiques inorganiques les plus produits, avec une production mondiale signalée à 175 millions de tonnes en 2018.
La Chine en représentait 28,5 %, suivie de la Russie à 10,3 %, des États-Unis à 9,1 % et de l'Inde à 6,7 %.

Avant le début de la Première Guerre mondiale, la majeure partie de l'ammoniac était obtenue par distillation sèche de déchets végétaux et animaux azotés, y compris la bouse de chameau, où il était distillé par réduction de l'acide nitreux et des nitrites avec de l'hydrogène ; de plus, il était produit par la distillation du charbon, et aussi par la décomposition des sels d'ammonium par des hydroxydes alcalins comme la chaux vive :
2 [NH4]Cl + 2 CaO → CaCl2 + Ca(OH)2 + 2 NH3(g)

Pour la synthèse en laboratoire à petite échelle, on peut chauffer de l'urée et de l'hydroxyde de calcium :
(NH2)2CO + Ca(OH)2 → CaCO3 + 2 NH3

Rôle dans les systèmes biologiques et les maladies humaines
L'ammoniac est à la fois un déchet métabolique et un intrant métabolique dans toute la biosphère.
L'ammoniac est une source importante d'azote pour les systèmes vivants.
Bien que l'azote atmosphérique soit abondant (plus de 75 %), peu d'êtres vivants sont capables d'utiliser cet azote atmosphérique sous sa forme diatomique, le gaz N2.

Par conséquent, la fixation de l'azote est nécessaire à la synthèse des acides aminés, qui sont les éléments constitutifs des protéines.
Certaines plantes dépendent de l'ammoniac et d'autres déchets azotés incorporés dans le sol par la matière en décomposition.
D'autres, comme les légumineuses fixatrices d'azote, bénéficient de relations symbiotiques avec les rhizobiums qui créent de l'ammoniac à partir de l'azote atmosphérique.

Chez l'homme, l'inhalation d'ammoniac à des concentrations élevées peut être mortelle.
L'exposition à l'ammoniac peut provoquer des maux de tête, des œdèmes, des troubles de la mémoire, des convulsions et le coma car il est de nature neurotoxique.

Applications de l'ammoniac :

Électrochimique de l'ammoniac :
L'ammoniac peut être synthétisé électrochimiquement.
Les seuls apports nécessaires sont des sources d'azote (potentiellement atmosphérique) et d'hydrogène (eau), permettant la génération au point d'utilisation.
La disponibilité des énergies renouvelables crée la possibilité d'une production à zéro émission.

En 2012, le groupe de Hideo Hosono a découvert que l'électride C12A7: e− chargé de Ru fonctionne bien comme catalyseur et a poursuivi une formation plus efficace.
Cette méthode est mise en œuvre dans une petite usine de synthèse d'ammoniac au Japon.

En 2019, le groupe de Hosono a trouvé un autre catalyseur, un nouveau pérovskite oxynitrure-hydrure BaCeO3-xNyHz, qui fonctionne à basse température et sans ruthénium coûteux.
Un autre mode de synthèse électrochimique implique la formation réductrice de nitrure de lithium, qui peut être protoné en ammoniac, étant donné une source de protons.
L'éthanol a été utilisé comme une telle source, bien qu'il puisse se dégrader. Une étude a utilisé l'électrodéposition du lithium dans le tétrahydrofurane.

En 2021, Suryanto et al. remplacé l'éthanol par un sel de tétraalkylphosphonium. Ce cation peut subir de manière stable des cycles de déprotonation-reprotonation, tout en améliorant la conductivité ionique du milieu.
L'étude a observé des taux de production de NH3 de 53 ± nanomoles/s/cm2 à 69 ± 1 % d'expériences d'efficacité faradique sous 0,5 bar d'hydrogène et 19,5 bar de pression partielle d'azote à température ambiante.

Gaz élévateur d'Ammoniac :
À température et pression standard, l'ammoniac est moins dense que l'atmosphère et possède environ 45 à 48% du pouvoir de levage de l'hydrogène ou de l'hélium.
L'ammoniac a parfois été utilisé pour remplir des ballons 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 lest (et renvoyé à un gaz pour ajouter de la portance et réduire le ballast).

Textile d'ammoniaque :
L'ammoniac liquide est utilisé pour le traitement des matériaux en coton, donnant des propriétés comme la mercerisation, en utilisant des alcalis.
En particulier, il est utilisé pour le prélavage de la laine.

Utilisation en laboratoire de l'ammoniac anhydre (gaz ou liquide)
L'ammoniac anhydre est classé 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 à 25 %). La limite d'exposition admissible (PEL) aux États-Unis est de 50 ppm (35 mg/m3), tandis que la concentration IDLH est estimée à 300 ppm. L'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, ce qui rend les raccords en laiton impropres à la manipulation du gaz. L'ammoniac liquide peut également attaquer le caoutchouc et certains plastiques.

L'ammoniac réagit violemment avec les halogènes.
Le triiodure d'azote, un explosif primaire, se forme lorsque l'ammoniac entre en contact avec l'iode.
L'ammoniac provoque la polymérisation explosive de l'oxyde d'éthylène.
L'ammoniac 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'adsorption d'ammoniac suivie par FTIR ainsi que la désorption programmée en température de l'ammoniac (NH3-TPD) sont des méthodes très utiles pour caractériser les propriétés acido-basiques de catalyseurs hétérogènes.

Solvant d'ammoniac :
L'ammoniac liquide est le solvant ionisant non aqueux le plus connu et le plus étudié.
La propriété la plus remarquable de l'ammoniac est sa capacité à dissoudre les métaux alcalins pour former des solutions hautement colorées et électriquement conductrices contenant des électrons solvatés.

En dehors de ces solutions remarquables, une grande partie de la chimie de l'ammoniac liquide peut être classée par analogie avec des réactions apparentées dans des solutions aqueuses.
La comparaison des propriétés physiques du NH3 avec celles de l'eau montre que le NH3 a le point de fusion, le point d'ébullition, la densité, la viscosité, la constante diélectrique et la conductivité électrique les plus bas ; cela est dû au moins en partie à la liaison hydrogène plus faible dans NH3 et parce qu'une telle liaison ne peut pas former de réseaux réticulés, puisque chaque molécule NH3 n'a qu'une seule paire d'électrons contre deux pour chaque molécule H2O.
La constante d'autodissociation ionique du NH3 liquide à −50 °C est d'environ 10−33.

Solubilité des sels d'ammoniac :
Acétate d'ammonium : 253,2
Nitrate d'ammonium : 389,6
Nitrate de lithium : 243,7
Nitrate de sodium : 97,6
Nitrate de potassium : 10,4
Fluorure de sodium : 0,35
Chlorure de sodium : 157,0
Bromure de sodium : 138,0
Iodure de sodium : 161,9
Thiocyanate de sodium : 205,5

L'ammoniac liquide est un solvant ionisant, bien que moins que l'eau, et dissout une gamme de composés ioniques, y compris de nombreux nitrates, nitrites, cyanures, thiocyanates, complexes métalliques de cyclopentadiényle et bis (triméthylsilyl) amides métalliques.
La plupart des sels d'ammonium sont solubles et agissent comme des acides dans les solutions d'ammoniaque liquide.
La solubilité des sels d'halogénure augmente du fluorure à l'iodure.
Une solution saturée de nitrate d'ammonium (solution de Divers, du nom d'Edward Divers) contient 0,83 mol de soluté par mole d'ammoniac et a une pression de vapeur inférieure à 1 bar même à 25 ° C (77 ° F).

Solutions de métaux d'ammoniac :
L'ammoniac liquide dissoudra tous les métaux alcalins et autres métaux électropositifs tels que Ca, [64] Sr, Ba, Eu et Yb (également Mg en utilisant un procédé électrolytique).
A faible concentration (<0,06 mol/L), des solutions bleu foncé se forment : elles contiennent des cations métalliques et des électrons solvatés, électrons libres qui sont entourés d'une cage de molécules d'ammoniac.

Ces solutions sont très utiles en tant qu'agents réducteurs puissants.
A des concentrations plus élevées, les solutions sont métalliques en apparence et en conductivité électrique.
A basse température, les deux types de solution peuvent coexister sous forme de phases non miscibles.

La plage de stabilité thermodynamique des solutions d'ammoniac liquide est très étroite, car le potentiel d'oxydation en diazote, E° (N2 + 6 NH+4+ 6 e− ⇌ 8 NH3), n'est que de +0,04 V.
En pratique, l'oxydation en diazote et la réduction en dihydrogène sont lentes.
Cela est particulièrement vrai des solutions réductrices : les solutions des métaux alcalins mentionnés ci-dessus sont stables pendant plusieurs jours, se décomposant lentement en amide métallique et en dihydrogène.
La plupart des études impliquant des solutions d'ammoniac liquide sont réalisées dans des conditions réductrices; bien que l'oxydation de l'ammoniac liquide soit généralement lente, il existe toujours un risque d'explosion, en particulier si des ions de métaux de transition sont présents comme catalyseurs possibles.

Engrais d'Ammoniac:
Aux États-Unis, en 2019, environ 88% de l'ammoniac était utilisé comme engrais sous forme de sels, de solutions ou de manière anhydre.
Lorsqu'il est appliqué sur le sol, il aide à fournir des rendements accrus de cultures telles que le maïs et le blé.
30 % de l'azote agricole appliqué aux États-Unis se présente sous la forme d'ammoniac anhydre et dans le monde, 110 millions de tonnes sont appliquées chaque année.

Précurseur des composés azotés de l'Ammoniac :
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 via 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 :
NH3 + 2 O2 → HNO3 + H2O

L'acide nitrique est utilisé pour la production d'engrais, d'explosifs et de nombreux composés organoazotés.

L'ammoniac est également utilisé pour fabriquer les composés suivants :
Hydrazine , dans le procédé Olin Raschig et le procédé au peroxyde
Cyanure d'hydrogène, dans le procédé BMA et le procédé Andrussow

Hydroxylamine et carbonate d'ammonium, dans le procédé Raschig
Phénol , dans le procédé Raschig – Hooker
Urée , dans le procédé d'urée Bosch – Meiser et dans la synthèse de Wöhler

Acides aminés, utilisant la synthèse d'acides aminés de Strecker
Acrylonitrile, dans le procédé Sohio
L'ammoniac peut également être utilisé pour fabriquer des composés dans des réactions qui ne sont pas spécifiquement nommées.
Des exemples de tels composés comprennent : le perchlorate d'ammonium, le nitrate d'ammonium, le formamide, le tétroxyde de diazote, l'alprazolam, l'éthanolamine, le carbamate d'éthyle, l'hexaméthylènetétramine et le bicarbonate d'ammonium.

Agent nettoyant de l'ammoniaque :
L'« ammoniac » domestique (également appelé à tort hydroxyde d'ammonium) 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 donne un éclat relativement sans traces, l'une de ses utilisations les plus courantes consiste à nettoyer le verre, la porcelaine et l'acier inoxydable.

L'ammoniac est également fréquemment utilisé pour nettoyer les fours et faire tremper les articles pour détacher la saleté cuite.
L'ammoniac domestique varie en concentration en poids de 5 à 10% d'ammoniac.
Les fabricants américains de produits de nettoyage sont tenus de fournir la fiche de données de sécurité du produit qui indique la concentration utilisée.

Des solutions d'ammoniac (5 à 10% en poids) sont utilisées comme nettoyants ménagers, en particulier pour le verre.
Ces solutions sont irritantes pour les yeux et les muqueuses (voies respiratoire et digestive), et dans une moindre mesure la peau.
Les experts conseillent de faire preuve de prudence pour s'assurer que la substance n'est pas mélangée à un liquide contenant de l'eau de Javel, en raison du danger de gaz toxique.
Le mélange avec des produits contenant du chlore ou des oxydants puissants, tels que l'eau de Javel domestique, peut générer des chloramines.
Les experts avertissent également de ne pas utiliser de nettoyants à base d'ammoniac (tels que les nettoyants pour vitres ou vitres) sur les écrans tactiles des voitures, en raison du risque d'endommager les revêtements antireflet et anti-empreintes digitales de l'écran.

Fermentation de l'ammoniac :
Des solutions d'ammoniac allant de 16% à 25% sont utilisées dans l'industrie de la fermentation comme source d'azote pour les micro-organismes et pour ajuster le pH pendant la fermentation.

Agent antimicrobien pour produits alimentaires
Dès 1895, on savait que l'ammoniac était "fortement antiseptique il en faut 1,4 gramme par litre pour conserver le thé (bouillon) de boeuf". pas d'ensilage.
L'ammoniac anhydre est actuellement utilisé commercialement pour réduire ou éliminer la contamination microbienne du bœuf.

Le bœuf maigre à texture fine (communément appelé «boue 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'ammoniac pour tuer E. coli.
Le processus a été jugé efficace et sûr par le département américain de l'Agriculture sur la base d'une étude qui a révélé que le traitement réduit E. coli à des niveaux indétectables.
Il y a eu des problèmes de sécurité concernant le processus ainsi que des plaintes de consommateurs concernant le goût et l'odeur du bœuf traité à l'ammoniac.

Carburant d'ammoniac :
La densité d'énergie brute de l'ammoniac liquide est de 11,5 MJ/L, soit environ le tiers de celle du diesel.
Il est possible de reconvertir l'ammoniac en hydrogène, où il peut être utilisé pour alimenter des piles à combustible à hydrogène, ou il peut être utilisé directement dans des piles à combustible à ammoniac direct à oxyde solide à haute température pour fournir des sources d'énergie efficaces qui n'émettent pas de gaz à effet de serre.
La conversion de l'ammoniac en hydrogène via le procédé à l'amidure de sodium, soit pour la combustion, soit comme combustible pour une pile à combustible à membrane échangeuse de protons, est possible.
Une autre méthode est la décomposition catalytique de l'ammoniac à l'aide de catalyseurs solides.
La conversion en hydrogène permettrait le stockage de l'hydrogène à près de 18% poids contre ≈5% pour l'hydrogène gazeux sous pression.

Des moteurs à ammoniac ou des moteurs à ammoniac, utilisant de l'ammoniac comme fluide de travail, ont été proposés et parfois utilisés.
Le principe est similaire à celui utilisé dans une locomotive sans feu, mais avec de l'ammoniac comme fluide de travail, au lieu de vapeur ou d'air comprimé.
Les moteurs à ammoniac ont été utilisés expérimentalement au 19e siècle par Goldsworthy Gurney au Royaume-Uni et la ligne de tramway de l'avenue St.Charles à la Nouvelle-Orléans dans les années 1870 et 1880, et pendant la Seconde Guerre mondiale, l'ammoniac a été utilisé pour alimenter les bus en Belgique.

L'ammoniac est parfois proposé comme une alternative pratique aux combustibles fossiles pour les moteurs à combustion interne.
L'indice d'octane élevé de l'ammoniac de 120 et la basse température de flamme permettent l'utilisation de taux de compression élevés sans pénalité de production élevée de NOx.
Comme 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.

La production d'ammoniac génère actuellement 1,8 % des émissions mondiales de CO2.
«L'ammoniac vert» est l'ammoniac produit en utilisant de l'hydrogène vert (hydrogène produit par électrolyse), tandis que «l'ammoniac bleu» est de l'ammoniac produit à l'aide d'hydrogène bleu (hydrogène produit par reformage du méthane à la vapeur où le dioxyde de carbone a été capturé et stocké).
Cependant, 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 une utilisation automobile généralisée.

En termes d'approvisionnement en ammoniac brut, des usines devraient être construites pour augmenter les niveaux de production, nécessitant d'importantes sources de capitaux et d'énergie. Bien qu'il s'agisse du deuxième produit chimique le plus produit (après l'acide sulfurique), l'ampleur de la production d'ammoniac ne représente qu'une petite fraction de l'utilisation mondiale du pétrole.
L'ammoniac pourrait être fabriqué à partir de sources d'énergie renouvelables, ainsi que du charbon ou de l'énergie nucléaire.
Le barrage Rjukan de 60 MW à Telemark, en Norvège, a produit de l'ammoniac pendant de nombreuses années à partir de 1913, fournissant des engrais à une grande partie de l'Europe.

Malgré cela, plusieurs tests ont été effectués. En 1981, une entreprise canadienne a converti une Chevrolet Impala de 1981 pour qu'elle fonctionne avec de l'ammoniac comme carburant.[95][96] En 2007, une camionnette de l'Université du Michigan alimentée 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.[97]
Comparé à l'hydrogène en tant que 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 sous forme comprimée ou sous forme de liquide cryogénique.

Les moteurs de fusée ont également été alimentés à l'ammoniac.
Le moteur-fusée Reaction Motors XLR99 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-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.

Début août 2018, des scientifiques de l'Organisation australienne de recherche scientifique et industrielle du Commonwealth (CSIRO) ont annoncé le succès du développement d'un procédé permettant de libérer l'hydrogène de l'ammoniac et de le récolter à une pureté ultra élevée comme carburant pour les voitures.
Celui-ci utilise une membrane spéciale.
Deux véhicules de démonstration à pile à combustible disposent de la technologie, un Hyundai Nexo et un Toyota Mirai.

En 2020, l'Arabie saoudite a expédié quarante tonnes métriques d '«ammoniac bleu» liquide au Japon pour une utilisation comme carburant.
L'ammoniac a été produit comme sous-produit par les industries pétrochimiques et peut être brûlé sans émettre de gaz à effet de serre.
La densité d'énergie volumique de l'ammoniac est presque le double de celle de l'hydrogène liquide.

Si le processus de création peut être étendu via des ressources purement renouvelables, produisant de l'ammoniac vert, cela pourrait faire une différence majeure pour éviter le changement climatique.
La société ACWA Power et la ville de Neom ont annoncé la construction d'une usine verte d'hydrogène et d'ammoniac en 2020.
L'ammoniac vert est considéré comme un carburant potentiel pour les futurs porte-conteneurs.
En 2020, les sociétés DSME et MAN Energy Solutions ont annoncé la construction d'un navire à base d'ammoniac, DSME envisage de le commercialiser d'ici 2025.
L'utilisation de l'ammoniac comme carburant alternatif potentiel pour les réacteurs d'avions est également à l'étude.

Le Japon vise à présenter un plan pour développer une technologie de co-combustion d'ammoniac qui peut augmenter l'utilisation de l'ammoniac dans la production d'électricité, dans le cadre des efforts visant à aider les services publics nationaux et asiatiques à accélérer leur transition vers la neutralité carbone.
En octobre 2021, la première conférence internationale sur l'ammoniac combustible (ICFA2021) s'est tenue.
En 2022, IHI Corporation a réussi à réduire les gaz à effet de serre de plus de 99 % lors de la combustion d'ammoniac liquide dans une turbine à gaz de classe 2 000 kilowatts, réalisant ainsi une production d'électricité véritablement sans CO ₂ .

Assainissement des émissions gazeuses
L'ammoniac est utilisé pour épurer le SO2 de la combustion des combustibles fossiles, et le produit résultant est converti en sulfate d'ammonium pour être utilisé comme engrais.
L'ammoniac neutralise les polluants d'oxyde d'azote (NOx) émis par les moteurs diesel.
Cette technologie, appelée SCR (réduction catalytique sélective), repose sur un catalyseur à base de vanadia.
L'ammoniac peut être utilisé pour atténuer les déversements gazeux de phosgène.

En tant que transporteur d'hydrogène
En raison de ses attributs, étant liquide à température ambiante sous sa propre pression de vapeur et ayant une densité d'énergie volumétrique et gravimétrique élevée, l'ammoniac est considéré comme un support approprié pour l'hydrogène et peut être moins cher que le transport direct d'hydrogène liquide.

Réfrigération de l'ammoniac :
En raison des propriétés de vaporisation de l'ammoniac, c'est un réfrigérant utile.
L'ammoniac 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 efficacité énergétique élevée et de son faible coût.

L'ammoniac 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 dans un 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 dans deux boucles qui sont utilisées pour réguler la température interne et permettre des expériences dépendant de la température.

L'importance potentielle de l'ammoniac en tant que réfrigérant a augmenté avec la découverte que les CFC et HFC ventilés sont des gaz à effet de serre extrêmement puissants et stables.

Stimulant de l'Ammoniaque :
L'ammoniac, sous forme de vapeur libérée par l'odeur des sels, a trouvé une utilisation importante comme stimulant respiratoire.
L'ammoniac est couramment utilisé dans la fabrication illégale de méthamphétamine par le biais d'une réduction Birch.
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 susceptible d'ébullition explosive lorsque des réactifs sont ajoutés.

Produits ménagers d'ammoniac :
Produits ménagers et commerciaux/institutionnels
Des informations sur 123 produits de consommation contenant de l'ammoniac dans les catégories suivantes sont fournies :

Produits automobiles
Commercial / Institutionnel
Passe-temps/Artisanat
Entretien de la maison
À l'intérieur de la maison
Aménagement paysager/cour

Méthodes de fabrication de l'ammoniac :    
L'ammoniac est produit comme sous-produit de la distillation du charbon et par l'action de la vapeur sur le cyanamide calcique, ainsi que par la décomposition des matières azotées.
L'ammoniac est fabriqué principalement par un procédé de réduction Haber modifié utilisant de l'azote atmosphérique et une source d'hydrogène, par exemple du méthane, de l'éthylène ou du naphta, à des températures élevées (400 à 6500 °C) et des pressions (100 à 900 atm) en présence d'un catalyseur de fer.
Issu du gaz de synthèse, mélange de monoxyde de carbone, d'hydrogène, de dioxyde de carbone et d'azote (de l'air) obtenu par reformage à la vapeur ou par combustion partielle de gaz naturel (US). ou de l'action de la vapeur sur le coke chaud (procédé Haber-Bosch).
Fabriqué à partir de gaz à l'eau (obtenu en soufflant de la vapeur à travers du coke incandescent) comme source d'hydrogène, et à partir de gaz de production (obtenu à partir de vapeur et d'air à travers du coke incandescent), comme source d'azote par le procédé Haber-Bosch.

Identifiants de l'ammoniac :
Numéro CAS : 7664-41-7
3DMet : B00004
Référence Beilstein : 3587154
ChEBI:CHEBI:16134
ChEMBL : ChEMBL1160819
InfoCard ECHA : 100.028.760
Numéro CE : 231-635-3
Référence Gmelin : 79
KEGG : D02916
MeSH : ammoniac
Numéro RTECS : BO0875000
UNII : 5138Q19F1X
Numéro ONU : 1005
Tableau de bord CompTox (EPA) : DTXSID0023872

CAS Reg. N° : 7664-41-7
Nomenclature SciFinder : Ammoniac
Formule empirique : H3N
Masse molaire : 17,03 g/mol
Aspect : Gaz incolore
Point d'ébullition : –33,3 ºC
Solubilité dans l'eau :
≈530 g/L (20 ºC)
≈320 g/L (25 ºC)

Poids moléculaire : 17,031
XLogP3-AA : -0,7    
Nombre de donneurs d'obligations hydrogène : 1    
Nombre d'accepteurs de liaison hydrogène : 1
Nombre d'obligations rotatives : 0    
Masse exacte : 17,026549100    
Masse monoisotopique : 17,026549100    
Surface polaire topologique : 1 Å ²
Nombre d'atomes lourds : 1    
Charge formelle : 0    
Complexité : 0    
Nombre d'atomes isotopiques : 0    
Nombre de stéréocentres atomiques définis : 0    
Nombre de stéréocentres d'atomes non définis : 0    
Nombre de stéréocentres de liaison définis : 0    
Nombre de stéréocentres de liaison indéfinis : 0    
Nombre d'unités liées par covalence : 1    
Le composé est canonisé : Oui

Propriétés de l'ammoniaque :
Formule chimique : NH3
Masse molaire : 17,031 g/mol
Aspect : Gaz incolore
Odeur : forte odeur piquante
Densité:
0,86 kg/m3 (1,013 bar au point d'ébullition)
0,769 kg/m3 (STP)
0,73 kg/m3 (1,013 bars à 15 °C)
681,9 kg/m3 à −33,3 °C (liquide) Voir aussi Ammoniac (page de données)
817 kg/m3 à −80 °C (solide transparent)
Point de fusion : -77,73 ° C (-107,91 ° F; 195,42 K) (point triple à 6,060 kPa, 195,4 K)
Point d'ébullition : −33,34 °C (−28,01 °F; 239,81 K)
Point critique (T, P) : 132,4 °C (405,5 K), 111,3 atm (11 280 kPa)
Solubilité dans l'eau:
47 % p/p (0 °C)
31 % p/p (25 °C)
18 % p/p (50 °C)
Solubilité : soluble dans le chloroforme, l'éther, l'éthanol, le méthanol
Pression de vapeur : 857,3 kPa
Acidité (pKa) : 32,5 (−33 °C),[6] 9,24 (d'ammonium)
Basicité (pKb) : 4,75
Acide conjugué : Ammonium
Base conjuguée : Amide
Susceptibilité magnétique (χ) : −18,0·10−6 cm3/mol
Indice de réfraction (nD) : 1,3327
Viscosité:
10,07 µPa·s (25 °C)
0,276 mPa·s (−40 °C)

Structure de l'ammoniac :
Groupe ponctuel : C3v
Forme moléculaire : Pyramide trigonale
Moment dipolaire : 1,42 D

Composés apparentés d'ammoniac :
Autres cations :
Phosphine
Arsine
Stibine
Bismuthine
Hydrures d'azote associés :
Hydrazine
Acide hydrazoïque
Composés apparentés : Ammonium hydro

Noms de l'ammoniac :

Nom IUPAC : Ammoniac[1]
Nom IUPAC systématique : Azane

Autres noms
Nitrure d'hydrogène
R-717, R717 (réfrigérant)

Synonymes d'ammoniaque :    
ammoniac
7664-41-7
azane
Gaz ammoniac
Esprit de hartshorn
Nitro-sil
Ammoniac, anhydre
Ammoniakgas
Une solution d'ammoniaque
Ammoniac anhydre
Ammoniac anhydre
Ammoniak
AM-Fol
Ammoniac liquide
Ammoniak Kconzentrierter
Amoniak [polonais]
Ammoniaque [Français]
Ammoniak [Allemand]
ammoniaque
Ammoniaca [italien]
Caswell n° 041
Ammoniac (conc 20% ou plus)
CCRIS 2278
HSDB 162
Solution d'ammoniaque, forte
NH3
UN 2073 (solution >44%)
UN1005
Résine de polystyrène aminométhyle
Réfrigérant R717
Code chimique des pesticides EPA 005302
UNII-5138Q19F1X
Solution d'ammoniaque forte
R 717
UN 1005 (gaz anhydre ou solution >50%)
UN 2672 (entre 12% et 44% de solution)
Ammoniac, 7M dans du méthanol
Ammoniac anhydre, 99,98 %
CHEBI:16134
MFCD00011418
5138Q19F1X
Solution d'ammoniaque, forte (NF)
Solution d'ammoniaque, forte [NF]
amoniaco
Ammoniaque
Amoniak
(Aminométhyl)polystyrène
EINECS 231-635-3
tertiaires Amin
radical aminyle
ammoniaque ca
primaères Amin
Inhalant d'ammoniac
Ammoniaque, aromatique
Une solution d'ammoniaque
Gomme à l'ammoniac
sekundaeres Amin
ammoniac anhydre
Ammonium caustique
(Aminométhyl)polystyrène, 100-200 mesh, degré de marquage : ~0,5 mmol/g de charge d'amine
NH4
UNX
Solution d'ammoniac fort
R 717 (ammoniaque)
Ammoniac (8CI,9CI)
Eau ammoniaquée (JP15)
Vaporole d'ammoniaque aromatique
Ammoniac, 2M dans du méthanol
Base libre Dowex(R) 66
Ammoniac, 0,5 M dans le THF
Ammoniac aromatique, Vaporole
CE 231-635-3
Solution d'ammoniaque forte (NF)
Solution d'ammoniaque forte [usan]
N° SIN 527
N H3
isovalérate d'ammonium 30% en pg
CHEMBL1160819
DTXSID0023872
DTXSID40912315
DTXSID80420101
INS-527
[NH3]
NH(3)
2-méthylamino-5-nitro-benzonitrile
Solution d'ammoniac, 0,4 M dans du THF
Solution d'ammoniac, 4 M dans du méthanol
Solution d'ammoniac, 7 N dans du méthanol
Ammoniac, anhydre, >=99.98%
ACT02989
Solution d'ammoniac 2,0 M dans l'éthanol
Solution d'ammoniac 2,0 M dans du méthanol
Solution d'ammoniac, 0,5 M dans le dioxane
Solution d'ammoniac, 2,0 M dans l'éthanol
AKOS015916403
Ammoniaque anhydre 170g Flacon conférence
Solution d'ammoniac, 2,0 M dans du méthanol
Solution d'ammoniac 2,0 M dans l'isopropanol
MCULE-5646000632
Solution d'ammoniac 0,5 M dans du 1,4-dioxane
Solution d'ammoniac, 2,0 M dans l'isopropanol
Ammoniac (comprend l'ammoniac anhydre et l'ammoniac aqueux provenant de sels d'ammonium dissociables dans l'eau et d'autres sources ; 10 % de l'ammoniac aqueux total est à déclarer dans cette liste)
Ammoniac, solutions anhydres, liquéfiées ou d'ammoniac, densité relative <0,880 à 15 C dans l'eau, avec >50 % d'ammoniac [UN1005] [Gaz ininflammable]
Ammoniac, anhydre, liquéfié ou solutions d'ammoniac, densité relative <0,880 à 15 C dans l'eau, avec >50 % d'ammoniac [UN1005] [Gaz toxique, corrosif]
Ammoniac, puriss., anhydre, >=99.9%
Solution d'ammoniac 0,25 M dans le tétrahydrofurane
Ammoniac, puriss., anhydre, >=99.95%
E-527
Q4087
R-717
C00014
D02916
Dowex(R) Marathon(TM) WBA base libre, base libre
Q4832241
Q6004010
Q27110025
(Aminométhyl)polystyrène, 100-200 mesh, degré de marquage : ~2 mmol/g de charge d'amine
(Aminométhyl)polystyrène, 200-400 mesh, degré de marquage : ~0,6 mmol/g de charge d'amine
(Aminométhyl)polystyrène, 200-400 mesh, degré de marquage : ~1,5 mmol/g de charge d'amine
(Aminométhyl)polystyrène, 400-500 mum, degré d'étiquetage : 1-2 mmol/g de charge d'amine
(Aminométhyl)polystyrène, 100-200 mesh, degré de marquage : 0,5-1,0 mmol/g de charge N, 1 % réticulé
(Aminométhyl)polystyrène, 100-200 mesh, degré de marquage : 1,0 mmol/g de charge N, 1 % réticulé
(Aminométhyl)polystyrène, 200-400 mesh, degré de marquage : 1,0-1,5 mmol/g de charge N, 1 % réticulé
(Aminométhyl)polystyrène, 200-400 mesh, degré d'étiquetage : 1,0-2,0 mmol/g de charge, 2 % réticulé
(Aminométhyl)polystyrène, 200-400 mesh, degré d'étiquetage : 4,0 mmol/g de charge, 2 % réticulé
(Aminométhyl)polystyrène, 50-100 mesh, degré d'étiquetage : 2,0 mmol/g de charge, 1 % réticulé
(Aminométhyl)polystyrène, 70-90 mesh, degré de marquage : 1,0-1,5 mmol/g de charge N, 1 % réticulé
(Aminométhyl)polystyrène, 70-90 mesh, degré de marquage : 1,5-2,0 mmol/g N charge, 1 % réticulé
(Aminométhyl)polystyrène, macroporeux, 30-60 mesh, degré d'étiquetage : 1,5-3,0 mmol/g de charge
(Aminométhyl)polystyrène, macroporeux, 70-90 mesh, degré d'étiquetage : 1,5-3,0 mmol/g de charge
Ammoniac (comprend l'ammoniac anhydre et l'ammoniac aqueux provenant de sels d'ammonium dissociables dans l'eau et d'autres sources. 10 % de l'ammoniac aqueux total est à déclarer dans cette liste)
Ammoniac, solutions anhydres, liquéfiées ou ammoniaquées, densité relative <0,880 à 15 C dans l'eau, avec >50% d'ammoniac
Ammoniac, solutions anhydres, liquéfiées ou d'ammoniac, densité relative <0,880 à 15 C dans l'eau, avec >50 % d'ammoniac [UN1005] [Gaz ininflammable]
Ammoniac, anhydre, liquéfié ou solutions d'ammoniac, densité relative <0,880 à 15 C dans l'eau, avec >50 % d'ammoniac [UN1005] [Gaz toxique, corrosif]
Résine StratoSpheres(TM) PL-AMS, 100-200 mesh, degré de marquage : ~1,0 mmol/g de charge, 1 % réticulé avec du divinylbenzène
Résine StratoSpheres(TM) PL-AMS, 100-200 mesh, degré de marquage : 2,0 mmol/g de charge, 1 % réticulé
Résine StratoSpheres(TM) PL-AMS, 30-40 mesh, degré de marquage : 1,0 mmol/g de charge, 1 % réticulé
Résine StratoSpheres(TM) PL-AMS, 30-40 mesh, degré de marquage : 2,0 mmol/g de charge, 1 % réticulé
Résine StratoSpheres(TM) PL-AMS, 50-100 mesh, degré de marquage : 2,0 mmol/g de charge, 1 % réticulé