Ammoniac

L’ammoniac est connu depuis que les alchimistes arabes en traitant par la chaux le « sel ammoniac » (en fait le chlorure d’ammonium, obtenu dès l’Antiquité par la pyrolyse des excréments de chameau…) constatèrent la formation d’un gaz suffocant. Ce fut Joseph Priestley qui, en 1774, l’isola en le recueillant sur cuve à mercure et lui donna le nom « d’air alcalin », mais c’est Claude Louis Berthollet, qui, en 1785, en fit l’analyse et indiqua sa composition centésimale correspondant à la formule NH₃.

L’ammoniac est une molécule présentant une structure pyramidale à base trigonale : l’atome d’azote (N) est au sommet et les trois atomes d’hydrogène (H) occupent les trois sommets de la base triangulaire équilatérale. En fait, l’atome d’azote « monte » et « descend » entre ce « sommet » de la pyramide et celui de la pyramide opposée, traversant ainsi la base triangulaire des atomes d’hydrogène. Cette oscillation s’effectue 24 milliards de fois par seconde (24 GHz) et a été exploitée dans les premières horloges atomiques.

L’ammoniac est très soluble dans l’eau. Ces solutions, communément appelées ammoniaque, sont faiblement basiques et de ce fait considérées comme des solutions d’hydroxyde d’ammonium (NH₄OH). Toutefois, la dissociation en ions [NH₄]⁺ (ammonium ) et [OH]^– (hydroxyde) est très faible, expliquant ce comportement. En réalité, ces solutions sont surtout constituées des hydrates NH₃•OH₂, 2NH₃•OH₂ et NH₃•2OH₂ associant des molécules d’ammoniac et d’eau par des liaisons hydrogène N…H—O. L’ammoniac peut également perdre un proton, H⁺, et donner l’ion amidure, NH₂^–, qui est une base forte.

L’ammoniac était produit par distillation du purin et du fumier, puis jusqu’au milieu du XIXe siècle il est extrait des eaux-vannes dans lesquelles il se forme par décomposition de l’urée. Après 1850, on l’obtient comme sous-produit de l’industrie du gaz de ville. La carbonisation de la houille donne en effet lieu à la formation d’ammoniac, qui se condense sous forme d’eaux ammoniacales, puis est fixé à l’état de sulfate d’ammonium, utilisé comme engrais. A la même époque, l’importance de l’ammoniac comme constituant des engrais azotés va poser la question de voies de production industrielle des engrais qui allait révolutionner la préparation de l’ammoniac, mais aussi l’industrie chimique par le recours à la catalyse et aux réactions sous pression. Le problème de la fixation du diazote de l’air était posé.

Bien que 78,1 % de l’air que nous respirons soit constitué de diazote, celui-ci est relativement peu réactif du fait de la présence d’une triple liaison entre les deux atomes . Dès le début du 20e siècle de nombreux chimistes ont essayé de produire l’ammoniac par réaction du dihydrogène avec le diazote.

N₂ + 3 H₂ ———> 2 NH₃

C’est en 1909 que cette hydrogénation, effectuée en présence d’un catalyseur à base d’oxydes de fer, a été démontrée grâce à l’emploi d’équipements à haute pression fonctionnant en continu mis au point par Robert Le Rossignol.

Le procédé a été acheté par la BASF (Badsiche und Anilin Soda Fabrik) qui a confié à Karl Bosch la tâche difficile de développer à l’échelle industrielle le procédé qui porte le nom de procédé Haber-Bosch. La première usine de production catalytique d’ammoniac a démarré en 1913 à Oppau, seulement 4 ans après la démonstration de sa faisabilité en laboratoire. L’un des premiers «tubes de synthèse,» long de dix mètres, constitué de deux éléments pesant une vingtaine de tonnes est exposé à l’Université de Karlsruhe à proximité du laboratoire de la découverte du procédé (cf. la vignette d’annonce). Ces travaux séminaux en catalyse et technologie haute pression en continu ont été récompensés par le prix Nobel de Chimie, en 1918 pour F. Haber ({à droite) et en 1931 pour K. Bosch ({à gauche).

Le procédé de Haber-Bosch fournit actuellement 150 Mt/an d’ammoniac, employés principalement pour la fabrication de 100 Mt/an d’engrais azotés, sous forme d’ammoniac, de nitrate d’ammonium, et d’urée. Cette production consomme 3-5 % de la production mondiale de gaz naturel, source du dihydrogène nécessaire pour sa préparation. On estime que l’ammoniac est directement responsable du tiers de l’accroissement de la population mondiale depuis le milieu du XXe siècle grâce aux progrès de l’agriculture et à la disparition des grandes famines.

Avec l’ammoniac, la chimie offre à l’homme l’une de ces possibilités étonnantes dont il peut se servir pour le bien ou le mal : constituant et matière première de la plupart des engrais azotés, il sert également à fabriquer l’acide nitrique, lui-même utilisé dans la fabrication de la plupart des explosifs. Il est également envisagé comme carburant pour moteurs à combustion interne, employé comme fluide de réfrigération sans effet de serre, solvant et intermédiaire dans la synthèse de très nombreux produits azotés.

La pensée du jour
« Ammoniac : vraiment démoniaque ? »

Sources
– http://fr.wikipedia.org/wiki/Ammoniac
– http://encyclopedia.airliquide.com/encyclopedia.asp?GasID=2&CountryID=19&LanguageID=2
– www.societechimiquedefrance.fr/extras/Donnees/mine/nh3/texnh3.htm
– www.inrs.fr/htm/ammoniac_et_solutions_aqueuses.html
– http://en.wikipedia.org/wiki/Ammonia
– http://fr.wikipedia.org/wiki/Procédé_Haber
– http://en.wikipedia.org/wiki/Haber_process
– http://fr.wikipedia.org/wiki/Fixation_biologique_de_l%27azote
– http://fr.wikipedia.org/wiki/Cycle_de_l’azote

Pour en savoir plus
– Azote
– Hydrogène