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Le '''chlorure d'ammonium''' est un solide ionique de [[formule chimique]] NH<sub>4</sub>Cl.
Le '''chlorure d'ammonium''' est un [[Cristal ionique|solide ionique]] de [[formule chimique]] {{fchim|NH|4|Cl}} ([[masse molaire]] : {{unité|53,49 g/mol}}).

== Description ==
== Description ==
Le chlorure d'ammonium est un [[Sel (chimie)|sel]] de l'[[acide chlorhydrique]]. Dans les [[Conditions normales de température et de pression#Conditions ambiantes de température et de pression|conditions ambiantes]], c'est un solide [[cristal]]lin blanc de [[masse volumique]] {{unité|1,5274 g/cm3}}. Il est très [[solubilité|soluble]] dans l'eau, avec une solubilité de {{unité|372|g}} par {{unité|kg}} d'eau à {{tmp|20|°C}} ; la [[solution aqueuse]] est légèrement acide.


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Le chlorure d'ammonium [[cristallographie|cristallise]] dans le [[système cristallin|système cubique]] et le [[groupe d'espace]] Pm{{surligner|3}}m (structure de type [[Chlorure de césium|CsCl]]). À {{tmp|456|K}}, il présente une [[transition de phase|transition structurale]] vers le groupe d'espace Fm{{surligner|3}}m (structure de type [[Halite|NaCl]])<ref>K. Mansikka & J. Poyhonen, ''Annales Academiae Scientiarum Fennicae, Series A6: Physica'', 1962, 118</ref>. De {{tmp|338|340|°C}} il se [[sublimation (physique)|sublime]] et se [[décomposition chimique|décompose]] partiellement en [[chlorure d'hydrogène]] et [[ammoniac]]<ref>{{lien web| langue=de| url=https://gestis.dguv.de/data?name=001460| site=GESTIS-Stoffdatenbank| titre=Ammoniumchlorid| consulté le=5 novembre 2023}}.</ref>.
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Ce composé est dangereux pour la santé : il est nocif par ingestion (R22), il est irritant pour les yeux (R36) et il ne faut pas en inhaler les poussières (S22). À faible dose, il entre dans la composition de produits alimentaires ; le [[codex Alimentarius]] lui attribue le [[numéro E]]510<ref>{{en}} [http://www.codexalimentarius.net/web/more_info.jsp?id_sta=7 Noms de catégorie et système international de numérotation des additifs alimentaires] - Codex Alimentarius</ref>.
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Ce composé est dangereux pour la santé :
* R22 : nocif par ingestion
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== Origine ==
Le chlorure d'ammonium (additif alimentaire [[numéro E]] 510<ref>{{en}} [http://www.codexalimentarius.net/web/more_info.jsp?id_sta=7 Noms de catégorie et système international de numérotation des additifs alimentaires] - Codex Alimentarius</ref>), quand il est pur, est un [[Sel (chimie)|sel]] [[cristal|cristallin]] blanc, [[solubilité|soluble]] dans l'eau. La solution aqueuse est légèrement acide.
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Dans la nature, cette substance minérale nommée [[salmiac]], par abréviation du latin médiéval "sal ammoniac", par les [[minéralogiste|⁣⁣minéralogistes⁣⁣]], apparaît dans les régions [[volcan|volcaniques]], se déposant sur les rochers près de cheminées de volcans. Les cristaux se précipitent directement de la phase gazeuse ([[sublimé (volcanologie)|sublimés]]) et y restent peu de temps puisqu'ils sont facilement solubles dans l'eau.


On le trouve aussi dans des [[mine (gisement)|mines]] profondes. En Égypte, vieux pays principal exportateur autrefois de ce sel nommé sal ammoniac, il était extrait par sublimation de la [[suie]], provenant de la combustion de la fiente de chameaux. Le chimiste [[Jöns Jacob Berzelius|Berzelius]], auteur de cette remarque dans son ''traité de chimie'', précise qu'il provient essentiellement depuis le {{s|XVIII}} en Europe de la distillation d'os en cornue. Il est extrait du mélange brun des carbonates grâce à l'acide sulfurique. Le chlorure d'ammonium était obtenu conjointement avec le [[sulfate de sodium]] et aisément séparé.
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Sa [[masse molaire]] est de 53,49 g/mol et sa densité de {{unité/2|1.5274|g||cm|-3}}. Il se décompose à {{tmp|338|°C}} et sa solubilité dans l'eau est de 37,2 g/100 g d'eau à {{tmp|20|°C}}.

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==Origine==
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Dans la nature, cette substance minérale nommée [[salmiac]], par abréviation du latin médiéval "sal ammoniac", par les [[minéralogiste]]s apparaît dans les régions [[volcan|volcaniques]], se déposant sur les rochers près de cheminées de volcans. Les cristaux se précipitent directement de la phase gazeuse et y restent peu de temps puisqu'ils sont facilement solubles dans l'eau.


Le chlorure d'ammonium est préparé industriellement par réaction de l'[[ammoniac]] (NH<sub>3</sub>) avec le [[chlorure d'hydrogène]] (HCl) :
Le chlorure d'ammonium est préparé industriellement par réaction de l'[[ammoniac]] (NH<sub>3</sub>) avec le [[chlorure d'hydrogène]] (HCl) :
NH<sub>3</sub> + HCl → NH<sub>4</sub>Cl
: NH<sub>3</sub> + HCl → NH<sub>4</sub>Cl


Une expérience classique consiste à tremper une baguette de verre dans une solution ammoniacale et d'approcher cette baguette humectée du goulot d'une bouteille d'acide chlorhydrique en solution aqueuse : les vapeurs d'ammoniac et d'acide chlorhydrique réagissent en produisant des filets blancs ténus de chlorure d'ammonium.
On le trouve aussi dans des [[mine (gisement)|mines]] profondes.


==Usages==
== Usages ==
On utilise le chlorure d'ammonium ou souvent le salmiac :
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* en métallurgie et chimie des métaux :
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** étamage des récipients de fer ou de cuivre, en dinanderie ;
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* pour ses propriétés de surface, en particulier comme produits de nettoyage des métaux ou son action sur d'autres surfaces spécifiques
* pour ses propriétés de surface, en particulier comme produit de nettoyage des métaux ou son action sur d'autres surfaces spécifiques :
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** en [[photographie]] scientifique, notamment dans la photographie de [[roche]]s ou de [[fossile]]s, dans le but de blanchir les surfaces. Pulvérisé sur une surface brillante, cela permet de la rendre mate, tout en soulignant le moindre détail de façon très discrète ;
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**saveur pour les vodkas ;
** ingrédient dans la composition du [[Salmiakki]] (en finnois), une friandise populaire dans les [[pays nordiques]], les [[Pays-Bas]] et l'[[Allemagne]], possède une saveur salée plus prononcée que le sel de table ([[chlorure de sodium]]) ;
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** [[supplément alimentaire|suppléments alimentaires]] pour le [[bétail]] (sur ordonnance vétérinaire).
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== Notes et références ==
==Source==
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{{Traduction/Référence|en|Ammonium chloride|310503182}}
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== Référence ==
<references />


== Bibliographie ==
== Bibliographie ==
* [[Jöns Jakob Berzelius]], ''Traité de chimie minérale, végétale et animale'', Volume 4, F. Didot, 1831. Traduction en français de Antoine-Jacques-Louis Jourdan et Melchior Esslinger. En particulier, sur les sels d'ammonium, page 1 à 4.
* [[Jöns Jacob Berzelius|Jöns Jakob Berzelius]], ''Traité de chimie minérale, végétale et animale'', Volume 4, F. Didot, 1831. Traduction de l'allemand en français par Antoine-Jacques-Louis Jourdan et Melchior Esslinger. En particulier, sur les sels d'ammonium, page 1 à 4.

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Dernière version du 18 janvier 2024 à 14:30

Chlorure d'ammonium
Image illustrative de l’article Chlorure d'ammonium
Image illustrative de l’article Chlorure d'ammonium
Identification
DCI ammonium chlorure
Nom UICPA Chlorure d'ammonium
No CAS 12125-02-9
No ECHA 100.031.976
No CE 235-186-4
Code ATC B05XA04 G04BA01
No E E510
Apparence solide blanc
Propriétés chimiques
Formule H4ClNNH4Cl
Masse molaire[1] 53,491 ± 0,002 g/mol
H 7,54 %, Cl 66,28 %, N 26,19 %,
pKa 9,245
Propriétés physiques
T° fusion 338 °C (sublimation et décomposition partielle)
T° ébullition 520 °C
Solubilité sol. dans la glycérine,

peu sol. dans le méthanol et l'éthanol, presque insoluble dans l'acétone, l'éther et l'acétate d'éthyle[2]; 29,7 g/100g (0 °C, eau)

Masse volumique 1,527 g/cm3 [2]
Pression de vapeur saturante 133,3 Pa à 160 °C [2]
Point critique 16,4 bar à 608,85 °C [3]
Thermochimie
S0solide 94,85 J/mol/K
ΔでるたfH0solide −314,55 kJ/mol
Cristallographie
Structure type NaCl[4]
Précautions
Directive 67/548/EEC[5]
Nocif
Xn
Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire.
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Le chlorure d'ammonium est un solide ionique de formule chimique NH4Cl (masse molaire : 53,49 g/mol).

Description[modifier | modifier le code]

Le chlorure d'ammonium est un sel de l'acide chlorhydrique. Dans les conditions ambiantes, c'est un solide cristallin blanc de masse volumique 1,527 4 g/cm3. Il est très soluble dans l'eau, avec une solubilité de 372 g par kg d'eau à 20 °C ; la solution aqueuse est légèrement acide.

Le chlorure d'ammonium cristallise dans le système cubique et le groupe d'espace Pm3m (structure de type CsCl). À 182,85 °C, il présente une transition structurale vers le groupe d'espace Fm3m (structure de type NaCl)[6]. De 338 à 340 °C il se sublime et se décompose partiellement en chlorure d'hydrogène et ammoniac[7].

Ce composé est dangereux pour la santé : il est nocif par ingestion (R22), il est irritant pour les yeux (R36) et il ne faut pas en inhaler les poussières (S22). À faible dose, il entre dans la composition de produits alimentaires ; le codex Alimentarius lui attribue le numéro E510[8].

Le chlorure d'ammonium existe dans la nature et il est connu depuis l'Antiquité, sous le nom de salmiac. De nos jours il est produit industriellement, principalement par réaction du chlorure d'hydrogène sur l'ammoniac, suivant la réaction : HCl + NH3 → NH4Cl.

Origine[modifier | modifier le code]

Dans la nature, cette substance minérale nommée salmiac, par abréviation du latin médiéval "sal ammoniac", par les ⁣⁣minéralogistes⁣⁣, apparaît dans les régions volcaniques, se déposant sur les rochers près de cheminées de volcans. Les cristaux se précipitent directement de la phase gazeuse (sublimés) et y restent peu de temps puisqu'ils sont facilement solubles dans l'eau.

On le trouve aussi dans des mines profondes. En Égypte, vieux pays principal exportateur autrefois de ce sel nommé sal ammoniac, il était extrait par sublimation de la suie, provenant de la combustion de la fiente de chameaux. Le chimiste Berzelius, auteur de cette remarque dans son traité de chimie, précise qu'il provient essentiellement depuis le XVIIIe siècle en Europe de la distillation d'os en cornue. Il est extrait du mélange brun des carbonates grâce à l'acide sulfurique. Le chlorure d'ammonium était obtenu conjointement avec le sulfate de sodium et aisément séparé.

Le chlorure d'ammonium est préparé industriellement par réaction de l'ammoniac (NH3) avec le chlorure d'hydrogène (HCl) :

NH3 + HCl → NH4Cl

Une expérience classique consiste à tremper une baguette de verre dans une solution ammoniacale et d'approcher cette baguette humectée du goulot d'une bouteille d'acide chlorhydrique en solution aqueuse : les vapeurs d'ammoniac et d'acide chlorhydrique réagissent en produisant des filets blancs ténus de chlorure d'ammonium.

Usages[modifier | modifier le code]

On utilise le chlorure d'ammonium ou souvent le salmiac :

  • en métallurgie et chimie des métaux :
    • le brasage tendre : comme composant de certains flux et sous forme solide, sous le nom commercial de pierre ammoniacale, pour décaper la panne des fers à braser ;
    • divers soudages ;
    • le nettoyage des métaux ferreux et non ferreux, comme le cuivre et le zinc ;
    • étamage des récipients de fer ou de cuivre, en dinanderie ;
    • les piles Leclanché : électrolyte de la pile sèche ;
    • l'étude de la solidification : le chlorure d'ammonium dans l'eau solidifie comme un alliage métallique dendritique ;
  • pour ses propriétés de surface, en particulier comme produit de nettoyage des métaux ou son action sur d'autres surfaces spécifiques :
    • le traitement de la neige, spécialement sur les pistes à des températures au-dessus de 0 °C pour solidifier la neige et retarder sa fusion ;
    • en photographie scientifique, notamment dans la photographie de roches ou de fossiles, dans le but de blanchir les surfaces. Pulvérisé sur une surface brillante, cela permet de la rendre mate, tout en soulignant le moindre détail de façon très discrète ;
    • produit de nettoyages divers ;
    • en cosmétique, dans les shampooings ;
    • pour la teinture des textiles ;
    • dans les colles pour contreplaqués ;
  • dans l'industrie ou les préparations agro-alimentaires :
  • en médecine humaine ou vétérinaire :

Notes et références[modifier | modifier le code]

  1. ↑ Masse molaire calculée d’après « Atomic weights of the elements 2007 », sur www.chem.qmul.ac.uk.
  2. ↑ a b et c (en) Raymond C Rowe, Paul J Sheskey, Marian E Quinn, Handbook of Pharmaceutical Excipients, Londres, Pharmaceutical Press and American Pharmacists Association, , 6e éd., 888 p. (ISBN 978-0-85369-792-3), p. 42
  3. ↑ « Properties of Various Gases », sur flexwareinc.com (consulté le )
  4. ↑ (en) Structure and Chemistry of Crystalline Solids [« Bodie E. Douglas »], Pittsburgh, PA, USA, Springer Science + Business Media, Inc., , 346 p. (ISBN 978-0-387-36687-6 et 978-0-387-26147-8, OCLC 262687454, lire en ligne), p. 64
  5. ↑ « chlorure d'ammonium », sur ESIS, consulté le 3 mars 2010
  6. ↑ K. Mansikka & J. Poyhonen, Annales Academiae Scientiarum Fennicae, Series A6: Physica, 1962, 118
  7. ↑ (de) « Ammoniumchlorid », sur GESTIS-Stoffdatenbank (consulté le ).
  8. ↑ (en) Noms de catégorie et système international de numérotation des additifs alimentaires - Codex Alimentarius

Bibliographie[modifier | modifier le code]

  • Jöns Jakob Berzelius, Traité de chimie minérale, végétale et animale, Volume 4, F. Didot, 1831. Traduction de l'allemand en français par Antoine-Jacques-Louis Jourdan et Melchior Esslinger. En particulier, sur les sels d'ammonium, page 1 à 4.
v · m
Chlorures
Cl(-I)
Interhalogènes
Composés BCl4, AuCl4
Composés AlCl6, PCl6...
Composés NbCl7, TaCl7
Perchlorocarbures
Hydrocarbures halogénés
Oxohalogénures
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