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	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	NH4Cl
Masse molaire	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; 29,7 g/100g (0 °C, eau)
Masse volumique	1,527 g/cm3
Pression de vapeur saturante	133,3 Pa à 160 °C
Point critique	16,4 bar à 608,85 °C
Thermochimie
S0solide	94,85 J/mol/K
ΔでるたfH0solide	−314,55 kJ/mol
Cristallographie
Structure type	NaCl
Précautions
Directive 67/548/EEC
	; Xn ; Phrases R : 22, 36, ; Phrases S : 2, 22,
	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 XVIII^e 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 :
- additif dans la fabrication de pastilles de réglisse dans les pays nordiques (le salmiakki finnois, le Lakrisal (en) suédois, le Dracula Piller (en) danois) les Pays-Bas (Zoute Drop) et l'Allemagne ;
- saveur pour les vodkas ;
- ingrédient dans les milieux nutritifs de levures ;
en médecine humaine ou vétérinaire :
- les médicaments contre la toux ; son action expectorante est due au fait qu'il irrite les muqueuses des bronches ;
- en immunohistochimie pour la séparation des anticorps polyclonaux et des autres protéines sériques de la saignée, par précipitation ;
- dans un test pour diagnostiquer l'acidose tubulaire rénale ;
- suppléments alimentaires pour le bétail (sur ordonnance vétérinaire).

Notes et références[modifier | modifier le code]

(en) Cet article est partiellement ou en totalité issu de l’article de Wikipédia en anglais intitulé « Ammonium chloride » (voir la liste des auteurs).

↑ Masse molaire calculée d’après « Atomic weights of the elements 2007 », sur www.chem.qmul.ac.uk.
↑ ^{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, 2009, 6^e éd., 888 p. (ISBN 978-0-85369-792-3), p. 42
↑ « Properties of Various Gases », sur flexwareinc.com (consulté le 12 avril 2010)
↑ (en) Structure and Chemistry of Crystalline Solids [« Bodie E. Douglas »], Pittsburgh, PA, USA, Springer Science + Business Media, Inc., 2006, 346 p. (ISBN 978-0-387-36687-6 et 978-0-387-26147-8, OCLC 262687454, lire en ligne), p. 64
↑ « chlorure d'ammonium », sur ESIS, consulté le 3 mars 2010
↑ K. Mansikka & J. Poyhonen, Annales Academiae Scientiarum Fennicae, Series A6: Physica, 1962, 118
↑ (de) « Ammoniumchlorid », sur GESTIS-Stoffdatenbank (consulté le 5 novembre 2023).
↑ (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.

Portail de la chimie

[1] Masse molaire calculée d’après « Atomic weights of the elements 2007 », sur www.chem.qmul.ac.uk.

[Rowe-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, 2009, 6^e éd., 888 p. (ISBN 978-0-85369-792-3), p. 42

[3] « Properties of Various Gases », sur flexwareinc.com (consulté le 12 avril 2010)

[Douglas-4] (en) Structure and Chemistry of Crystalline Solids [« Bodie E. Douglas »], Pittsburgh, PA, USA, Springer Science + Business Media, Inc., 2006, 346 p. (ISBN 978-0-387-36687-6 et 978-0-387-26147-8, OCLC 262687454, lire en ligne), p. 64

[ESIS-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 5 novembre 2023).

[8] (en) Noms de catégorie et système international de numérotation des additifs alimentaires - Codex Alimentarius

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 <!-- Propriétés physiques -->
 | TTransitionVitreuse =
-| fusion = {{tmp|338|°C}} sublime
+| fusion = {{tmp|338|°C}} (sublimation et décomposition partielle)
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 | solubilite = sol. dans la glycérine,
-peu sol. dans le méthanol et l'éthanol, presqu'insol. dans l'acétone, l'éther, l'acétate d'éthyle<ref name="Rowe"/>;
+peu sol. dans le méthanol et l'éthanol, presque insoluble dans l'acétone, l'éther et l'acétate d'éthyle<ref name="Rowe"/>;
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+{{unité|29,7 g/100g}} ({{tmp|0|°C}}, eau)
 | miscibilite =
-| masseVolumique = {{unité/2|1.527|g||cm|-3}} <ref name="Rowe">{{Ouvrage | langue=en | auteur1=Raymond C Rowe, Paul J Sheskey, Marian E Quinn | titre=Handbook of Pharmaceutical Excipients | éditeur=Pharmaceutical Press and American Pharmacists Association | lieu=Londres | année=2009 | numéro d'édition=6 | pages totales=888 | passage=42 | isbn=978-0-85369-792-3 | consulté le=20 décembre 2010}}</ref>
+| masseVolumique = {{unité|1,527 g/cm3}} <ref name="Rowe">{{Ouvrage | langue=en | auteur1=Raymond C Rowe, Paul J Sheskey, Marian E Quinn | titre=Handbook of Pharmaceutical Excipients | éditeur=Pharmaceutical Press and American Pharmacists Association | lieu=Londres | année=2009 | numéro d'édition=6 | pages totales=888 | passage=42 | isbn=978-0-85369-792-3 | consulté le=20 décembre 2010}}</ref>
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+| pointCritique = {{Unité|16,4 bar}} à {{tmp|882|K}} <ref>{{Lien web|url= http://www.flexwareinc.com/gasprop.htm |titre= Properties of Various Gases |site= flexwareinc.com |consulté le= 12 avril 2010 }}</ref>
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 | conductivitéThermique =
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+| emsSolide = {{unité|94,85 J/mol/K}}
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 }}<!-- ----------------------------- Fin de l'infoboite ----------------------------- -->
-Le '''chlorure d'ammonium''' est un [[Cristal ionique|solide ionique]] de [[formule chimique]] {{fchim|NH|4|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 ==
+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.
+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>.
-Le chlorure d'ammonium pur est un [[Sel (chimie)|sel]] [[cristal|cristallin]] blanc. Il est très [[solubilité|soluble]] dans l'eau, avec une solubilité dans l'eau de {{unité|372|g}} par {{unité|kg}} d'eau à {{tmp|20|°C}}. La [[solution aqueuse]] est légèrement acide.
-À température ambiante, le chlorure d'ammonium [[cristallographie|cristallise]] dans un [[système cristallin|système cubique]], de [[groupe d'espace]] P m -3 m (structure type CsCl). À {{Unité|456|K}}, il présente une [[transition de phase|transition structurale]] vers le groupe d'espace F m -3 m (structure type NaCl)<ref>K. Mansikka & J. Poyhonen, ''Annales Academiae Scientiarum Fennicae, Series A6: Physica'', 1962, 118</ref>.
-Sa [[masse molaire]] est {{unité|53.49|g||mol|-1}} et sa densité de {{unité/2|1.5274|g||cm|-3}}. Il fond à {{tmp|338|°C}}.
+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>.
-Ce composé est dangereux pour la santé :
-* R22 : nocif par ingestion ;
-* R36 : irritant pour les yeux ;
-* S22 : ne pas inhaler les poussières.
-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>.
-Il existe naturellement et est connu depuis l'antiquité, sous le nom de [[salmiac]]. Il est produit industriellement de nos jours, principalement par réaction du chlorure d'hydrogène sur l'ammoniac, suivant la réaction : [[Chlorure d'hydrogène|HCl]] + {{fchim|NH|3}} → {{fchim|NH|4|Cl}}.
+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 : [[Chlorure d'hydrogène|HCl]] + [[ammoniac|{{fchim|NH|3}}]] → {{fchim|NH|4|Cl}}.
 == Origine ==
-Dans la nature, cette substance minérale nommée [[salmiac]], par abréviation du latin médiéval "sal ammoniac", par les [[⁣⁣minéralogiste]]s, apparaît dans les régions [[volcan]]iques]], 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.
+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 physique)|sublimation]] de la [[suie]], provenant de la combustion de la [[matière fécale|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.
+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.
 Le chlorure d'ammonium est préparé industriellement par réaction de l'[[ammoniac]] (NH<sub>3</sub>) avec le [[chlorure d'hydrogène]] (HCl) :

v · m Composés du chlore
Chlorures Cl(-I)	AcCl₃ AgCl AlCl₃ AmCl₃ AsCl₃ AsCl₅ AtCl AuCl AuCl₃ Au₄Cl₈ BCl₃ B₂Cl₄ BaCl₂ BeCl₂ BiCl₃ CaCl₂ CdCl₂ CeCl₃ CoCl₂ CoCl₃ CrCl₂ CrCl₃ CrCl₄ CsCl CuCl DyCl₃ ErCl₃ EuCl₂ EuCl₃ FeCl₂ FeCl₃ GaCl₃ GdCl₃ GeCl₄ DCl HCl HfCl₄ HgCl₂ Hg₂Cl₂ HoCl₃ InCl₃ IrCl₃ KCl LaCl₃ LiCl LuCl₃ MgCl₂ MnCl₂ MnCl₃ MnCl₄ MoCl₄ MoCl₅ MoCl₆ Cl₃N Cl₄N₂ NaCl NbCl₄ NbCl₅ NdCl₃ NiCl₂ ClO ClO₂ Cl₂O Cl₂O₂ Cl₂O₄ Cl₂O₃ Cl₂O₄ Cl₂O₆ Cl₂O₇ ClO₄ OsCl₄ PCl₃ PCl₅ PaCl₅ PbCl₂ PbCl₄ PdCl₂ PmCl₃ PrCl₃ PtCl₂ PtCl₄ PuCl₃ RaCl RbCl ReCl₃ Re₂Cl₁₀ RhCl₃ RuCl₃ S₂Cl₂ SCl₂ SCl₄ SbCl₃ SbCl₅ ScCl₃ Se₂Cl₂ SeCl₄ SiCl₄ SmCl₂ SmCl₃ SnCl₂ SnCl₄ SrCl₂ TaCl₅ TbCl₃ TcCl₂ TcCl₃ TcCl₄ TcCl₅ Te₂Cl₃ TeCl₄ ThCl₄ TiCl₂ TiCl₃ TiCl₄ TlCl TmCl₃ UCl₃ UCl₄ UCl₅ VCl₂ VCl₃ VCl₄ W₂Cl₁₀ WCl₆ YCl₃ YbCl₂ YbCl₃ ZnCl₂ ZrCl₃ ZrCl₄
Interhalogènes	BrCl ClF ClF₃ ClF₅ ICl (ICl₃)₂
Composés BCl₄, AuCl₄	AgBCl₄ HAuCl₄
Composés AlCl₆, PCl₆...	Cs₂AlCl₅ K₃AlCl₆ Na₃AlCl₆ HPCl₆ AgPCl₆ KPCl₆ LiPCl₆ NH₄PCl₆ NaPCl₆ TlPCl₆ HSbCl₆ KSbCl₆ NaSbCl₆ BaSiCl₆ Na₂TiCl₆ Na₂ZrCl₆
Composés NbCl₇, TaCl₇	K₂NbCl₇ K₂TaCl₇
Perchlorocarbures	CCl₄ C₂Cl₆
Hydrocarbures halogénés	CBrCl₃ CBr₂Cl₂ CBr₃Cl CClF₃ CCl₂F₂ CCl₃F CCl₃I CHCl₃ CH₂Cl₂ CH₃Cl C₂H₃Cl C₆H₅Cl
Oxohalogénures	BrO₂Cl ClCN CCl₂O ClO₂F ClO₃F CrO₂Cl₂ IOCl₃ IO₃Cl NH₄Cl ClNO ClNO₂ ClNO₃ POCl₃ PSCl₃ SOCl₂ SO₂Cl₂ ThOCl₂