Chlorure d'ammonium

Chlorure d'ammonium
Identification
DCI	ammonium chlorure
Nom UICPA	Chlorure d'ammonium
N^o CAS	12125-02-9
N^o ECHA	100.031.976
N^o CE	235-186-4
Code ATC	B05XA04 G04BA01
N^o 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/cm^3 [2]
Pression de vapeur saturante	133,3 Pa à 160 °C [2]
Point critique	16,4 bar à 608,85 °C [3]
Thermochimie
S^0solide	94,85 J/mol/K
ΔfH^0solide	−314,55 kJ/mol
Cristallographie
Système cristallin	Cubique
Classe cristalline ou groupe d’espace	Pm3m (n^o 221) cubique Hermann-Mauguin : ${\displaystyle P\ 4/m\ {\bar {3}}\ 2/m\,}$ Hermann-Mauguin court : ${\displaystyle Pm{\bar {3}}m\,}$ Schoenflies : ${\displaystyle O_{h}^{1}\,}$
Strukturbericht	B2
Structure type	CsCl[4]
Précautions
SGH
Attention H302 et H319 H302 : Nocif en cas d'ingestion H319 : Provoque une sévère irritation des yeux
Directive 67/548/EEC[5]
Xn Numéro index : 017-014-00-8 Classification : Xn; R22 - Xi; R36 Symboles : Xn : Nocif Phrases R : R22 : Nocif en cas d’ingestion. R36 : Irritant pour les yeux. Phrases S : S2 : Conserver hors de portée des enfants. S22 : Ne pas respirer les poussières. 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

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

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

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

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

1. Masse molaire calculée d’après « Atomic weights of the elements 2007 », sur www.chem.qmul.ac.uk.
2. (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)
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
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

Bibliographie

• 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.