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AMMONIAQUE (NH3)
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See also:AMMONIAQUE (NH3) . See also:Des See also:sels de l'ammoniaque ont été connus des périodes très tôt '; ainsi See also:le See also:sel de Hammoniacus de See also:limite apparaît dans See also:les écritures de See also:Pliny (Hist. See also:national xxxi. 39), bien qu'on ne le connaisse pas si la limite est identique à l'sel-ammoniac plus See also:moderne (q.v.). See also:Sous See also:forme d'sel-ammoniac, l'ammoniaque a été connue, cependant, aux alchimistes dès le 13ème siècle, étant mentionné par Albertus See also:Magnus, tandis que dans le 15ème See also:basilic de siècle Valentint prouvait que l'ammoniaque pourrait être obtenue par l'See also:action des alcalis sur sel-ammoniac. À une période postérieure si sel-ammoniac a été obtenu en distillant les hoofs et les klaxons des boeufs, et neutralisant le carbonate résultant avec de l'See also: Des sels d'ammonium aussi sont trouvés distribués par tout le See also:sol fertile, dans l'eau de See also:mer, et dans la plupart des liquides d'usine et d'See also:animal, et également dans l'urine. L'ammoniaque peut être synthétisée en soumettant un mélange de l'azote et de l'hydrogène à l'action de la décharge électrique silencieuse, la See also:combinaison, cependant, étant très imparfaite. Elle est obtenue par la See also:distillation sèche des produits végétaux et animaux azotés; par la réduction d'acide nitreux et de nitrites avec de l'hydrogène naissant; et également par la décomposition des sels d'ammonium par les hydroxydes alkalins ou par l'éteint See also:chaux, le sel le plus généralement a utilisé être le chlorure (sel-ammoniac, q.v.) ainsi 2NH4C1+Ca(OH)2 = CaC12+2HÒ+2NH3. Il résulte également sur la nitrure de magnésium de décomposition (Mg3N2) avec de l'eau, Mg3N2 + 61120 = 3Mg(OH)2 + quantités de 2NH3. Large d'ammoniaque et des sels d'ammonium sont maintenant obtenus à partir de la boisson alcoolisée ammoniacale de See also:gaz-travaille. L'ammoniaque est un gaz sans See also:couleur possédant une See also:odeur piquante caractéristique et une réaction fortement alkaline; elle est plus légère qu'aèrent, sa densité étant l'o• 589 (air = I). Elle est facilement liquéfiée et les ébullitions de liquide à 33.7° C., et solidifie à 7 5° C. à une masse des cristaux blancs. Elle est extrêmement soluble dans l'eau, un See also:volume de l'eau à l'o° C. et See also:pression normale absorbe 1148 volumes d'ammoniaque (See also:Roscoe et W. Dittmar). Toute l'ammoniaque contenue dans un soluté du gaz peut être expulsée par l'ébullition. Elle ne soutient pas la See also:combustion; et elle ne brûle pas aisément à moins que mélangé à l'oxygène, quand elle brûle avec une See also:flamme jaunâtre-verte pâle. Le gaz d'ammoniaque a la See also:puissance de la combinaison avec beaucoup de substances, en See also:particulier avec des halogénures métalliques; ainsi avec du chlorure de See also:calcium il forme le CaCl2.8NH3 composé, et par conséquent le chlorure de calcium ne peut pas être employé pour sécher le gaz. Avec du chlorure d'See also:argent il forme deux composés (F. Isambert, rendus de See also:Comptes, 1868, lxvi. P. 1259)one, AgC1.3NH3 aux températures au-dessous de 15° C.; l'autre, ÀgC1.3NHt aux températures au-dessus du ò° C. On chauffant See also:ces substances, ammoniaque est libéré et les restes métalliques de chlorure. Il était par l'utilisation des composés argentés d'ammoniaque de chlorure qu'en M. 1823 See also:Faraday pouvait d'abord liquéfier l'ammoniaque. Il peut montrer par les résultats d'Isambert's que l'AgCI.3NH3 composé ne peut pas être formé au-dessus du ò° C., par l'action de l'ammoniaque sur le chlorure d'argent à la pression atmosphérique; tandis qu'ÀgC1.3NH3; dans les conditions semblables, ne peut pas être formé au-dessus environ de 68° C. Liquid que l'ammoniaque est employée pour la préparation artificielle de la See also:glace. Elle dissout aisément le See also:sodium et le See also:potassium, donnant dans chaque See also:cas une See also:solution See also:bleu-foncé. À la chaleur de rouge une ammoniaque est facilement décomposée en ses éléments constitutifs, une décomposition semblable provoqué par le passage des étincelles électriques par le gaz. Le See also:chlore prend le See also:feu une fois passé dans l'ammoniaque, l'azote et l'acide chlorhydrique étant formé; et à moins que l'ammoniaque soit supérieure actuel, le chlorure fortement explosif NCI d'azote; est également produit. Avec de l'See also:iode il réagit à l'iodure d'azote de forme. Ce composé a été découvert en 1812 par See also:Bernard See also:Courtois, et a été à l'origine censé contenir l'azote et l'iode seulement, mais dans 18ô R.F.Marchand a prouvé qu'il a contenu l'hydrogène, tandis que R. See also:Bunsen prouvait qu'aucun oxygène n'était présent. En ce qui concerne sa constitution, il a été donné à différentes See also:heures les formules NI3, NHI,: NHÌ, N2H, i3, &See also:amp;c., ces résultats variables étant dus aux impuretés dans la substance, dû aux différents investigateurs travaillant dans des conditions peu convenables, et également à l'action de décomposition de la lumière. F. D. Chattaway a déterminé sa composition comme N2HÍ3, par l'addition de l'excès de la solution See also:standard de sulfite de sodium, dans l'obscurité, et titration suivante de l'excès du sulfite avec de l'iode standard. La constitution a été certainement déterminée par 0. Silberrad (See also:Jour. de Chem. Soc., 1905, Ixxxvii. p. 55) par l'interaction de l'iodure d'azote avec de l'éthyle de zinc, les produits de la réaction étant triéthylamine et ammoniaque; l''ammoniaque a libéré. a été absorbé en acide chlorhydrique, et 95 % de la quantité théorique du chlorure d'ammonium ont été obtenus. Pour ces raisons O. Silberrad assigne la See also:formule NH3•NI3 au composé et explique la décomposition comme ayant See also:lieu, 2NH3•NI3+ 6Zn(C2H5)2 = 6ZnC2H5•I+2NH3d-2N(C2H5)3. L'hydrogène en ammoniaque est capable du remplacement par des métaux, ainsi des brûlures de magnésium dans le gaz avec la formation de la nitrure de magnésium Mg3N2, et quand le gaz est passé au-dessus du sodium ou du potassium de See also:chauffage, du sodamide, du NaNH2, et du potassamide, KNH2, sont formés. Un des propriétés les plus caractéristiques de l'ammoniaque est sa puissance de la combinaison directement avec des acides pour former des sels; ainsi avec de l'acide chlorhydrique il forme le chlorure d'ammonium (sel-ammoniac); avec de l'acide nitrique, nitrate d'ammonium, &c. Il doit être noté que H. B. Baker (See also:journal de Chem. Soc., 1894, lxv. p. 612) a prouvé que l'ammoniaque parfaitement sèche ne combinera pas avec de l'acide chlorhydrique parfaitement sec, humidité étant nécessaire pour provoquer la réaction. Le soluté de l'ammoniaque est très de See also:base dans ses réactions, et puisque c'est un électrolyte faible, on doit assumer la solution pour contenir une certaine quantité de NHÔH d'hydroxyde d'ammonium, bien qu'il probablement se compose principalement de solution de l'ammoniaque dans l'eau. (sur la constitution des solutions aqueuses d'ammoniaque voir également le Carl Frenzel, angew de fitr de Zeit. Chemie, xxxii. 3, p. 319.) L'ammoniaque trouve une application large en See also:chimie organique comme réactif synthétique; elle réagit avec des iodures alkyliques aux amines de forme (q.v.), avec des See also:esters aux amides acides de forme (q.v.), avec des acides gras d'halogène pour former des acides aminés; tandis qu'elle combine également avec des esters isocyanic pour former les urées alkyliques et avec les essences de sénevé pour former des thioureas alkyliques. Les aldéhydes combinent également directement avec de l'ammoniaque. L'ammoniaque liquide possède des See also:puissances s'ionisantes fortes, et des solutions des sels en ammoniaque liquide ont été beaucoup étudiées. Pour des détails voir le E. C. See also:Franklin et C. A. Kraus, See also:Amer. Chem. Jour., 1899, xxi p. 
8; 'goo, xxiv. p. 83; 1902, xxviii. p. 277; également Carl Frenzel, See also:fourrure Elektrochemie, 1900 de Zeits, vi. p. 477. Les sels ont produit par l'action de l'ammoniaque sur des acides sont connus comme sels d'ammonium et tous contiennent l'ammonium See also:radical composé (NH4). Des tentatives nombreuses ont été faites d'isoler ce radical, mais jusqu'ici aucune n'a été réussie. Par l'addition de l'See also:amalgame de sodium à une solution concentrée de chlorure d'ammonium, le prétendu amalgame d'ammonium est obtenu pendant qu'une masse spongieuse qui See also:flotte sur la See also:surface du liquide; il se décompose aisément aux températures ordinaires en ammoniaque et hydrogène; il ne réduit pas des sels d'argent et d'See also:or, un comportement qui le distingue des amalgames des métaux d'See also:alcali, et pour See also:cette See also:raison il est considéré par quelques chimistes comme étant simplement See also:mercure gonflé par l'ammoniaque et l'hydrogène gazeux. M. le See also:Blanc a montré, cependant, que l'effet de l'amalgame d'ammonium sur l'importance de See also:polarisation d'une See also:batterie est comparable à celui des amalgames des métaux d'alcali. Plusieurs des sels d'ammonium sont faits à partir de la boisson alcoolisée ammoniacale de gaz-travaille, en la chauffant avec le See also:lait de chaux et puis en absorbant le gaz ainsi libéré dans un acide approprié. (Voir Le Gaz: Fabrication.) Le bromure d'ammonium, NH4Br, peut être préparé par l'action directe du See also:brome sur l'ammoniaque. Il se cristallise en prismes sans couleur, possédant un goût salin; il sublime sur le chauffage et est facilement soluble dans l'eau. Au See also:contact de l'air il assume graduellement une couleur See also:jaune et devient acide dans sa réaction. Chlorure d'ammonium, NH4C1. (Voyez Sel-ammoniac.) Le fluorure d'ammonium, NH4F, peut être obtenu en neutralisant l'ammoniaque avec de l'acide fluorhydrique. Il se cristallise en petits prismes, ayant un goût salin pointu, et est excessivement soluble dans l'eau. Il décompose des silicates sur être chauffée avec eux. L'iodure d'ammonium, NHÎ, peut être préparé par l'action de l'acide hydriodic sur l'ammoniaque. C'est facilement soluble dans l'eau, de laquelle il se cristallise en cubes, et également en See also:alcool. Il tourne graduellement le jaune sur se tenir en air moite, dû à la décomposition avec la libération de l'iode. Le chlorate d'ammonium, NH4C1O3, est obtenu en neutralisant l'acide chlorique avec de l'ammoniaque ou le carbonate d'ammonium, ou en précipitant des See also:chlorates de See also:baryum, de See also:strontium ou de calcium avec du carbonate d'ammonium. Il se cristallise dans les See also:petites aiguilles, qui sont aisément solubles dans l'eau, et sur le chauffage, se décomposent à environ 102 C., avec la libération de l'azote, du chlore et de l'oxygène. Il est soluble en alcool aqueux dilué, mais insoluble en alcool fort. See also:Carbonates d'ammonium. Le sel commercial est connu en tant que sel-volatil ou sel de hartshorn et a été autrefois obtenu par la distillation sèche de la matière organique azotée telle que des See also:cheveux, See also:klaxon, l'urine décomposée, &c., mais est maintenant obtenu en chauffant un mélange de sulfate et de See also:craie sel-ammoniaque, ou d'ammonium, à la rougeur dans des cornues de See also:fer, des vapeurs étant condensées dans les récepteurs de plomb. Le produit See also:brut est raffiné par sublimation, quand il est obtenu comme masse fibreuse See also:blanche, qui se compose d'un mélange de carbonate d'ammonium d'hydrogène, Nh4-hco3, et carbamate d'ammonium, NH2COONH4, dans des proportions moléculaires; à cause de sa posséder cette constitution ce s'appelle parfois le sesquicarbonate d'ammonium. Il possède une odeur ammoniacale forte, et sur la digestion avec de l'alcool le carbamate est dissous et un résidu de bicarbonate d'ammonium est laissé; une décomposition semblable ayant lieu quand le sesquicarbonate est exposé à l'air. Le gaz d'ammoniaque a passé dans un soluté fort du sesquicarbonate le convertit en carbonate d'ammonium normal, (NH4)2co3, qui peut être obtenu en état cristallin d'une solution préparée à environ composé de C. This de ó° au contact de l'air dégage l'ammoniaque et See also:passe de nouveau au bicarbonate d'ammonium. Le bicarbonate d'ammonium, NH4•HCO3, est formé comme montré ci-dessus et également en passant l'anhydride carbonique par une solution du composé normal, quand il est déposé comme See also:poudre blanche, qui n'a aucune odeur et est seulement légèrement soluble dans l'eau. Le soluté de ce sel libère l'anhydride carbonique au contact de l'air ou sur le chauffage, et devient alkalin dans la réaction. Les solutés de tous les carbonates une fois bouillis subissent la décomposition avec la libération de l'ammoniaque et de l'anhydride carbonique. Le nitrate d'ammonium, NH4NO3, est préparé en neutralisant l'acide nitrique avec de l'ammoniaque, ou le carbonate d'ammonium, ou par See also:double décomposition entre le nitrate de potassium et le sulfate d'ammonium. Il peut être obtenu sous trois formes cristallines différentes, les See also:points de transition dont sont 350 C., 83° C. et 125° C. It est facilement le soluble dans l'eau, un abaissement considérable de la température ayant lieu pendant l'opération; sur ce See also:compte il est parfois employé dans la préparation des mélanges frigorifiques. Sur le chauffage See also:doux, il est décomposé en eau et protoxyde d'azote. P. E. M. See also:Berthelot dans 1883 a prouvé que si le nitrate d'ammonium soit rapidement chauffé la réaction suivante a lieu avec la violence explosive:2nh4no3 = 41120+2N2+02. Le nitrite d'ammonium, NH4NO2, est constitué en oxydant l'ammoniaque avec du peroxyde de l'ozone ou d'hydrogène; en précipitant des nitrites de baryum ou de plomb avec du sulfate d'ammonium, ou le nitrite d'argent avec du chlorure d'ammonium. Le précipité est séparé par filtration et la solution concentrée. Il forme les cristaux sans couleur qui sont solubles dans l'eau et se décomposent sur le chauffage, avec la formation de l'azote. See also:Phosphates d'ammonium. Le phosphate normal, (NH4)3PO4, est obtenu comme poudre cristalline, sur mélanger les solutions concentrées de l'ammoniaque et de l'acide phosphorique, ou sur l'addition de l'excès de l'ammoniaque au phosphate acide (NH4)2hpo4. il est soluble dans l'eau, et le soluté sur bouillir perd l'ammoniaque et le phosphate acide NH4H2PO4 est formé. Phosphate d'hydrogène de diammonium, (NH4)2hpo4, est constitué en évaporant une solution d'acide phosphorique avec l'excès de l'ammoniaque: Elle se cristallise en grands prismes transparents, qui fondent sur le chauffage et se décomposent, laissant un résidu d'acide métaphosphorique, (HPO3). Le dihydrogénophosphate d'ammonium, NH4•H2PO4, est formé quand une solution d'acide phosphorique est ajoutée à l'ammoniaque jusqu'à ce que la solution soit distinctement acide. Il se cristallise en prismes quadratiques. Phosphate d'hydrogène de sodium d'ammonium, NH4•NaHPO4.4HÒ. (Voir le SEL de MICROCOSMIC.) Sulfate d'ammonium (NH4)2so4 est préparé commercialement à partir de la boisson alcoolisée ammoniacale de gaz-travaille (voir le gaz: La fabrication) et est épurée par la recristallisation. Elle forme de grands prismes rhombiques, a un goût quelque peu salin et est facilement soluble dans l'eau. Le soluté sur bouillir perd de l'ammoniaque et forme un sulfate acide. Il est employé en grande See also:partie comme See also:engrais chimiques, et également pour la préparation d'autres sels d'ammonium. Persulfate d'ammonium (NH4)2s203 a été préparé par H. Marshall (Jour. de Chem. Soc., 1891, lix. p. 777) par la méthode employée pour la préparation du sel correspondant de potassium (voir le See also:SOUFRE). Il est difficile obtenir les spécimens purs. Il est très soluble en eau froide, une grande chute de la température accompagnant la solution. Sulfure d'ammonium, (NH4)2s, est obtenu, sous forme de cristaux micaceous, par le dépassement sulphuretted l'hydrogène mélangé à un léger excès de l'ammoniaque par un See also:navire bien-refroidi; le hydrosulphide NH4.hs est formé en même See also: P. Bloxam (Jour. de Chem. Soc., 1895, lxvii. P. 283), si sulphuretted l'hydrogène est passé dans l'ammoniaque aqueuse forte à la température See also:ordinaire, le composé (NH4)2s.2nh4hs est obtenu, qui, sur se refroidir à l'o° C. et passer plus sulphuretted l'hydrogène, forme le composé (NH4)2s• 12NH4HS. Une solution glacée de cette substance a conservé à l'o° C. et avoir sulphuretted l'hydrogène continuellement passé par lui donne le hydrosulphide. Plusieurs polysulfures complexes dont de l'ammonium ont été isolés, pour des détails voir le See also:papier de Bloxam cité ci-dessus. On connaît des composés qui peuvent être considérés comme dérivés de l'ammoniaque par le remplacement de son hydrogène par le sulpho-See also:groupe (HSO3); ainsi l'See also:ammon-trisulphonate de potassium, N(SO3K)3.2H20, est obtenu comme précipité cristallin sur l'addition de l'excès du sulfite de potassium à une solution du nitrite de potassium, See also:KNO2+3k2so3+2h20 = N(so3k)3 +4kho. Il peut être recristallisé par la solution en alcalis. À l'ébullition avec de l'eau, il est converti, d'abord en ainsi disulfonate NH(so3k)2, N(so3k)3+h20=nh(so3k)2+khso4, et finalement en monosulphonate NH2•SO3K. Le disulfonate plus aisément est obtenu en humidifiant le nitrilosulphonate de l'acide sulfurique dilué et en le laissant se tenir pendant vingt-quatre heures, après quoi il est recristallisé de l'ammoniaque diluée. Il forme les cristaux monosymmetric qui par l'ébullition avec de l'acide amidosulphonic de See also:rendement de l'eau. (voir également le E. See also:Divers, Jour. de Chem. Soc., 1892, lxi. p. 943.) L'acide d'Amidosulphonic se cristallise en prismes, légèrement solubles dans l'eau, et est un composé stable. Des sels d'ammoniaque et d'ammonium peuvent être aisément détectés, dans les traces très minutieuses, par l'addition de la solution de Nessler, qui donne une coloration jaune distincte en présence de la moindre trace des sels d'ammoniaque ou d'ammonium. De plus grandes quantités peuvent être détectées en chauffant les sels avec de l'alcali See also:caustique ou avec la chaux vive, quand l'odeur caractéristique de l'ammoniaque sera immédiatement évidente. L'information et commentaires additionnelsIl n'y a aucun commentaire pourtant pour cet article.
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