Voir la source de Ammoniac

{{Confusion|Ammoniaque|Gomme ammoniaque}}
{{Infobox Chimie
| nom = Ammoniac
| image = 
| image2 = 
| taille image = 200
| légende = [[Fichier:Ammonia lone electron pair_2.svg|150px]][[Fichier:Ammonia-3D-vdW.png|100px]]<br />Molécule d'ammoniac.
<!-- Général -->
| DCI = 
| nomIUPAC = azane
| synonymes = nitrure d'hydrogène<br />esprit alcalin (volatil), alcali fixe, {{page h'|alcali volatil}}<ref>{{Ouvrage| auteur1=P.H. Nysten| titre=Dictionnaire de médecine, de chirurgie, de pharmacie, des sciences accessoires et de l'art vétérinaire| éditeur=Société typographique belge| année=1840| passage=345}}.</ref>
| CAS = {{CAS|7|6|6|4|4|1|7}}
| EINECS = {{EINECS|2|3|1|6|3|5|3}}
| RTECS = {{ RTECS|BO0875000|BOD59F8}}
| ATC = {{ATC|}}
| DrugBank = 
| PubChem = 222
| chEBI = 16134
| NrE = 
| FEMA = 4494
| SMILES = N
| InChI = 1/H3N/h1H3
| InChlKey = QGZKDVFQNNGYKY-UHFFFAOYSA-N
| StdInChI = 
| StdInChIKey = 
| apparence = gaz comprimé liquéfié, incolore à légèrement coloré, d'odeur âcre, intense, suffocante, irritante<ref name="ICSC">{{ICSC|7664-41-7}}.</ref>.
<!-- Propriétés chimiques -->
| formule = [[Azote|N]][[Hydrogène|H]]<sub>3</sub>| N = 1| H = 3| cacher = oui
| masseMol = 
| pKa = 9,23{{refsou}}
| momentDipolaire = {{unité/2|1.4718|±=0.0002|D}}<ref>{{HBChemPhys|89|9-50}}.</ref>
| susceptibiliteMagnetique = 
| diametreMoleculaire = {{unité/2|0.310|nm}}<ref name="Yitzhak Marcus">{{Ouvrage | langue=en | auteur1=Yitzhak Marcus | titre=The Properties of Solvents | volume=4 | lieu=Angleterre | éditeur=[[John Wiley & Sons]] | année=1999 | pages totales=239 | isbn=0-471-98369-1}}.</ref>
| indiceIode = 
| indiceAcide = 
| indiceSaponification = 
<!-- Propriétés physiques -->
| TTransitionVitreuse = 
| fusion = {{tmp|-77.7|°C}}<ref name="Kirk-Othmer"/>, {{tmp|-77.74|°C}}
| ebullition = {{tmp|-33.35|°C}}<ref name="Kirk-Othmer">{{Ouvrage |langue=en |auteur1=T.A. Czuppon |et al.=oui |titre=Kirk-Othmer Encyclopedia of Chemical Technology |numéro d'édition=4 |sous-titre=Ammonia |volume=2 |éditeur=[[John Wiley & Sons]]}}</ref>
| solubilite = dans l'eau à {{tmp|20|°C}} : {{unité|540|g||l|-1}}<ref name="ICSC"/>, dans l'[[Alcool (chimie)|alcool]] soit {{unité/2|14.8|g}} pour {{unité/2|100|g}} d'alcool à 95° à {{tmp|20|°C}}, l'[[éther diéthylique|éther éthylique]] et les solvants organiques
| parametreSolubilite = {{Unité/2|33.4|MPa|1/2}} ({{température|25|°C}})<ref>{{Ouvrage | langue=en | auteur1=James E. Mark | titre=Physical Properties of Polymer Handbook | éditeur=Springer | année=2007 | numéro d'édition=2 | pages totales=1076 | passage=294 | isbn=978-0-387-69002-5 | isbn2=0-387-69002-6 | lire en ligne=https://books.google.fr/books?id=fZl7q7UgEXkC&pg=PA289 | consulté le=1 mars 2013}}</ref> ;<br />
{{Unité|29.2|J|1/2|cm|-3/2}} ({{température|25|°C}})<ref name="Yitzhak Marcus"/>
| miscibilite = 
| masseVolumique = {{unité|0,86 kg/m3}} ({{unité|1,013 bar}}, [[point d'ébullition]])<br />
{{unité|0,769 kg/m3}} ([[conditions normales de température et de pression|CNTP]])<ref>{{lien web| url=https://www.engineeringtoolbox.com/gas-density-d_158.html| titre=Gases – Densities| consulté le=3 mars 2016}}.</ref><br />
{{unité|0,73 kg/m3}} ({{nb|1,013 bar}}, {{tmp|15|°C}})<br />
{{unité|681,0 kg/m3}} à {{tmp|-33.3|°C}} (liquide)<ref>{{Ouvrage|auteur1=Yost, Don M.|titre=Systematic Inorganic Chemistry |éditeur=READ BOOKS|année=2007|pages totales=440|passage=132|isbn=978-1-4067-7302-6|lire en ligne=https://books.google.com/books?id=qPGzhL3Y50YC&pg=PA132|titre chapitre=Ammonia and Liquid Ammonia Solutions}}</ref><br />
{{unité|817 kg/m3}} à {{tmp|-80|°C}} (solide)<ref>{{article|doi=10.1080/00337577508240819|titre=On crystalline character of transparent solid ammonia|année=1975|auteur=Blum, Alexander|journal=Radiation Effects and Defects in Solids|volume=24|numéro=4|page=277}}</ref>
{{Infobox Chimie/Masse volumique|masseMol=17.031|A=3.5383|B=0.25443|C=405.65|D=0.2888|Tmin=195.41|ρ(Tmin)=43.141|Tmax=405.65|ρ(Tmax)=13.907|arrondi=5|graphique=Masse volumique ammoniac.svg|tailleGraphique=500px|ref=<ref name="Perry’s"/>}}
| TAutoInflammation = {{tmp|651|°C}}<ref name="ICSC"/>
| pointEclair = {{tmp||°C}}
| limitesExplosivite = Inférieure : 15,5<ref name="R1">Weiss, 1985.{{refins}}</ref><br />Supérieure : 27<ref name="R1" />
| pressionVapeur = à {{tmp|26|°C}} : {{unité/2|1013|kPa}}<ref name="ICSC"/>
{{Infobox Chimie/Pression vapeur|A=90.483|B=-4669.7|C=-11.607|D=1.7194E-2|E=1|Tunite=K|Punite=Pa|Tmin=195.41|Pmin=6.1111E3|Tmax=405.65|Pmax=1.1301E7|arrondi=2|graphique=Pvs ammoniac.svg|tailleGraphique=500px|ref=<ref name="Perry’s">{{Ouvrage | langue=en | prénom1=Robert H. | nom1=Perry | prénom2=Donald W. | nom2=Green | titre=Perry's Chemical Engineers' Handbook | lieu=États-Unis | éditeur=McGraw-Hill | année=1997 | numéro d'édition=7 | pages totales=2400 | passage=2-50 | isbn=0-07-049841-5 | consulté le=23 juin 2010}}</ref>}}
| viscosite = 
| pointCritique = {{Unité/2|112.8|bar}}, {{tmp|405.5|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>
| pointTriple = 
| conductivitéThermique = 
| conductivitéÉlectrique = 
| vitesseSon = 
<!-- Thermochimie -->
| emsGaz = {{nb|192,77 J mol-1 K-1}}{{refsou}}
| emsLiquide = 
| emsSolide = 
| esfGaz = {{unité|-39.222|kJ||mol|-1|M=17.0305}} ({{tmp|0|K}})<br />
{{unité|-46.222|kJ||mol|-1|M=17.0305}} ({{tmp|298|K}})<ref name="Kirk-Othmer"/>
| esfLiquide = {{unité|-40,2 kJ/mol}}{{refsou}}
| esfSolide = 
| enthFus = 
| enthVap = {{Unité|23.33|kJ||mol|-1}} ({{Unité/2|1|atm}}, {{tmp|-33.33|°C}})<br />
{{Unité|19.86|kJ||mol|-1}} ({{Unité/2|1|atm}}, {{tmp|25|°C}})<ref>{{HBChemPhys|90|}}.</ref>
| capaciteTherm = {{Unité/2|2097.2|J||kg|-1|K|-1|M=17.0305}} ({{tmp|0|°C}})<br />
{{Unité/2|2226.2|J||kg|-1|K|-1|M=17.0305}} ({{tmp|100|°C}})<br />
{{Unité/2|2105.6|J||kg|-1|K|-1|M=17.0305}} ({{tmp|200|°C}})<ref name="Kirk-Othmer"/>
| PCS = {{Unité/2|382.8|kJ||mol|-1|M=17.0305}} ({{tmp|25|°C}}, gaz)<ref>{{HBChemPhys|83|5-89}}</ref>
| PCI = {{Unité|317.1|kJ||mol|-1}}<ref>Magalie Roy-Auberger, Pierre Marion et Nicolas Boudet, ''Gazéification du charbon'', éd. Techniques de l'ingénieur, réf. [http://www.techniques-ingenieur.fr/book/j5200/gazeification-du-charbon.html J5200], 10 décembre 2009, {{p.|4}}</ref>
<!-- Propriétés biochimiques -->
| codons = 
| pHisoelectrique = 
| acideAmineEss = 
<!-- Propriétés électroniques -->
| bandeInterdite = 
| mobiliteElectronique = 
| mobiliteTrous = 
| 1reEnergieIonisation = {{unité/2|10.070|±=0.020|eV}} (gaz)<ref>{{HBChemPhys|89|10-205}}.</ref>
| constanteDielectrique = 
<!-- Cristallographie -->
| systemeCristallin = 
| reseauBravais = 
| Pearson = {{SymbolePearson|c|P|16}}<ref name="CCMS">{{Lien web|url= http://cst-www.nrl.navy.mil/lattice/struk/NH3.html |titre= The Ammonia (NH{{ind|3}}, D1) Structure |site= cst-www.nrl.navy.mil |consulté le= 17 décembre 2009}}</ref>
| classe = P2<sub>1</sub>3 (n° 198)<ref name="CCMS"/>
| Schoenflies = 
| Strukturbericht = D1<ref name="CCMS"/>
| structureType = NH<sub>3</sub><ref name="CCMS"/>
| parametresMaille = 
| volume = 
| macle = 
<!-- Propriétés optiques -->
| refraction = <math>\textit{n}_{D}^{25}</math> 1,325<ref name="Yitzhak Marcus"/>, même valeur pour l'ammoniac liquide à {{tmp|16.5|°C}} sous pression
| birefringence = 
| dispersion = 
| polychroisme = 
| fluorescence = 
| absorption = 
| transparence = 
| pvrRotatoire = 
| cteVerdet = 
<!-- Précautions -->
| radioactif = 
| 67548EEC = 
| 67548EECref = <ref>{{Lien web|url=http://ecb.jrc.ec.europa.eu/esis/?LANG=fr&GENRE=CASNO&ENTREE=7664-41-7|titre=ESIS|consulté le=6 décembre 2008}}</ref>{{,}}<ref name="sa">[https://www.sigmaaldrich.com/US/en/product/aldrich/294993 Sigma-Aldrich].</ref>
| symboles = F+, C, N, T
| numeroIndex = 007-001-00-5
| classificationCE = R10 - T; R23 - C; R34 - N; R50
| r = R10, R23, R34, R50
| s = S1/2, S9, S16, S26, S45, S61, S36/37/39
| transportRef = 
| transport = {{ADR|Kemler=268| ONU = 1005|Classe=2.3|CodeClassification=2TC|Etiquette=2.3|Etiquette2=8|Etiquette3=|Emballage=}}<br />{{ADR|Kemler=20| ONU = 2073|Classe=2.2|CodeClassification=4A|Etiquette=2.2|Etiquette2=8|Etiquette3=|Emballage=}}<br />{{ADR|Kemler=80| ONU = 2672|Classe=8|CodeClassification=C5|Etiquette=8|Etiquette2=|Etiquette3=|Emballage=III}}<br />{{ADR|Kemler=268| ONU = 3318|Classe=2.3|CodeClassification=4TC|Etiquette=2.3|Etiquette2=8|Etiquette3=|Emballage=}}
| NFPA704ref = 
| NFPA704 = {{NFPA 704|7664-41-7}}
| SIMDUTref = <ref>{{Reptox|CAS=7664-41-7|Date=25 avril 2009}}</ref>
| SIMDUT = {{SIMDUT/2| A = Gaz comprimé<br />tension de vapeur absolue à {{tmp|50|°C}} = {{unité/2|2070|kPa}}| B1 = Gaz inflammable <br />limite d'inflammabilité - gamme de concentration = 13 %| D1A = Matière très toxique ayant des effets immédiats graves<br />létalité aiguë : CL{{ind|50}} inhalation/{{nobr|4 heures}} (souris) = {{unité/2|2115|ppm}}| E = Matière corrosive<br />Transport des marchandises dangereuses : {{nobr|classe 8}}<br /><br />Divulgation à 1,0 % selon la liste de divulgation des ingrédients<br />Commentaires : Tel que présenté dans l'interprétation d'une politique de Santé Canada, le symbole de danger D1 (tête de mort) n'a pas à apparaître sur l'étiquette du fournisseur. Cependant, tous les dangers pour la santé et la sécurité que présentent ce produit doivent être divulgués sur l'étiquette et la fiche signalétique.}}
| SGHref = <ref>Numéro index {{IndexCE|007-001-00-5}} dans le tableau 3.1 de l'{{nobr|annexe VI}} du [http://eur-lex.europa.eu/LexUriServ/LexUriServ.do?uri=OJ:L:2008:353:0001:1355:FR:PDF règlement CE {{N°}}1272/2008], 16 décembre 2008.</ref>{{,}}<ref name="sa"/>
| SGH = {{SGH|SGH02|SGH04|SGH06|SGH05|SGH09|Dgr|H221|H331|H314|H400|P210|P261|P273|P280|P305|P351|P338|P310}}
| CIRC = 
| inhalation = Les vapeurs sont très irritantes et corrosives.
| peau = Les solutions concentrées peuvent provoquer des brûlures.
| yeux = Dangereux, Irritation
| ingestion = L'ingestion peut provoquer des brûlures de la bouche, langue, œsophage.
<!-- Écotoxicologie -->
| DL50 = 
| CL50 = 
| LogP = 
| DJA = 
| odorat = bas : {{unité/2|0.04|ppm}}<br />haut : {{unité/2|53|ppm}}<ref>{{Lien web|url=http://hazmap.nlm.nih.gov/cgi-bin/hazmap_search?queryx=7664-41-7&tbl=TblAgents|titre=Ammonia|site=hazmap.nlm.nih.gov|consulté le=14 novembre 2009}}</ref>
<!-- Données pharmacocinétiques -->
| CAM = 
| biodisponibilite = 
| liaisonProteique = 
| metabolisme = 
| demiVieDistrib = 
| demiVieElim = 
| stockage = 
| excretion = 
<!-- Considérations thérapeutiques -->
| classeTherapeutique = 
| voieAdministration = 
| grossesse = 
| conduiteAuto = 
| precautions = 
| antidote = 
<!-- Caractère psychotrope -->
| categoriePsycho = 
| modeConsommation = 
| autresNoms = 
| risqueDependance = 
<!-- Composés apparentés -->
| autres = 
| autrescations = 
| autresanions = 
| isomères = 
<!-- Supplément -->
| supplement = 
}}

L''''ammoniac''' est un [[composé chimique]] de formule [[azote|N]][[hydrogène|H]]{{ind|3}} (du groupe générique des ''nitrures d'hydrogène''). Dans les [[conditions normales de température et de pression]], c'est un gaz ; ce gaz est incolore et irritant, d'odeur piquante à faible dose, il brûle les yeux et les poumons à concentration plus élevée.

Dans l'industrie, l'ammoniac est produit par le [[procédé Haber|procédé Haber-Bosch]] à partir de [[diazote]] et de [[dihydrogène]]. C'est l'un des composés les plus synthétisés au monde, utilisé comme [[Fluide frigorigène|réfrigérant]] et pour la synthèse de nombreux autres composés (dont des [[engrais]] en grand nombre). À l'état liquide (par exemple à {{unité|8 bar}} et {{tmp|20|°C}}), on l'utilise aussi comme [[solvant]].

L'[[auto-ionisation]] de l'ammoniac liquide est très faible, caractérisée par une [[constante de dissociation]] ionique {{mvar|K}}{{ind|i}} = [NH{{ind|4}}{{exp|+}}] [NH{{ind|2}}{{exp|−}}] qui vaut environ {{unité|e-33 mol2 l-2}} à {{tmp|-50|°C}}.

Dans le [[solvant protique]] NH{{ind|3}} <sub>liquide</sub>, le cation [[ammonium]] {{NH4}} est l'acide le plus fort alors que l'anion amide NH{{ind|2}}{{exp|−}} est la base la plus forte.

Son doublet électronique en fait à la fois une [[Base (chimie)|base]], un [[nucléophile]], un [[Ligand (chimie)|ligand]] et un [[Réducteur (chimie)|réducteur]]<ref>Le doublet électronique explique facilement sa réactivité, notamment son comportement de [[base faible]] ou de réducteur, sa polarisabilité ou son rôle de ligand en chimie générale ou minérale, voire de nucléophile en chimie organique.</ref>. Sa propriété basique le rend utile pour divers sels d'ammonium. Ses propriétés de nucléophile en font un réactif de base en [[chimie organique]] pour la préparation des [[amide]]s, des [[imide]]s, etc. Ses propriétés de ligand sont connues depuis le début de la [[complexe (chimie)|chimie de coordination]] et le fameux débat scientifique entre [[Sophus Mads Jørgensen]] et [[Alfred Werner]], qui attira l'attention du jury du [[prix Nobel]], décerné à ce dernier en 1913. Enfin, sa propriété de réducteur lui permet d'être industriellement oxydé en [[acide nitrique]] et en [[hydrazine]] notamment, deux produits industriels d'usage intensif.

En [[génie chimique]], le système (air – NH{{ind|3}} – eau) constitue un modèle très étudié de phases liquide-gaz, puisque l'ammoniac est un gaz très soluble dans l'eau, avec une solubilité de {{unité|89.9|g}} pour {{unité|100|g}} d'eau à {{tmp|0|°C}} et seulement {{unité|7.4|g}} à {{tmp|96|°C}}. Le gaz est soluble dans l'eau, sous forme de NH{{ind|3}} <sub>aqueux</sub> faiblement dissocié en cations ammonium et anions [[hydroxyle]] ; cette solution aqueuse est nommée [[ammoniaque]]<ref>NH{{ind|3}} <sub>aqueux</sub> est une base faible, p{{mvar|K}}{{ind|a}}= 9,23.</ref>.

Sur le plan biologique, l'ammoniac joue un rôle majeur en agriculture ; c'est grâce à l'ammoniac que l'azote est artificiellement incorporé par les plantes. Chez l'animal, il est impliqué dans l'élimination de l'azote du corps et la régulation du [[pH]] sanguin.

Sur Terre, il est essentiellement piégé dans l'écorce terrestre (sels ammoniacaux minéraux tels que bicarbonates, nitrates, nitrites, chlorures, phosphates) ou dans la matière organique ([[charbon]], [[tourbe]], [[pétrole]]). En excès dans l'air, c'est un [[polluant]] acidifiant et [[eutrophisant]] de l'environnement. Après une amélioration de 1990 à 2011<ref>Eurostat [http://ec.europa.eu/eurostat/statistics-explained/index.php/Agriculture_-_ammonia_emission_statistics ''Agriculture - ammonia emission statistics''], données extraites en juin 2015.</ref>, ses teneurs dans l'air, maintenant suivies par satellite, sont en hausse en Europe et en France, en raison essentiellement des pratiques agricoles plus industrielles (donnée 2016)<ref>Jobert Marine, ''[http://www.journaldelenvironnement.net/article/air-l-ammoniac-repart-a-la-hausse,72588 Air : l’ammoniac repart à la hausse]'', 8 juillet 2016.</ref>. En ville et sur les axes de transport, il est issu du trafic routier pour 40 à 60 %<ref>Programme de recherche NUAGE, coordonné par AgroParistech, et financé par l'Ademe : voir CORTEA Connaissance et réduction des émissions de polluants dans l'air - {{5e|restitution}} du programme CORTEA. Synthèse et recueil des résumés des projets CORTEA achevés en 2020, https://librairie.ademe.fr/cadic/5135/CORTEA_Connaissance_et_r__duction_des___missions_de_polluants_dans_l_air_-_5__me_restitution_du_programme_.zip (voir chapitre ''Mesure des émissions d’ammoniac'').</ref>, mais à échelle du pays, en [[2011]], il provient à 94 % des émissions de NH{{ind|3}}<ref>Agence européenne de l'environnement, [http://www.eea.europa.eu/data-and-maps/indicators/eea-32-ammonia-nh3-emissions-1/assessment-4 Ammonia (NH<sub>3</sub>) emissions].</ref> d'origine agricole. L'élevage, à cause des [[fumier]]s et des [[lisier]]s, en représente la première source<ref>Webb J., Chadwick D. et Ellis, S. (2004), ''Emissions of ammonia and nitrous oxide following rapid incorporation of farmyard manures stored at different densities'', ''Nutrient Cycling in Agroecosystems'', 70, 67-76.</ref>{{,}}<ref>Webb J., Henderson D. et Anthony S.A. (2001), ''Optimising livestock manure applications to reduce nitrate and ammonia pollution: scenario analysis using the MANNER model'', ''Soil Use and Management'', 17, 188-94.</ref>. Sa teneur dans l'air devrait être infime (hormis en présence d'[[excrément]]s ou [[urine]]s en décomposition, d'une [[fermentation]] par des micro-organismes en milieu confiné ou d'une [[putréfaction]] en milieu [[anaérobie]]).

== Histoire ==
Le mot ''ammoniac'', attesté au {{s-|XIV}}, vient du latin ''ammoniacum'', lui-même issu du {{lang-grc|ἀμμωνιακόν}}, « sel ammoniac ou gomme ammoniaque »<ref>[[Dioscoride]], 3, 98.</ref>, qui évoquait le nom du dieu égyptien [[Amon]] (car en [[Libye]], c'est près du temple de Jupiter Ammon qu'on extrayait un minéral<ref>{{Ouvrage|auteur1=[[Oscar Bloch]]|auteur2=[[Walther von Wartburg]]|titre=Dictionnaire étymologique de la langue française|préface=[[Antoine Meillet]]|éditeur=P.U.F.|année première édition=1932|année=1964|passage=23, {{s.v.}}}}</ref> ([[salmiac]]) pouvant libérer de l'ammoniac). Cet [[alcali]] était en outre, dans l'[[Antiquité]], produit en chauffant des excréments frais ou un mélange de sel et d'[[urine]]s. On pouvait le sentir et on savait utiliser son action alcaline sur d'autres matières (au moins dès la {{XIIe|dynastie}} égyptienne soit {{unité|2000 ans}} {{av JC}}). Mais comme toute matière gazeuse, il est resté longtemps mal compris.

Au Moyen Âge, les [[forgeron]]s obtenaient cet alcali d'Amôn par distillation de [[corne (biologie)|cornes]] et de [[Sabot (ongle)|sabots]] de [[bos taurus|bœufs]] (matières riches en azote).

Le chimiste britannique [[Robert Boyle]] invente des tests de détection de cet alcali gazeux (teinture de tournesol ou sirop de violette virant au bleu en présence de ce gaz)<ref>Robert Boyle, ''Experiments and considerations touching colors'', 1664.</ref>.

Un siècle plus tard environ, avec l'essor de la [[pneumochimie]] à cuve à mercure, sa préparation et son isolement sont facilités par [[Joseph Priestley]] en [[1774]], par simple chauffage de sels d'ammonium avec de la [[Chaux (matière)|chaux]] CaO ou du calcaire comme [[pierre à chaux]] ; avec une cuve à eau, on obtient, par piégeage dans l'eau de la cuve, de l'[[ammoniaque]] ou eau ammoniaquée.

En [[1785]], le chimiste [[Claude-Louis Berthollet|Berthollet]] confère à ce corps chimique une formule de un azote pour trois hydrogènes.

À partir des [[années 1850]], le [[cycle de l'azote]] commence à être perçu : on comprend notamment que l'ammoniac atmosphérique peut être directement absorbé et utilisé par les plantes : De Ville (1850) et Schlösing (1874) exposent des plantes jusque-là maintenues en déficit d'azote à un air enrichi en ammoniac et ils montrent qu'elles peuvent l'absorber et le métaboliser<ref>De Ville G., 1850, ''Note sur l'assimilation de l'azote de l'air par les plantes, et sur l'influence qu'exerce l'ammoniaque dans la végétation'', Comptes rendus de l'Acad. Sci., Paris, 31, 578-580.</ref>{{,}}<ref>Schlösing Th. (1874), ''Sur l'absorption de l'ammoniaque de l'air par les végétaux'', Comptes rendus de l'Acad. Sci., Paris, 78, 1700-1703.</ref>. À la même époque, Boussingault (1856) montre le rôle fondamental des [[nitrate]]s<ref>Boussingault J.B (1856), ''Recherches sur la végétation'', Troisième mémoire, ''De l'action du salpêtre sur le développement des plantes'', ''Ann. Chim. Phys. Ser.'', 3, 46, 5-41.</ref> alors que l'on commence à mesurer les dépôts d'[[ammonium]] ({{NH4}}) dans les précipitations (environ {{unité|5 kg}} N-{{NH4}} par hectare et par an selon Lawes et Gilbert au milieu du {{s-|XIX}} (1851)<ref>Lawes J.B. et Gilbert J.H. (1851), ''On agricultural chemistry'', ''J. R. Agr. Soc.'', 12, 1-40.</ref>). Peu après, Bineau (1854) piège (dans un « piège acide ») et mesure les dépôts secs d'ammoniac à partir de l'air ambiant de [[Caluire]] et à [[Lyon]] : {{unité|15 à 50 kg}} N-NH{{ind|3}} par hectare et par an<ref>Bineau A. (1854), ''Études chimiques sur les eaux pluviales et sur l'atmosphère de Lyon et de quelques points des environs'', Lyon (cité dans Hall et Miller, 1911).</ref>. De la même manière, Heinrich (1881) à Rostock<ref>Heinrich R. (1881), ''{{Langue|de|texte=Über die Ammoniakmengenwelche der Atmosphäre im Lauf eines Jahres durch Salzeure entzogen werden}}'', Wollnys Forschungen, 4, 446-452.</ref> (Allemagne), Kellner {{et al.}} (1886) à Tokyo<ref>Kellner (1986), ''{{Langue|de|texte=Über das Maximum auf gebundenen Stickstoff Welches des Ackerboden der Atmosphäre zuenziehen vermag}}'', Landwirtschaftliche Jahrb., 15, 701-711.</ref>, mesurent respectivement des dépôts de {{unité|31|et=12|kg}} N-NH{{ind|3}} par hectare et par an. Puis Hall et Miller (1911) ont l'idée de protéger leur piège à ammoniac des poussières et insectes par une fine grille (ce qui a pu leur faire sous-estimer les dépôts secs, note Loubet dans sa thèse en 2000<ref name=TheseLoubet2000/>) et de disposer de tels pièges à différentes hauteurs, ce qui leur a permis de mettre en évidence des gradients de « concentration » au-dessus de la végétation et de repérer des zones « puits » (non fertilisées) et des zones sources (émissions probablement au-dessus de zones fertilisées)<ref>Hall A.D et Miller N.H.J (1911), ''On the absorption of ammonia from the atmosphere'', ''J. Agric. Sci.'', 4, 56-68.</ref>.

Plus tard, les physiciens constateront le mouvement d'oscillation de la molécule NH{{ind|3}} <sub>gaz</sub>, où l'azote passe entre la base triangulaire formée par les trois H pour atteindre sa double position en sommet de l'agencement pyramidal<ref>L'agencement de la molécule est pyramidale, avec une distance N-H équivalant à {{unité|1|Å}}, et un angle HNH de l'ordre de 107°.</ref>. Ce mouvement oscillant régulier de la molécule d'ammoniac est à l'origine de la première [[horloge atomique]], du {{Langue|en|texte=Bureau of stantards}} aux États-Unis en [[1948]].

Après la [[Seconde Guerre mondiale]], le développement de l'[[agriculture industrielle]] et productiviste relance les études sur la perte d'azote à partir d'engrais organiques (minéralisation) et d'engrais chimiques (lessivage des nitrates, perte qui est source d'un coûteux gaspillage d'engrais, et d'une pollution croissante et générale des nappes phréatiques ainsi que d'une [[eutrophisation]] des eaux de surface dont on ne s'alarmera que bien plus tard). Allison (1955) démontre que la volatilisation de nitrates a par le passé été sous-estimée. Ces pertes font encore l'objet de recherche ({{ex}} Whitehead et Raistrick, 1990<ref>Whitehead D.C. et Raistrick N. (1990), ''Ammonia volatilisation from five nitrogen compounds used as fertilizers following surface application to soils of differing characteristics'', ''J. Soil Sci.'', 41, 387-394.</ref>).

=== Histoire sémantique ===
Le terme d'origine adjectivale ''ammoniac'' qualifiait autrefois<ref>''Dictionnaire français-latin de Trévoux'' ; ''Dictionnaire universel francois et latin'' : Contenant La Signification Et La Definition tant des mots de l'une & de l'autre Langue, avec leurs differens usages, que des termes propres de chaque État & de chaque Profession, édité à Paris, par la compagnie des libraires associés en [[1752]] (numérisé par [[Google Livres]]).</ref> une substance médicinale, la [[gomme ammoniaque]], utilisée par les [[apothicaire]]s, présentée comme suit en [[1752]] par le ''Dictionnaire français-latin de Trévoux'' :{{bloc citation|Ammoniac ; une gomme dont on se sert en Pharmacie. Gummi ammoniacum. On nous l'apporte des Indes Orientales, & on croit qu'elle découle d'une plante [[ombellifère|umbellifére]]. Elle doit être en larmes séches, blanchâtres en dedans, un peu roussâtres en dehors, faciles à se fondre, gommeuses & résineuses, un peu amères, d'une odeur & d'un goût acre, tenant de l'ail. On en apporte aussi en masses remplies de petites larmes bien nettes & bien blanches. Cette gomme roussit en vieillissant ; [[Dioscoride]] & [[Pline l'Ancien|Pline]] en font mention. Dioscoride dit que l'ammoniac est le jus d'une espèce de [[ferula|férule]] qui croît en Afrique auprès de [[Cirène]] de Barbarie. La plante qui le porte, & sa racine, s'appellent Agafillis. Le bon ammoniac est haut en couleur, & n'est brouillé ni de raclure de bois, ni de sable, ni de pierres. Il a force petits grains comme l'[[Encens (résine oliban)|encens]], retire à l'odeur du [[castoréum|castoreum]], & est amer au goût […] Pline appelle l'arbre dont il découle [[Métopion]] […] L'ammoniac des [[apothicaire]]s est réduit en masse comme poix résine, au lieu d'être fraisé & menu comme de l'encens. On prétend qu'il servoit d'encens aux Anciens dans leurs sacrifices. Cette gomme entre dans plusieurs compositions ; elle est [[purgative]], fondante, & résolutive, étant appliquée extérieurement. Gafer en tire un esprit & une huile, qui ont, à ce qu'il dit, de grandes vertus, lesquelles ne procèdent que du sel volatile qu'elle contient. Mais comme il est mêlé d'un acide qui empêche son activité, il donne le moyen de séparer ces deux esprits, lesquels sont capables, selon lui, de produire des effets tout différens […] Il y a un sel qu'on appelle aussi armoniac, ou ammoniac.}}

L'adjectif ''ammoniacque'', attesté en [[1575]] dans les écrits français d'[[André Thevet]], qualifie une gomme ou un sel ammoniac recueillis près du temple d'Amon en [[Libye]]<ref>Il vient du mot latin ''ammoniacum'', emprunté au grec ''ammôniakon'', de même emploi. L'évolution médiévale a parfois engendré les termes synonymes ''armoniac'' ou ''armognac'', voire ''armagnac''.</ref>. Le « sal ammoniac » est simplement le [[salmiac]] purifié, facilement sublimable. La gomme est probablement un mélange de substance végétale molle ou pâteuse contenant du salmiac.

En [[1787]], [[Louis-Bernard Guyton-Morveau|Guyton de Morveau]] introduit dans la nomenclature chimique française le substantif ''ammoniac'', définissant le corps chimique. Le terme ''ammoniacal'', caractérisant les solutions aqueuses d'ammoniac ou [[ammoniaque]], est attesté toutefois vers [[1748]]. Le mot ''ammonisation'', désignant la transformation d'azote organique en azote ammoniacal, est attesté dans le vocabulaire commun par le [[Grand Larousse]] de [[1933]]. Aujourd'hui selon la nomenclature IUPAC, l'ammoniac est le plus simple des [[azane]]s<ref>{{GoldBook|title=azanes|file=A00553}}</ref>, ou [[Hydrure d'azote|hydrures d'azote]] acycliques.

== Production industrielle ==
[[File:Haber-Bosch-fr.svg|thumb|left|upright=1.5|Schéma simplifié de la fabrication de l'ammoniac à partir de [[méthane]] et d'[[air]], via le ''[[procédé Haber]]''.]]
[[Fichier:Ammoniak Reaktor BASF.jpg|thumb|[[Réacteur (chimie)|Réacteur-tube]] à haute pression et à parois d'acier utilisé pour la synthèse de l'ammoniac selon le procédé ''Haber-Bosch''. Il a été construit en 1921 par [[BASF]]. En 2009, il est érigé à l'entrée de l'[[Institut de technologie de Karlsruhe|université de Karlsruhe]] en Allemagne.]]
[[File:Ammoniak-Reaktor 1913 Oppau (retuschiert).jpg|thumb|Construction du réacteur ci-dessus, ici lors de l'assemblage à l'usine Oppau de BASF.]]
[[File:Ammoniak-Anlage retusche.jpg|thumb|Usine de production d'ammoniac, dans le complexe chimique de [[Linz]], en Autriche (classée ''[[Directive Seveso|Seveso]]'').]]
[[File:Ammoniak-Tank.jpg|thumb|Réservoir industriel d'ammoniac, à [[Linz]], en Autriche ([[béton armé]]).]]
La production industrielle de l'ammoniac se fait essentiellement par synthèse directe à partir de [[dihydrogène]] et de [[diazote]]. L'hydrogène peut venir du méthane et l'azote de l'air. La mise au point du premier réacteur est l'œuvre de chimistes allemands et est encore secrète lorsqu'elle aboutit en [[1913]] avec le [[Procédé Haber|procédé ''Haber-Bosch'']], portant le nom de ses chimistes développeurs du catalyseur à base de fer (Fe) et nickel (Ni) et du procédé en réacteur-tube à une température de {{tmp|550|°C}}.

::<math>\mathrm{N_2 + 3H_2 \longrightarrow 2NH_3} \ \ \ \ \Delta H^0_{298}</math> = {{nb|-92,2 kJ/mol}}

La synthèse de l'ammoniac est exothermique, dégageant {{unité|12.9|calories}} par mole à la pression atmosphérique. Elle implique deux gaz, l'azote et l'hydrogène. Dans les conditions « ambiantes », le produit final se présente sous la forme d'un gaz incolore (produisant une fumée de condensation à haute concentration) et dégageant une très désagréable odeur putride.

La production industrielle d'ammoniac, appelée banalement pour les besoins en engrais, était alors stratégique, car elle était capitale pour l'industrie d'armement et celle conjointe des explosifs, et dépendant alors essentiellement des exportations de nitrates du chili, ''de facto'' contrôlées par l'empire maritime britannique<ref>La production industrielle de l'ammoniac a ouvert la voie à une filière industrielle, qui se déploie vers les composés nitrés, par exemple par le biais de la fabrication d'[[acide nitrique]] via le [[procédé Ostwald]]. L'adsorption alcaline terminale de ce procédé pour récupérer les restes d'acide nitrique peut s'opérer avec une solution d'ammoniaque, pour obtenir du [[nitrate d'ammonium]], à l'origine des engrais [[Ammonitrate|ammonitrates]].</ref>. En 1901, la réaction avait été étudié par le chimiste français [[Henry Le Chatelier|Le Chatelier]], avec un catalyseur à base de Fe, K sur support d'alumine.

Le procédé Haber-Bosch, déjà amélioré au niveau [[Cinétique chimique|cinétique]] par une pression modulée jusqu'à plus de {{unité|200 atm}} pendant les années du [[Première Guerre mondiale|conflit mondial]], est récupéré par les nations alliées victorieuse, en particulier le groupe ONIA à [[Toulouse]]<ref>Selon le formulaire ''Chimie technique'' rédigé par H. Ibert et traduit par Francis Pichon, pour les éditions Mac-Graw Hill, {{opcit}}, le procédé Haber-Bosch classique se caractérise par une pression du mélange gazeux initial à proportions stœchiométriques, comprise entre {{unité|200|et=250|bar}} et une température optimale de {{tmp|550|°C}}. Tant que les catalyseurs sont à base de Ni et de Fe, sur des supports d'oxydes d'aluminium et de silicates, et même si les températures et pressions des gaz sont modifiés largement, il est possible de classer l'ensemble de ces procédés dans la famille des procédés Haber-Bosch. Peu importe l'origine des gaz, le (di)azote N{{ind|2}} issus du [[gaz à l'air]] ou de procédés de fabrication d'azote liquide Linde, le gaz hydrogène H{{ind|2}} du [[gaz à l'eau]] ou par voies électrolytiques en milieu aqueux. Notons les progrès remarquables au cours du {{s-|XX}}, mais à l'époque assez bien tenus secrets, pour l'obtention de support à grandes surfaces spécifiques. Ce qui permet des gains en termes de temps de passage et même d'énergie.</ref>. Les groupes chimiques français et italien peuvent investir afin de le modifier et perfectionner sur le continent. Ainsi apparaissent au moins quatre procédés dans l'[[entre-deux-guerres]], attestant la vitalité du secteur des gaz industriels en France :
* le ''procédé ONIA'', fondé sur le procédé Haber-Bosch récupéré mais modifié en un process avec tube à catalyse à {{tmp|500|°C}} et {{unité|300 atm}}, en matière réfractaire et avec échangeur-récupérateur de chaleur. Il est à l'origine du procédé NEC des [[Établissements Kuhlmann|usines Kulhmann]], au cours des années 1960 à [[La Madeleine (Nord)|La Madeleine-lès-Lille]]<ref>Selon H. Ibert, {{opcit}}, le procédé Haber Bosch modifié opte pour une pression plus élevée de {{unité|325 bar}} sans modifier la température. Le procédé de la ''Nitrogen Engineering Corporation'', entreprise américaine, serait optimum à {{unité|300 bar}} et {{tmp|550|°C}}.</ref> ;
* le ''procédé Georges Claude'', ainsi nommé en l'honneur de grand spécialiste français des gaz. [[Georges Claude]] perfectionne en 1918 la rentabilité du procédé allemand d'un facteur 15 et comprime le mélange gazeux de {{unité|800 à 1000 bar}}. De l'usine pionnière de Montereau le procédé sera adapté sur les sites de [[Saint-Étienne]], [[Béthune]], [[Le Grand-Quevilly|Grand-Quevilly]], [[Mazingarbe]]. Le mélange est comprimé à {{unité|1000 atm}} ou {{unité|1000 bar}} à une température entre {{tmp|500|°C}} et {{tmp|600|°C}}. Si la rentabilité est excellente, la dépense d'énergie est jugée importante ;
* le ''procédé Casale'', à partir d'une température de mélange réactif abaissée à {{tmp|460|°C}} et d'une pression de {{unité|400-450 atm}}, promu dans les années 1960. Il était en vigueur en 1990 à [[Lens (Pas-de-Calais)|Lens]], [[Hénin-Beaumont|Hénin-Liétard]], [[Anzin]] ou [[Château-Arnoux-Saint-Auban|Saint-Auban]], et son évolution moins gourmande en énergie influence les installations récentes<ref>Selon H. Ibert, cité supra, le procédé italien Casale serait resté à des pressions de {{unité|600 bar}} pour {{tmp|500|°C}}.</ref> ;
* le ''procédé Fauser'', mis au point en [[Italie]], adopté tardivement par ONIA dans son usine de Soulon, qui se fonde à partir d'un mélange à {{unité|250 atm}} et {{tmp|550|°C}}<ref>Selon Ibert, cité supra, {{unité|250 bar}} et {{tmp|550|°C}}.</ref>.

Le procédé basse pression du Mont-Cenis se caractérise par une pression plus faible de {{unité|100 à 150 bar}} à une température avoisinant {{tmp|430|°C}}.

[[Fichier:Production of ammonia.svg|thumb|left|La production industrielle d’ammoniac de 1946 à 2007.]]
Dès les années 1960, le gaz industriel ammoniac est vendu dans des récipients en acier calibrés à une pression de {{unité|12 atm}}. Par sa chaleur d'évaporation élevée à la température normale de {{tmp|0|°C}}, il est nécessaire à l'industrie de la réfrigération.

Depuis les [[années 1990]], la géographie de la synthèse industrielle d'ammoniac est chamboulée par la multiplication de nouvelles unités de productions des dérivés d'ammoniac et d'urée, stimulée par une demande croissante d'[[engrais|engrais chimiques]] et la volonté de pays producteurs de gaz naturel de l'utiliser, notamment sous forme de production d'ammoniac. En 2000, [[Trinité-et-Tobago]] avaient l'unité la plus grosse au monde, mais dès 1998, le [[golfe Persique]], bien placé pour livrer le marché asiatique qui absorbe plus du tiers de la productions mondiale d'ammoniac de l'époque, se dote d'unités à [[Abou Dabi (ville)|Abu Dhabi]] de {{unité|400000 tonnes/an}}, le [[Qatar]] de {{unité|300000 tonnes/an}}, suvi par [[Oman]]{{etc.}}

En pratique, le diazote vient de l'[[air]] et le [[dihydrogène]] du [[Reformage du méthane#Vaporeformage du méthane|vaporeformage du méthane]] ([[gaz naturel]]), procédé le plus utilisé pour la [[production d'hydrogène]] selon les réactions :
::<math>\mathrm{CH_4 + H_2O \longrightarrow CO + 3\,H_2}</math>
::<math>\mathrm{CO + H_2O \longrightarrow CO_2 + H_2}</math>.

Le bilan des réactions est alors : <math>\mathrm{CH_4 + N_2 + 2\,H_2O \longrightarrow 2\,NH_3 + H_2 + CO_2}</math>.

Production mondiale à partir de H{{ind|2}} et N{{ind|2}} : elle a été estimée à {{nobr|122 millions}} de tonnes en 2006. Exprimée le plus souvent en millions de tonnes d'azote N, elle approcherait de 136,5 en 2012<ref>Pour une présentation actualisée des entreprises productrices et des pays producteurs, lire la fiche ''ammoniac'' de la [[Société chimique de France]] (SCF), mise à jour par Jean-louis Vigne en 2014, lien externe cité.</ref>.

=== Anciennes méthodes de fabrication modernes ===
Il a été fabriqué par synthèses indirectes, à partir d'eaux ammoniacales. Ainsi pouvait-il être obtenu par [[distillation]] du [[purin]] et du [[fumier]]. Il l'était plus communément à partir de minerai, lors de carbonisation de la [[houille]], voire du [[Coke (charbon)|coke]] après [[1880]] (sous-produit du traitement des gaz de fours à coke).

Au début du {{XXe siècle}}, différents procédés de synthèse ont été imaginés.

L'un d'entre eux se base sur l'[[hydrolyse]] de la [[cyanamide calcique]], elle-même obtenue à partir du [[carbure de calcium]].
:<math>\mathrm{CaO + 3\,C \longrightarrow CaC_2 + CO}</math>
:<math>\mathrm{CaC_2 + N_2 \longrightarrow CaCN_2 + C}</math>
:<math>\mathrm{CaCN_2 + 3\,H_2O \longrightarrow CaCO_3 + 2\,NH_3}</math>

L'autre utilise l'hydrolyse du [[nitrure]] d'[[aluminium]], lui-même produit par [[nitruration]] à haute température de l'[[alumine]].
:<math>\mathrm{Al_2O_3 + N_2 + 3\,C \longrightarrow 2\,AlN + 3\,CO}</math>
:<math>\mathrm{2\,AlN + 3\,H_2O \longrightarrow Al_2O_3 + 2\,NH_3}</math>

Il faudra attendre [[1913 en science|1913]] pour voir apparaître le procédé ''Haber-Bosch'' encore employé au {{s-|XXI}}.

=== Méthode de fabrication pour l'avenir ===
L'ammoniac apparait comme un produit qui restera important, et la recherche est active pour de nouveaux procédés. Tous se heurtent à la grande stabilité chimique de la molécule de [[diazote]], qu'il faut activer d'une manière ou d'une autre.

On sait qu'il est possible de réaliser cela sans recourir à des pressions et des températures extrêmes comme dans le procédé Haber-Bosch, puisque des bactéries le font : leurs [[enzyme]]s  [[nitrogénase]]s catalysent la réduction de N{{ind|2}} en NH{{ind|3}} dans les conditions usuelles de température et de pression. Une des voies de recherche est donc le [[Biomimétisme#Biomimétisme_et_physiologie_animale_et_végétale|biomimétisme]] : la création de catalyseurs reproduisant le fonctionnement des nitrogénases, mais d'une façon industrialisable, par exemple à l'université de Tokyo qui utilise l'iode, le samarium et le molybdène<ref>{{lien web|url=https://www.u-tokyo.ac.jp/focus/en/press/z0508_00041.html|site=u-tokyo.ac.jp|titre=Cleaner, cheaper ammonia UTokyo researchers dramatically clean up ammonia production and cut costs|date=25 avril 2019|langue=en}}.</ref>{{,}}<ref>{{lien web|url=https://www.diplomatie.gouv.fr/fr/politique-etrangere-de-la-france/diplomatie-scientifique-et-universitaire/veille-scientifique-et-technologique/japon/article/synthese-d-ammoniac-a-partir-d-azote-et-d-eau|site=France diplomatie|titre=Synthèse d’ammoniac à partir d’azote et d’eau|date=8 mai 2019|consulté le=12 août 2021|auteur=Daphné Lecellier}}.</ref>.

=== Statistiques de production ===

Production mondiale en millions tonnes en 2021<ref>{{Article|langue=en|auteur institutionnel=[[Institut d'études géologiques des États-Unis|USGS]]|titre=Nitrogen (Fixed)—Ammonia |périodique=Mineral Commodity Summaries|date=janvier 2022|lire en ligne=https://pubs.usgs.gov/periodicals/mcs2022/mcs2022-nitrogen.pdf|format=pdf}}.</ref> :
{| class="wikitable"
!
!Pays
!Production
!% mondial
|-
|1
|[[Chine]]
|39
|26,0
|-
|2
|[[Russie]]
|16
|10,7
|-
|3
|[[États-Unis]]
|15
|10,0
|-
|4
|[[Inde]]
|12
|8,0
|-
|5
|[[Indonésie]]
|5,9
|4,0
|-
|6
|[[Arabie saoudite]]
|4,3
|2,9
|-
|7
|[[Trinité-et-Tobago]]
|4,2
|2,8
|-
|8
|[[Égypte]]
|4,2
|2,8
|-
|9
|[[Canada]]
|3,9
|2,6
|-
|10
|[[Iran]]
|3,6
|2,4
|-
|11
|[[Qatar]]
|3,3
|2,2
|-
|12
|[[Pakistan]]
|3,3
|2,2
|-
|13
|[[Ukraine]]
|2,3
|1,5
|-
|14
|[[Allemagne]]
|2,2
|1,5
|-
|15
|[[Algérie]]
|2,2
|1,5
|-
|…
|Reste du monde
|28,6
|19,1
|-
! colspan="2" |Total monde
!150
!100
|}

== Propriétés physico-chimiques ==
* ''Aspects moléculaires et atomiques :'' l'ammoniac est une molécule pyramidale à base trigonale : l'atome d'azote (N) est au sommet et les trois atomes d'hydrogène (H) occupent les trois coins (sommets) de la base triangulaire équilatérale. Plus précisément, 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 à une fréquence fondamentale de {{unité|24|GHz}} et a été mise à contribution dans les premières [[horloge atomique|horloges atomiques]].
* ''Transitions de phase :'' à [[pression atmosphérique]], l'ammoniac se liquéfie à {{tmp|-33.35|°C}} et se solidifie à {{tmp|-77.7|°C}}<ref name="Kirk-Othmer"/>. À haute pression on connaît une [[phase (thermodynamique)|phase]] dite « superionique », dont la courbe de fusion a été déterminée en 2023 : au-dessus de {{unité|100 GPa}} l'ammoniac (superionique) fond à plus basse température que l'eau et sa [[conductivité électrique]] est supérieure, ce qui a des implications pour la génération du [[champ magnétique]] à l'intérieur d'[[Uranus (planète)|Uranus]] et de [[Neptune (planète)|Neptune]]<ref>{{lien web| url=https://www.inp.cnrs.fr/fr/cnrsinfo/de-lammoniac-superionique-cree-et-analyse-en-laboratoire| site=[[Centre national de la recherche scientifique|CNRS]]| titre=De l'ammoniac superionique créé et analysé en laboratoire| date=19 juin 2023| consulté le=27 juin 2023}}.</ref>{{,}}<ref>{{Article| langue=en| titre=Melting curve of superionic ammonia at planetary interior conditions| auteur1=J.-A. Hernandez| auteur2=M. Bethkenhagen| auteur3=S. Ninet| auteur4=M. French| auteur5=A. Benuzzi-Mounaix| et al.=oui| périodique=[[Nature Physics]]| date=29 mai 2023| doi=10.1038/s41567-023-02074-8}} ([https://www.nature.com/articles/s41567-023-02130-3 correction] le {{date-|16 juin 2023}}).</ref>.
* ''Odeur :'' très âcre et facilement reconnaissable, nocif par inhalation (mortel à hautes doses).
* ''Inflammabilité et explosibilité :'' sous forte pression, l'ammoniac peut former un mélange explosif avec les huiles de lubrification, le mélange air-ammoniac s'enflamme et explose violemment, mais la source d'ignition doit être énergétiquement importante.
* ''Surchauffe de compression :'' la valeur élevée du rapport {{mvar|α}}={{mvar|C{{ind|p}}}}/{{mvar|C{{ind|v}}}} = 1,335 à {{tmp|0|°C}} limite rapidement le taux de compression admissible du fait des hautes températures des vapeurs de refoulement, températures qui risqueraient au-delà d'une température de {{tmp|120|°C}} une altération des huiles de lubrification et la formation d'un mélange détonant.
* ''Corrosion des métaux, joints et lubrifiants :'' attaque le [[cuivre]] et tous ses alliages, ce pourquoi les installations frigorifiques fonctionnant à l'ammoniac sont réalisées avec des tuyauteries en [[acier]].
* ''Miscibilité et solubilité :'' non miscible avec les huiles naphténiques et les huiles de synthèse. Très soluble dans l'eau, il y forme une solution aqueuse dénommée '''[[ammoniaque]]''' dont l'équilibre chimique est peu dissocié. Le cation ammonium {{NH4}} en solution comporte alors un [[atome d'hydrogène]] aux quatre sommets du [[tétraèdre]]. En milieu aqueux, l'acide conjugué de l'ammoniac est le cation ammonium, ce qui peut s'expliquer par le fait qu'une molécule d'ammoniac ait bien fixé ou capté un proton, dans le cadre de la théorie acide-base de [[Thomas Lowry]] et [[Joannes Brønsted]].
* ''Ammoniac [[base de Lewis]]'' : en 1923, à peine trois années après l'exposition des théories Lowry-Brønsted, le cas particulier de l'ammoniac, muni de son doublet électronique si caractéristique, a motivé les travaux de [[Gilbert Lewis]].
* ''Ammoniac soluté donneur de proton'' : en absence d'espèces chimiques comportant des hydrogènes acides (l'eau et les alcools inclus), l'ammoniac peut également perdre un proton, H{{exp|+}}, et donner l'ion [[amidure]], {{formule chimique|NH|2}}{{exp|−}}, qui est une [[base forte]].
* ''Ammoniac liquide, un solvant protique'' : la gamme de pH mesurable dans l'ammoniac liquide oscille entre 0 et 29. Dans ce solvant spécifique où l'ion amidure est la base la plus forte et le cation ammonium l'acide le plus fort, l'[[acide acétique]] est dissocié totalement, et se comporte comme un [[acide fort]].

== L'ammoniac dans l'environnement ==
[[Fichier:Cycle azote fr.svg|thumb|L'ammoniac dans le [[cycle de l'azote]].|479x479px]]
=== Dans la nature ===
L'azote est un élément essentiel des [[acide aminé|acides aminés]] constitutifs des protéines. Il est donc indispensables à tout être vivant. Bien que constituant 75 % du volume de l'atmosphère, très peu d'êtres vivants savent l'utiliser directement pour biosynthétiser leurs acides aminés.

[[File:Nostoc.jpg| vignette| gauche| [[Bactérie]]s de la [[famille (biologie)|famille]] des ''[[Nostocaceae]]'', fixatrices d'azote.]]
Seuls quelques micro-organismes extraient l'azote directement de l'air grâce à un groupe enzymatique appelé la [[nitrogénase]]; ce sont notamment des [[Cyanobacteriota|cyanobactéries]] ou des [[Pseudomonadota|protéobactérie]]s (dont ''[[Azotobacter]]''). Les végétaux sont incapable de capter l'azote atmosphérique, cependant la plupart des [[Magnoliopsida|légumineuses]], telles que les [[haricot]]s, [[trèfle]]s et [[lupin]]s ont développé des symbioses avec certaines bactéries comme les [[Rhizobium|rhizobiums]], qui leur permettent de capter le diazote atmosphérique ({{fchim|N|2}}) pour produire des acides aminés. Inversement il existe des puits d'ammoniac, principalement liés à l'absorption d'ammoniac par des bactéries et des plantes et liés à la conversion de l'ammoniac en nitrites par des bactéries du [[genre (biologie)|genre]] ''[[Nitrosomonas]]'', c'est ce qu'on appelle la nitrification.

Dans l'environnement, il est essentiellement présent sous sa forme acide, le cation [[ammonium]] ({{NH4}}), qui est une source d'azote directement assimilable par les plantes. En temps normal il est transformé en [[nitrite]]s puis en [[nitrate]]s dans le [[cycle de l'azote]], ce dernier étant la principale voie d'assimilation de l'azote par les plantes. Mais en excès l'azote est source de [[dystrophisation]].

=== Ammoniac naturel ===
Il provient essentiellement de la décomposition de l'[[urée]] {{fchim|CO(NH|2|)|2}} et de l'[[acide urique]] qui en dérive (l'urée est le produit ultime de déjection azotée du [[métabolisme cellulaire]] animal, par exemple des mammifères, il est produit par des bactéries et des [[levure]]s, et aussi par certaines plantes via un [[enzyme]] : l'[[uréase]]. L'ammoniac est ainsi le gaz piquant qui caractérise les caves d'affinage de fromages, notamment les pâtes molles lavées à l'eau salée que sont le [[Maroilles (fromage)|maroilles]], le [[Munster (fromage)|munster]] ou le géromé, soumises à l'action de fermentation bactérienne et à certains enzymes.

Dans la nature, les réactions produisant l'ammoniac se déroulent de manière diffuse dans les eaux douces et marines sur et dans les sols. Dans le monde en volume, 25 à 30 % de tout l'ammoniac naturel proviendrait de l'océan (première source d'ammoniac atmosphérique) puis de la décomposition des urines, excréments et cadavres d'animaux sauvages terrestres, de divers [[excrétat]]s, phanères{{etc.}} et un peu de certains végétaux). La part des émissions naturelles a fortement diminué dans les pays et régions d'agriculture intensive. Tout comme dans les stations d'épuration et les élevages, l'ammoniac naît de la décomposition de l'urée et de l'acide urique (contenu en grande quantité dans ces excrétats) en cation ammonium {{NH4}}, sous l'action hydrolysante de l'enzyme [[uréase]] (aussi présente dans les ''[[faeces]]'') ; selon la réaction :
::CO(NH<sub>2</sub>)<sub>2</sub> + 3 {{H2O}} → 2 {{NH4}} + HCO<sub>3</sub><sup>−</sup> + OH<sup>−</sup>.

En solution (phase liquide), le cation ammonium est en équilibre avec NH{{ind|3}} (sa [[base conjuguée]], elle-même en équilibre avec NH{{ind|3}} en phase gazeuse). Ces réactions contribuent à une volatilisation de l'ammoniac vers l'atmosphère, plus ou moins rapide selon la température (plus rapide quand il fait chaud et donc en climat tropical) et selon le pH de la solution.

''Dans l'atmosphère'', après le [[diazote]] (N<sub>2</sub>), la forme la plus présente de l'azote est le gaz NH{{ind|3}} (ammoniac). Il provient aujourd'hui d'abord des [[engrais chimiques]] et des parcs d'engraissement de l'[[élevage industriel]], suivis de la combustion de la [[Biomasse (énergie)|biomasse]] fossile ([[charbon]], [[pétrole]], [[gaz naturel]]) ou de biomasse parfois (dont via les [[incendies de forêt]])<ref name=Revieuw2003/>. Il est possible que des sols dégradés et réchauffés libèrent aussi un peu d'ammoniac<ref name=nasaHotspotNH3_2017>{{lien web |titre=NASA satellite identifies global ammonia ‘hotspots' |url=https://climate.nasa.gov/news/2565/nasa-satellite-identifies-global-ammonia-hotspots/ |site=NASA |date=15 mars 2017 |consulté le=03-08-2020}}, résume notamment une étude publiée dans ''[[Geophysical Research Letters]]''.</ref>. Il est rabattu au sol par les pluies qu'indirectement il acidifie et rend eutrophisantes<ref>Houdijk A, Smolders A et Roelofs J (1993), ''The effects of atmospheric nitrogen deposition on the soil chemistry of coniferous forests in the Netherlands'', ''Environmental Pollution'', 80, 73-78.</ref>. Il acidifie secondairement le sol et contribue ainsi également à l'eutrophisation des milieux. Alors que la pollution soufrée des {{nobr|années 1970}}-1980 a diminué, il est devenu la cause principale des pluies acides et de l'[[acidification des eaux douces]].

''Dans les [[océan]]s'', Bouwman {{et al.}} estimaient en 1997 que les mers sont la première source naturelle d'ammoniac<ref>Tableau I.3 dans Loubet B. (2000), ''Modélisation du dépôt sec d’ammoniac atmosphérique à proximité des sources'' {{pdf}}, thèse de physique, université Paul-Sabatier, 361{{nb p.}}</ref>, mais aussi la plus incertaine et mal comprise ({{ex}} plus l'[[eau]] est froide, plus elle peut dissoudre d'ammoniac, mais bien d'autres facteurs interviennent et une même mer est à la fois un puits et une source d'ammoniac : quand la concentration d'ammoniac de l'eau de surface dépasse celle de l'air il y a émission de l'océan vers l'atmosphère, et inversement. Asman {{et al.}} ont montré en 1994 que les zones polluées de la [[mer du Nord]] émettent l'ammoniac alors qu'ailleurs elle est un puits. La présence d'ammoniac (naturel ou anthropique) dans les eaux de surface est liée aux apports terrigènes (dépôts secs et pluviaux, apports par les fleuves et estuaires), mais aussi liée à l'activité zooplanctonique et à la décomposition de phytoplancton ou de zooplancton ou d'autres organismes marins. Les apports d'ammoniac dépendent aussi des courants marins, d'upwellings ou d'endo-upwellings et encore de la photochimie et du degré d'intensité des puits chimiques de NH{{ind|3}} dans la [[troposphère]] située au-dessus de la mer, laquelle intensité dépend de l'éventuelle formation d'aérosols sulfatés (NH<sub>4</sub>)<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> où le sulfate provient d'une oxydation par les radicaux OH° et NO{{ind|3}} du [[diméthylsulfide]] (DMS), un [[composé organosulfuré]] de formule (CH<sub>3</sub>)<sub>2</sub>S massivement produit par le phytoplancton et nébulisé ou évaporé dans l'air. Un autre puits chimique d'ammoniac est l'oxydation d'NH{{ind|3}} par les radicaux [[hydroxyde]].

=== Ammoniac anthropique ===
Il a trois grandes origines : l'industrie chimique, la décomposition de nos urines et excréments, et des urines, fientes et excréments (lisiers et fumiers) émis par les animaux vivant en condition d'élevage dense ou hors-sol.

À titre indicatif, en 1987, Buijsman {{et al.}} ont estimé<ref>Buisman E, Maas H.F et Asma W (1987), ''Anthropogenic NH{{ind|3}} emissions in Europe'', ''Atmospheric Environment'', 21(5), 1009-1022.</ref> que dans les élevages européens, les animaux qui émettent le plus d'ammoniac sont les [[Élevage bovin|bovins]] ({{unité|18 kg}} NH{{ind|3}} par tête en moyenne par an), devant les [[chevaux]] ({{unité|9,4 kg}}), les [[mouton]]s ({{unité|3,1 kg}}), les [[porc]]s ({{unité|2,8 kg}}) puis les [[volaille]]s ({{unité|0,26 kg}}), chiffres variant selon le type d'élevage, et à rapporter au nombre de têtes par élevage ou par hectare, et qui ne peut être dupliqué aux régions tropicales.

Son seuil de toxicité varie selon les espèces, la durée et le niveau d'exposition et leur environnement, mais l'excès d'ammoniac dans l'air ou dans un milieu est toxique et écotoxique.

Le gaz ammoniac (NH{{ind|3}}) est source d'ammonium dans les précipitations (pluies, neiges, mais aussi rosée, brumes). De 1980 à 2008, les émissions de NH{{ind|3}} françaises n'ont diminué que de 4 % (d'après le [[Centre interprofessionnel technique d'études de la pollution atmosphérique]]<ref name=CGDD2011/>). Le dépôt d’ammonium est indirectement acidifiant quand dans le sol il libère des cations H{{exp|+}} par transformation en [[nitrite]]s (NO<sub>2</sub><sup>−</sup>) ou [[nitrate]]s (NO<sub>3</sub><sup>−</sup>), tout [[eutrophisation|en eutrophisant]] le milieu où il s'est déposé<ref name=CGDD2011/> ; l'ammoniac n'étant pas la seule forme de l'azote en cause, l'étude de la pollution ammoniacale doit être faite dans le cadre d'une approche plus globale faisant le bilan des effets environnementaux en termes d'azote total.

=== Chez la plante ===
La plupart des plantes terrestres exploitent l'ammoniac et d'autres déchets azotés incorporés dans le [[Sol (pédologie)|sol]] par les matières en [[décomposition]]. Quelques-unes sont [[parasitisme|parasites]] ou hémiparasites d'autres plantes. D'autres, comme les [[légumineuse]]s fixatrices d'azote, bénéficient de relations [[symbiotique]]s avec les [[rhizobium]]s qui créent ammoniac à partir de l'azote atmosphérique<ref>Adjei, M.B. ; Quesenberry, K.H. et Chamblis, C.G. (juin 2002), ''Nitrogen Fixation and Inoculation of Forage Legumes'', University of Florida IFAS Extension.</ref>, mais un excès d'ammoniac dans le sol ou même dans l'air peut en revanche avoir des effets négatifs sur de nombreuses espèces végétales<ref name=Revieuw2003>Krupa S.V. (2003), ''Effects of atmospheric ammonia (NH{{ind|3}}) on terrestrial vegetation: a review'', ''Environmental Pollution'', 124: 179–221 ([https://www.ncbi.nlm.nih.gov/pubmed/12713921 résumé]).</ref>, dès que les effets toxiques du NH<sub>3</sub> dépassent la vitesse et capacité de désintoxication in vivo des plantes qui y sont exposées.

À partir des sources agricoles ou industrielles, l'ammoniac se dépose en moyenne assez rapidement (dans les premiers quatre à cinq kilomètres après avoir été émis par sa source<ref name=Revieuw2003/>). En contact avec les feuilles, le NH{{ind|3}} peut entraîner :
* des dommages foliaires visibles ;
* une croissance réduite ;
* une productivité moindre ;
* la formation de composés toxiques dans les tissus ;
* une moindre tolérance et résilience face à la [[sécheresse]] et au [[Gel (phénomène météorologique)|gel]] ;
* une moindre résistance aux parasites et insectes nuisibles ainsi qu'aux maladies causées par des micro-organismes (pathogènes) ;
* une dégradation des associations symbiotiques ou [[mycorhize|mycorhizienne]] ;
* une concurrence faussée entre espèces au détriment de la [[biodiversité]] et en faveur de quelques espèces ubiquistes ou résistantes.

Avant de retomber au sol, une partie du NH{{ind|3}} anthropique ou naturel aura déjà été convertie dans l'atmosphère en [[nanoparticule]]s et en [[aérosol]]s de {{NH4}} ([[ammonium]]) qui eux posent un problème à des échelles au moins régionales. En effet, selon les données scientifiques disponibles, la charge critique à ne pas dépasser pour les milieux les plus vulnérables (landes, tourbières, zones humides oligotrophes, et certains milieux abritant des [[cryptogame]]s) serait de {{unité|5 à 10 kg}} d'azote total par [[hectare]] (charge par an en dépôt sec et/ou humide combinée de toutes les formes de l'azote atmosphérique). Les plantes autochtones sont les plus vulnérables ; les forêts semblent pouvoir supporter des charges plus élevées (de 10-{{unité|20 kg/ha}} et par an), plus ou moins selon les conditions [[édaphologie|édaphiques]], mais la plupart des cryptogames (lichens, bryophytes, hépatiques) qu'elles hébergent y sont néanmoins très vulnérables au NH{{ind|3}} ainsi qu'à d'autres [[eutrophisation|eutrophisants]] azotés. Sans doute parce que sélectionnées depuis des milliers d'années pour supporter les apports de fumiers et lisiers, les plantes cultivées sont celles qui supportent le mieux les retombées de NH{{ind|3}}<ref name=Revieuw2003/>. Ces seuils critiques sont très fréquemment dépassés dans les régions industrielles et d'agriculture intensive (un hectare cultivé peut perdre jusqu'à {{Unité|40 kg/an}} d'azote sous forme d'ammoniac<ref name=Comifer2011/>).

Des [[synergie]]s ou effets additionnels conjoints avec d'autres polluants ([[ozone]] et [[dioxyde de carbone|{{CO2}}]] notamment qui semblent en augmentation presque partout) sont fortement suspectés mais avec des mécanismes toxicologiques et écotoxicologiques encore mal compris.

=== Chez l'animal ===
Chez l'animal, l'ammoniac joue un rôle à la fois dans la [[physiologie]] normale et anormale. En tant que polluant de l'air il affecte les animaux, plus ou moins selon les espèces et selon la durée d'exposition. À l'intérieur de la cellule, en tant que déchet du [[métabolisme]] des [[acide aminé|acides aminés]], il est rapidement toxique, pour la cellule puis pour l'organisme<ref>''[https://pubchem.ncbi.nlm.nih.gov/summary/summary.cgi?sid=10323059 PubChem Substance Summary]'' (consulté le 7 juillet 2009).</ref>. L'organisme doit donc le gérer et l'éliminer.
* Les animaux aquatiques vivants l'évacuent facilement dans leur milieu ambiant ([[ammoniotélisme]]) car l'ammoniac est très soluble dans l'eau ; ils n'ont donc pas besoin de produire de le transformer en complexes non-toxiques pour le stocker avant de l'évacuer.
* Les animaux terrestres le convertissent, eux, en intermédiaires non-toxiques avant de l’excréter (via l'urine et/ou les excréments secs).

Les deux intermédiaires les plus utilisés dans le monde animal sont :
# L'[[acide urique]] insoluble dans l'eau (chez les insectes, oiseaux et reptiles dits [[uricotélique]]s) qui l'excrétent sous forme de solide (''uricotelia'') ce qui est intéressant pour les espèces vivant en milieux arides et ne disposant que de peu d'eau, ou pour les oiseaux qui doivent rester légers pour consommer moins d'énergie<ref>{{de}} [https://roempp.thieme.de/roempp4.0/do/data/RD-19-04107 ''Stickstoff-Exkretion''], dans Römpp Online, Georg Thieme Verlag, 13 juin 2014.</ref> ;
# L'[[urée]] relativement non-toxique et hydrosoluble (''ureotelia'') qui peut ensuite être évacuée dans l'urine. C'est le cas pour tous les [[mammifère]]s qui doivent convertir l'ammonium (transporté dans le foie) en urée puis l'évacuer. L'ensemble des réactions permettant cette détoxication est dite ''[[cycle de l'urée]]''<ref>{{de}} [https://roempp.thieme.de/roempp4.0/do/data/RD-08-00429 (Harnstoff-Cyclus, Cycle de l'urée)]. Dans Römpp Online, Georg Thieme Verlag, 13 juin 2014.</ref>. Un dysfonctionnement [[Foie|hépatique]], tel que celui observé chez l'humain avec la [[cirrhose]], peut conduire à un empoisonnement du sang par de l'ammoniac ([[hyperammoniémie]]). De même, le fonctionnement défectueux des enzymes responsables de cycle de l'urée, tels que l'[[ornithine carbamoyltransférase|ornithine transcarbamylase]], conduit à une hyperammoniémie. Cette dernière contribue à la [[Syndrome confusionnel|confusion mentale]] et peut conduire au [[coma]] de l'[[encéphalopathie hépatique]], ainsi qu'à des maladies neurologiques (fréquentes chez les personnes présentant des anomalies du cycle de l'urée et des [[acidurie]]s organiques<ref>Zschocke, Johannes, et Georg Hoffman (2004), ''Vademecum Metabolism''. Friedrichsdorf, Allemagne, Milupa GmbH.</ref>).

Remarque : l'urée peut être ensuite (re)fractionnée en ammoniac et en [[dioxyde de carbone]] par l'enzyme uréase présente dans certaines plantes (soja, haricot), certains invertébrés et dans certaines bactéries (notamment retrouvées dans le [[rumen]] des [[ruminant]]s ce qui explique que leurs bouses et fumiers sont plus ammoniacaux que chez d'autres espèces (première source anthropique d'ammoniac dans l'environnement)<ref>{{de}} [https://roempp.thieme.de/roempp4.0/do/data/RD-21-00703 ''Urease'']. Dans Römpp Online, Georg Thieme Verlag, 13 juin 2014.</ref>.

L'ammoniac participe chez les animaux aux équilibres acide-base normaux. Après la formation d'ammonium à partir de [[glutamine]], l'[[α-cétoglutarate]] peut être décomposé en produisant deux molécules de [[bicarbonate]] qui deviennent disponibles comme ''« tampon »'' pour les acides alimentaires. L'ammonium est excrété dans les [[urine]]s, entraînant une perte nette d'acide.

L'ammoniac peut en outre se diffuser à travers les [[tubules rénaux]] et s'y combiner avec un ion hydrogène, permettant ainsi l'excrétion supplémentaire d'acide<ref>{{Ouvrage|auteur1=Rose Burton|titre=Renal pathophysiology|sous-titre=the essentials |lieu=Baltimore|éditeur=Williams & Wilkins|année=1994|pages totales=351|isbn=978-0-683-07354-6|oclc=424442230}}.</ref>.

=== Chez l'humain ===
[[Fichier:HyperammoniémieFr.jpg|thumb|left|upright=2|Principaux symptômes de l'[[ammoniémie]].]]

L'ammoniac peut passer dans l'organisme humain, principalement par inhalation, ou parfois il y est issu d'une production pathologique par l'organisme lui-même (« ''intoxication endogène'' ») à la suite d'un dysfonctionnement du [[rein]], du [[foie]], des [[muscle]]s, ou de l'[[intestin]])<ref name=GBeaune2002/>. C'est {{Citation|un gaz particulièrement toxique. À une concentration de {{unité|500 ppm}} pour une exposition de {{unité|30 min}}, il produit des effets irréversibles. À une concentration de {{unité|3400 ppm}}, il est mortel en {{unité|60 min}}}}<ref name=filtration2017>Khabzina Y. et Farrusseng D. (2017), ''Application des MOFs à l’adsorption de gaz toxiques industriels'', dans {{33e|réunion}} annuelle du Groupe francais des zéolithes, mars, [https://hal.archives-ouvertes.fr/hal-01493526/ résumé].</ref>. Les expositions aux fortes doses sont cependant rares (liées à un contexte industriel ou accidentel).

L'exposition chronique à de faibles doses touche par contre une grande partie du monde ; dans les régions cultivées, sa première source de NH{{ind|3}} est l'engrais azoté ({{Citation|de 0 à 90 % de la quantité totale d'azote ammoniacal apportée peut s'évaporer}} sous forme d'ammoniac)<ref name=Comifer2011/> et ses usines de fabrication. En Europe, l'ammoniac volatilisé perdu par les engrais agricole (minéraux et organiques) est après la lixiviation le second poste de pertes d’azote. Jusqu'à 20 % des apports d’engrais minéraux (selon les formes, le sol et conditions d'apport) et jusqu'à 70 % de la fraction ammoniacale des [[lisier]]s peuvent être perdus dans l'atmosphère, en quelques jours à quelques semaines après épandage<ref>Nicolardot B., Mary B., Houots S. et Recous S. (1997), ''La dynamique de l'azote dans les sols cultivés''. In ''Maîtrise de l'azote dans les agrosystèmes'', Annales colloques INRA 83, Reims (France), 19-20 novembre 1996, INRA Éd., 87-103.</ref>, avec jusqu'à {{Unité|40|kg/ha}} et par an<ref name=Comifer2011>Comifer/Groupe Azote [http://agro-transfert-bretagne.univ-rennes1.fr/Territ_Eau/DIAGNOSTIC/Nitrates/BROCHURE_AZOTE_comifer_2011.pdf Calcul de la fertilisation azotée] {{pdf}}, Groupe azote Comifer, avril 2011, 92{{nb p.}}</ref>.

En [[pathologie]] humaine et vétérinaire, une augmentation du taux d'ammoniac sanguin est signe de dysfonctionnement du [[foie]]. Du NH{{ind|3}} est naturellement issu de la dégradation des [[acides aminés]]. Il est transformé en [[urée]] dans le foie, pour être éliminé de l'organisme ([[détoxication]]) via l'[[urine]] ; toute dégradation de fonctionnement du foie entraîne donc une augmentation du taux d'ammoniac dans le sang. Et l'excès d'ammoniac sanguin peut notamment entraîner une [[encéphalopathie]], avec divers symptômes :

L'ammoniac absorbé (ou anormalement produit) par l'organisme induit<ref name=GBeaune2002/> :
{{Colonnes|nombre=2|1=
* un altération des [[astrocyte]]s, en modifiant les protéines astrocytaires (''Glial fibrillary acidic protein'') ;
* une altération des échanges ioniques cellulaires ;
* une altération des sécrétions des NT.
}}
----
L'origine d'une hyperammoniémie peut être directe (éventuellement génétiquement acquise) :
{{Colonnes|nombre=2|1=
* une acidose (le plus souvent, production de {{NH4}} associée à un défaut d'élimination rénale) ;
* une [[insuffisance hépatocellulaire|insuffisance hépatique]] sévère ;
* une [[Intoxication médicamenteuse|toxicose médicamenteuse]] ({{ex}} [[valproate]]) ;
* une [[Enfant prématuré|prématurité]], avec défaut de [[perfusion intraveineuse|perfusion]], liée à une immaturité hépatique (chez le bébé, dans les 24 à {{nobr|72 heures}} suivant la naissance, se traduisant par des [[vomissement]]s, une [[hypothermie]], [[hyperventilation]] et conduisant au [[coma]]).
}}
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L'origine peut aussi être indirecte<ref name=GBeaune2002/>, avec :
{{Colonnes|nombre=2|1=
* une acidurie organique ;
* un déficit de la B oxydation des AG ;
* un déficit de la [[chaîne respiratoire]].
}}
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Le taux sanguin normal d'ammoniac est {{unité|11 à 45 µmol/l}}. Au-delà de {{unité|50 µmol/l}}, on peut parler d'hyperammoniémie (quelques centaines à plus de {{unité|1000 µmol/l}}) qui peut être déclenchée par un changement important dans l'alimentation, un stress important, une infection.

Les symptômes en sont : des douleurs abdominales, une [[hépatomégalie]], [[cytolyse]], [[Immunohistochimie|IHC]] avec troubles digestifs ([[anorexie]], un dégoût pour les mets protéinés en particulier [[viande]] et [[poisson]]), troubles neuropsychologiques ([[asthénie]], [[somnolence]]{{etc.}}), [[troubles de l'humeur]], [[troubles du comportement]] et de la personnalité ([[irritabilité]]…), de l'[[élocution]], [[hallucination]]s, [[Ataxie|crises ataxiques]] ou [[Convulsion|convulsives]] puis « [[coma]] hyperammoniémique »). Ces symptômes n'étant pas spécifiques, le diagnostic peut être difficile à poser. Chez l'adulte, il peut être suggéré par un [[retard mental]] et/ou [[psychomoteur]], des troubles du comportement, une [[microcéphalie]] avec atrophie cérébrale, un régime végétarien lié à une aversion pour les protéines, un [[syndrome de Reye]]<ref name=GBeaune2002/>.

L’ammoniac étant [[labile]], le prélèvement sanguin (au moins {{nb|1 ml}} de sérum en tube hépariné ou avec [[EDTA]]) doit être fait si possible lors d'une crise et rapidement transporté dans de la glace (en moins de {{unité|15 min}}) puis centrifugé et décanté le plus vite possible par un laboratoire prévenu de son arrivée. Il peut être conservé {{nobr|2 heures}} à {{tmp|4|°C}} ou {{nobr|48 heures}} à {{tmp|-20|°C}}<ref name=GBeaune2002/>. Le sang veineux en contient naturellement près de deux fois plus que le sang artériel ou capillaire, et le nouveau-né en produit naturellement plus ({{unité|34–102 µmol/l}} pour le sang veineux, et {{unité|50 à 128 µmol/l}} pour le sang artériel pour un nouveau-né de trois jours) que l'enfant ou l'adulte<ref name=GBeaune2002/>.

==== Diagnostic différentiel ====
Il doit faire éliminer<ref name=GBeaune2002>Gaspard Beaune, [http://reaannecy.free.fr/Documents/formations/hyperoh3.pdf Les hyperammoniémies] {{ppt}}, Laboratoire de biochimie CHRA, 26 septembre 2002 (consulté le 4 octobre 2011).</ref> :
{{Colonnes|nombre=2|1=
* d'autres formes d'[[encéphalite]] ;
* l'[[épilepsie]] ;
* une [[Toxi-infection alimentaire collective|intoxication alimentaire]] ;
* une [[porphyrie]] ;
* la [[thrombose veineuse cérébrale]] ;
* une [[tumeur du cerveau|tumeur cérébrale]] ;
* etc.
}}

==== Santé environnementale, santé au travail ====
Les adsorbants commerciaux utilisés dans les [[masques à gaz]] sont des [[Charbon actif|charbons actifs]], parfois imprégnés d’{{page h'|Oxydes de cuivre|oxydes de cuivre}}. En 2017, ils sont encore moyennement efficaces pour l'ammoniac. Des adsorbants microporeux divers sont étudiés pour mieux adsorber le NH{{ind|3}} : ce sont des charbons, zéolithes et ''[[metal–organic framework]]s'' (MOF) ; certains MOF de {{nobr|type UiO-66}} se sont montrés efficaces en conditions sèches et humides)<ref name=filtration2017/>.

Seuils à ne pas dépasser au travail : une [[directive européenne]] a fixé des seuils d'émission à ne pas dépasser (plafonds) pour réduire les émissions européennes de NH{{ind|3}} à horizon 2010 puis 2020. Le NH{{ind|3}} est l'un des principaux précurseurs de particules fines dont les effets sanitaires négatifs sont largement démontrés<ref name=Comifer2011/>.

Pour l'exposition des ouvriers et autres employés de l'Industrie, l'American Conference of Governmental Industrial Hygienists (ACGIH), et le Canada recommandent de ne pas dépasser :
* 25 ppm, pour la TLV (valeur de limite d'exposition) et TWA (moyenne pondérée en fonction du temps)<ref name=CCHST2018>CCHST, [https://www.cchst.ca/oshanswers/chemicals/chem_profiles/ammonia.html ''Fiche Ammoniac''], centre canadien d'hygiène et de sécurité au travail (consulté le 9 décembre 2018).</ref> ;
* 35 ppm, comme valeur plafond et STEL (limite d'exposition de courte durée)<ref name=CCHST2018/>.

== Utilisations ==
=== Engrais ===
Le NH{{ind|3}} est principalement utilisé dans la production d'[[engrais]] ; De l'ammoniac (contenant 82 % d'azote) sert parfois aussi d'engrais azoté gazeux ; il est alors injecté directement dans le sol sous forme d'ammoniac liquéfié sous pression. Étant très soluble dans l'eau, une grande partie du gaz se dissout dans l'eau du sol.
{{article détaillé|Utilisation de l'ammoniac en agriculture}}

=== Explosifs ===
Sous forme gazeuse, l'ammoniac est aussi utilisé par l'industrie pour la fabrication d'[[explosif]]s.

=== Polymères ===
L'ammoniac est un ingrédient de la fabrication de divers [[polymère]]s ([[Matière plastique|plastiques]], [[fibre synthétique]]{{etc.}}).

=== Tabac ===
On le trouve aussi dans la [[cigarette]] ou le tabac de pipe. Les fabricants l'ajoutent lors de la préparation du tabac, car en réagissant avec la [[nicotine]] ([[alcaloïde]]) l'ammoniac produit un composé nicotinique basique libre, encore plus assimilable par l’organisme que sous sa forme acide. Ceci multipliant très fortement l’[[Addiction|effet addictif]] de la nicotine sur le cerveau ; le fumeur est ainsi prisonnier de son addiction et fortement poussé à consommer toujours plus de tabac<ref>Revue médicale suisse ; [https://www.revmed.ch/RMS/2009/RMS-210/Modification-de-la-composition-des-cigarettes-durant-le-XXe-siecle-role-de-l-industrie-du-tabac-et-effet-sur-la-dependance-tabagique] Modification de la composition des cigarettes durant le XXe siècle : rôle de l’industrie du tabac et effet sur la dépendance tabagique</ref>{{,}}<ref>{{Lien web|titre=Dis pourquoi Papa : Pourquoi l'ammoniac rend dépendant du tabac ?|url=http://ww3.ac-poitiers.fr/svt/activite/picard/tabac/scrapbk/data/20060128230022/index.html|site=ww3.ac-poitiers.fr|consulté le=2019-12-08}}</ref>{{,}}<ref>{{Lien web|titre=Composants du tabac|url=https://quebecsanstabac.ca/je-minforme/tabac-toutes-formes/composants-chimiques-tabac|site=Quebec sans tabac|consulté le=2019-12-08}}</ref>.

=== Réfrigération ===
L'ammoniac est un [[fluide frigorigène]] aux capacités [[thermodynamique|thermodynamiques]] et thermiques excellentes, malgré les contraintes qu'il implique ; alors désigné par la référence '''R717''' :
* la lettre « R » signifie réfrigérant ;
* « 7 » : les fluides frigorigènes d'origine inorganique sont répertoriés dans la série des 700. Le chiffre des centaines est donc un 7 ;
* « 17 » : le chiffre des dizaines et celui des unités ici représentent la [[masse molaire]] de la molécule, soit {{mvar|M}}(NH{{ind|3}})={{unité|17,0|g/mol}}.
L'ammoniac est très utilisé dans le secteur du froid industriel dans les installations à puissance importante (plusieurs centaines de kW). En Suisse, plus de 90 % des équipements industriels y ont recours. Son utilisation devrait augmenter avec le bannissement des gaz nocifs pour l'environnement comme les [[Hydrofluorocarbure|HFC]]<ref>{{lien web|url=https://www.bafu.admin.ch/bafu/fr/home/themes/accidents-majeurs/dossiers/installations-refrigeration-prudence-ammoniac.html|site=bafu.admin.ch|titre=Installations de réfrigération: Prudence avec l’ammoniac|date=26 août 2015|consulté le=12 août 2021}}.</ref>. En raison de sa toxicité, il doit être confiné en salle des machines.

=== Carburant ===
[[Fichier:X-15.jpg|vignette|Le réacteur du [[X-15]] utilisait de l'ammoniac comme carburant.]]
[[Image:Law of combining volumes.svg|thumb|L'ammoniac (jaune sur le schéma) est aussi utilisé comme un moyen de stocker et transporter de l'hydrogène (bleu) en le combinant avec de l'azote (vert).]]
L'ammoniac est un [[vecteur énergétique]] car il permet de transporter de l'hydrogène sous une forme dont le stockage est relativement simple<ref>Feuillade G. (1984), ''Le stockage chimique de l'énergie'', IV. ''Utilisation des nouveaux vecteurs d'hydrogène dans les moteurs thermiques. Élaboration d'un programme prospectif général'', ''Entropie'', 20(119), 57-68 ([http://cat.inist.fr/?aModele=afficheN&cpsidt=9039058 Notice Inist-CNRS/résumé]).</ref>. Il brûle difficilement dans l'air mais la combustion est facilitée par une décomposition partielle par passage sur un [[catalyseur]]. Il peut être utilisé comme carburant dans des moteurs adaptés, avec toutefois des problèmes encore à résoudre de [[corrosion]], de [[catalyseur]], d'[[additif]]s, d'émissions d'imbrûlés et une contribution à l'émission de [[Oxyde d'azote|NOx]] polluants.

En [[1872]], le docteur [[Émile Lamm]], dentiste français émigré aux États-Unis, dépose plusieurs brevets pour un moteur à ammoniac et met ce système en application sur une des lignes de [[tramway]]s de [[La Nouvelle-Orléans]].

Pendant la [[Seconde Guerre mondiale]], des véhicules (notamment des [[autocar]]s en Belgique) ont fonctionné avec de l'ammoniac. Dans les [[années 1960]], l'armée américaine s'y est intéressée dans le cadre du concept MED (''Mobile Energy Depot'') qui visait à produire directement les carburants sur le champ de bataille à partir de réacteurs nucléaires transportables<ref>{{lien web |langue=en |auteur1=Burwell, S. B. |auteur2=Carlson, J. A. |auteur3=Clark, R. G. |titre=Mobile energy depot feasibility study : summary report |url=http://www.osti.gov/energycitations/product.biblio.jsp?osti_id=4307142 |site=osti.gov |date=13-07-1962 |consulté le=03-08-2020}}.</ref>{{,}}<ref>C.G. Garabedian et J.H. Johnson, ''The theory of operation of an ammonia burning internal combustion engine'', US Army tank automotive center, Warren Michigan, 1963.</ref>.

Au {{s-|XXI}}, l'ammoniac fait l'objet de nouvelles études pour des moteurs thermiques classiques (sans émissions de {{CO2}}) et pour le fonctionnement de [[piles à combustible]]. Il est particulièrement étudié pour le transport maritime<ref>{{lien web|url=https://www.journalmarinemarchande.eu/actualite/shipping/transport-maritime-le-grand-consensus-autour-de-lammoniac|site=journalmarinemarchande.eu|titre=Transport maritime : le grand consensus autour de l'ammoniac|date=2 juillet 2020|auteur=Adeline Descamps}}.</ref>{{,}}<ref>{{lien web|url=https://www.revolution-energetique.com/des-cargos-ecolos-grace-a-lammoniac-vert/|site=revolution-energetique.com|titre=Des cargos écolos grâce à l’ammoniac vert|date=26 mars 2021|auteur=Cédric Philibert}}.</ref>{{,}}<ref>[https://www.dieselgasturbine.com/news/Japanese-firms-working-on-ammonia-fueled-engines/8015832.article Japanese firms working on ammonia-fueled engines].</ref>{{,}}<ref>[https://www.enerzine.com/stockage-de-lenergie-via-lammoniac/18778-2013-01 Stockage de l’énergie via l’ammoniac].</ref>{{,}}<ref>[https://www.dieselgasturbine.com/news/ammonia-fueled-vessel-gets-approval/8024528.article Ammonia-fueled vessel gets approval].</ref>.

=== Détection des fuites ===
Son odeur particulière rend une fuite d'ammoniac facilement signalée, mais la recherche du point de fuite sur une installation ammoniac ne doit toujours se faire qu'à l'aide d'un [[appareil respiratoire isolant]] du fait de sa très forte toxicité. On utilisait autrefois une baguette soufrée, qui enflammée au voisinage d'émanation d'ammoniac produit une fumée blanche dense permettant ainsi de localiser l'origine de la fuite ; technique aujourd'hui interdite en raison de sa dangerosité. La recherche de fuite se fait, le plus souvent, à l'aide de [[Détection_de_fuite|détecteurs électroniques]] ou de papiers imbibés de [[phénolphtaléine]].

== En tant que polluant ==
[[Image:UBA Ammoniak Emissionen in Deutschland seit 1990.png|thumb|upright=2|Émissions d'ammoniac dans l'air en [[Allemagne]] (par grandes sources). Comme dans la plupart des pays européens, depuis 1992, les émissions ne diminuent pas significativement ou tendent à nouveau à augmenter. À plus de 95 %, elles sont d'origine agricole (en jaune sur les barres du diagramme).]]
[[Image:Concentrated animal feeding operation, Missouri (1).JPG|thumb|Élevages industriels de [[Smithfield Foods]] hog CAFO ([[Unionville, Missouri]]) en 2013. Ce type d'élevage, en concentrant fortement les animaux, est source de pollution ammoniacale, à partir des stocks d'urines, fientes ou autres excréments animaux, ainsi que de [[fumier]]s et [[lisier]]s.]]

[[Image:Post0204 - Flickr - NOAA Photo Library.jpg|thumb|Appareils de mesure et équipe scientifique travaillant à mesurer et modéliser sur un an (2006-2007) les flux d'ammoniac en forêt et (ici, sur la photo) en zone agricole (zone de {{unité|500 [[hectare|ha]]}} de maïs située à [[Lillington (Caroline du Nord)|Lillington]] en [[Caroline du Nord]]), du pré-semis à la sénescence de la plante.]]

=== Caractéristiques et cinétique environnementale ===
Hormis à faible dose, l'ammoniac est un gaz écotoxique, acidifiant et eutrophisant. Autour de ses sources (agricoles le plus souvent<ref name=TheseLoubet2000/>), sous forme de dépôts humides ou secs, et à des distances plus ou moins grandes selon la quantité de gaz émise, et selon l'humidité environnante, la force et direction du vent, il contribue à l'[[acidification des pluies]], brumes, brouillards, rosées (car très soluble dans l'eau) et de l'environnement.

Dans les eaux douces ou marines, il contribue notamment aux [[blooms algaux|efflorescences algales]]<ref>Paerl H.W., Gardner W.S., McCarthy M.J., Peierls B.L. et Wilhelm S.W. (2014), ''Algal blooms: noteworthy nitrogen'', ''Science'', 346, 175.</ref>, contribue au réchauffement<ref>Shindell D.T. {{et al.}} (2009), ''Improved attribution of climate forcing to emissions'', ''Science'', 326, 716–718.</ref>.

Il se dépose rapidement sur les cuticules des feuilles dans lesquelles il peut aussi entrer via les stomates, et sur le sol où il est un puissant [[eutrophisant]]<ref>Galloway J. {{et al.}} (2003), ''The nitrogen cascade'', ''Bioscience'', 53, 341–356 (2003).</ref>{{,}}<ref>Bobbink, R. {{et al.}}, ''Global assessment of nitrogen deposition effects on terrestrial plant diversity: a synthesis'', ''Ecol. Appl.'', 20, 30–59 (2010).</ref>.

Il est aussi indirectement source de [[particules fines]] (de type [[PM2.5]] (les plus dangereuses car pénétrant profondément les voies respiratoires), ce qui explique que y être chroniquement exposé diminue l’[[espérance de vie]]<ref>Lelieveld J, Evans J.S, Fnais M, Giannadaki D et Pozzer A (2015), « ''The contribution of outdoor air pollution sources to premature mortality on a global scale'' », ''Nature'', 525, 367–371.</ref>. Il peut s'adsorber sur des poussières en suspension<ref name=TheseLoubet2000/>.

Concernant les bâtiments d'élevage, ils sont souvent bas, ce qui encourage des retombées à leur proximité plutôt que très loin, ce que confirme l'observation des plantes nitrophiles (orties, gaillet et herbacées telles que ''[[Deschampsia flexuosa]]'' et ''[[Holcus lanatus]]''), qui sont plus densément présentes à proximité d'un [[poulailler]] (dans ce cas situé en zone tempérée proche d'une forêt de résineux) dont les émissions de NH{{ind|3}} atteignaient {{unité|50 μg}} d'ammoniac par mètre cube d'air et près duquel les dépôts d'azote dépassaient {{unité|40 kg}} de N-NH{{ind|3}} par hectare et par an)<ref>Kaupenjohann M., Döhler H. et Bauer M. (1989), ''Effects of N-immissions on nutrients status and vitality of Pinus sylvestris near a hen-house'', ''Plant Soil'', 113, 279-282.</ref>. Les feuilles d'arbres et plus encore de [[bryophyte]]s voient aussi leur teneur en azote croitre dans les centaines ou dizaines de mètres situés autour du bâtiment, surtout sous le vent dominant (la teneur en azote des feuilles de bryophytes grimpe jusqu'à environ 3 % du poids sec de la feuille quand le taux d'ammoniac de l'air dépasse {{unité|20 à 40 μg/m3}} d'air<ref name=pitcairn1998/>. Ces modifications floristiques (nitrophiles surfavorisées) sont cependant moins visibles dès que l'on s'éloignait d'un élevage (en moyenne 90 % de la flore était à nouveau normale à une cinquantaine de mètres en moyenne autour du poulailler Cependant les espèces très vulnérables à l'eutrophisation étaient en régression visible jusqu'à environ {{unité|300 m}} autour des mêmes élevages<ref name=pitcairn1998>Pitcairn C.E.R., Leith I.D., Sheppard L.J., Sutton M.A., Fowler D., Munro R.C., Tang S. et Wilson D. (1998), ''The relationship between nitrogen deposition, species composition and foliar nitrogen concentrations in woodland flora in the vicinity of livestock farms'', ''Environ. Pollut.'', 102 (S1), 41-48.</ref>.

Il a été montré que les élevages émettent aussi de l'ammoniac la [[environnement nocturne|nuit]], mais qu'il est alors moins dispersé (en moyenne il y a moins de vent et de turbulence d'air la nuit<ref>Jacobs A.F, van Boxel J.H et El-Kilani R.M (1994), ''Night-time free convection characteristics within a plant canopy'', ''Boundary-Layer Meteorol.'', 71:375-391.</ref>). La chaleur et l'[[hygrométrie|humidité de l'air]], qui varient beaucoup selon les régions du monde sont aussi des facteurs entrant en jeu.

Des modèles mécanistes de dispersion et de dépôt d'NH{{ind|3}} ont été mis au point<ref name=TheseLoubet2000/> ; ils montrent tous, comme les observations de terrain, que les dépôts secs cumulés peuvent varier de quelques dixièmes de % à près de 20 % de la quantité émise à {{unité|400 m}} en aval d'une source (ces paramètres variant principalement en fonction de la hauteur de la source par rapport au couvert végétal, mais aussi selon la stratification thermique, la force et direction du vent)<ref name=TheseLoubet2000/>.

Le degré de « ''contamination'' » des plantes dépend des conditions météo et d'interactions avec les résistances stomatiques et cuticulaires des feuilles : quand il fait chaud et sec, c'est par les stomates que l'ammoniac pénètre dans la plante. Quand il fait frais/humide c'est la voie cuticulaire qui prédomine (et elle est encore mal comprise)<ref name="TheseLoubet2000">Benjamin Loubet (2000), ''[https://tel.archives-ouvertes.fr/tel-00003250/document Modélisation du dépôt sec d’ammoniac atmosphérique à proximité des sources]'', université Paul-Sabatier, URL : https://tel.archives-ouvertes.fr/tel-00003250/document</ref>.

=== Sources d'émissions polluantes ===
[[File:Ammoniac atmosphère from NASA airs 20170316.png|thumb|upright=2|Évolution (tendances globales) du taux d'ammoniac atmosphérique, mesurées à partir de l'espace (satellite [[Aqua (satellite)|Aqua]] de la [[NASA]]) sur près de quinze ans (de 2002 à 2016).]]
[[File:Ammoniac émissions dans l'air en France métropolitaine et par secteur Graph NH3 17.png|thumb|upright=2|Émissions du polluant ammoniac dans l'air en [[France métropolitaine]], par secteur et ses évolutions dans le temps.]]

[[File:Kalkammonsalpeter.jpg|thumb|Exemple de source d'ammoniac : engrais en granulé à 27 % d'azote (N) total : contenant une fraction d'azote nitrique (NO{{ind|3}}) : 13,5 %, et une fraction d'azote ammoniacal ({{NH4}}) : 13,5 %, ici enrichi de 4 % de [[Oxyde de magnésium|magnésie]] (oxyde de magnésium, MgO).]]
Dans le monde, les principales sources diffuses d'ammoniac sont devenues (à une écrasante majorité) l'[[agriculture intensive]] (élevage intensif, engrais azotés, épandages), loin devant les transports (les véhicules équipés de [[pots catalytiques]] sont sources d'ammoniac rappelle le [[Centre interprofessionnel technique d'études de la pollution atmosphérique|CITEPA]]<ref>[https://www.citepa.org/fr/air-et-climat/polluants/aep-item/ammoniac Lire en ligne], sur ''citepa.org'' (consulté le 28 juin 2019).</ref>). Une pollution diffuse mal mesurée est liée aux [[brûlis]] (en France métropolitaine, l'[[écobuage]] est jugé responsable de 0,2 % des émissions) et incendies de forêt, aux [[égout]]s, aux sols et eaux réchauffés qui perdent de l'ammoniac<ref name=nasaHotspotNH3_2017 />. Les données satellitaires récentes montrent que les usines d'engrais sont souvent encore des hotspots d'émissions intenses, et plus localement certaines stations d'épuration, certains lieux de stockages de matières organiques (lisiers, fumiers, déchets organiques) ou très localement et ponctuellement certains postes d'unités de [[méthanisation]]<ref>Dirrenberger P, Nicot T, Mont N., Kunz-Iffli J, Grosjean, J, Galland B, … et Bruant D (2018), ''Évaluation des niveaux d’exposition à différents composés délétères dans les unités de méthanisation'', ''Archives des Maladies Professionnelles et de l'Environnement'', 79 (3), 373.</ref>.

Selon les études disponibles, à la fin du {{s-|XX}} l'agriculture est devenue la source de 80 à 96 % de l'ammoniac anthropique<ref>Tableau I.2 : Exemple d'émissions d'ammoniac liée à l'activité anthropique, à l'échelle globale ; d'après Schlesinger et Hartley (1992), Dentener et Crutzen (1994), et Bouwman {{et al.}} (1997), cités par Benamin Loubet in ''Modélisation du dépôt sec d’ammoniac atmosphérique à proximité des sources'', Physique, université Paul-Sabatier, 2000, {{p.|38/361}}</ref>. L'utilisation d'engrais minéraux azotés pour la fertilisation (nitrate et/ou ammonium) entraîne la volatilisation d'une partie de l'ammoniac responsable selon les auteurs scientifiques de 15 à 20 % de toutes les émissions, principalement en zones tropicales où les conditions climatiques favorisent ce phénomène. Les pays en développement sont donc les plus concernés (80 % des émissions en provenaient à la fin des années 1990 selon Bouwman et van der Hoek en 1997, ce qui a été ensuite confirmé par les données satellitales).

Remarque : selon le climat, l'époque de l'année et selon le type de pratiques agricoles qui y sont appliquées, un [[champ (agriculture)|champ]] ou une [[prairie (agriculture)|prairie]] peuvent être « puits » ou « source » d'ammoniac pour l'air et le sol et l'eau<ref>David M. (2002), ''Échange d'ammoniac entre une prairie et l'atmosphère : sources et puits à l'échelle du couvert prairial et influence des pratiques agronomiques'' (Doctoral dissertation, Paris 11) ([https://www.theses.fr/2002PA112057 résumé]).</ref>.

=== Quantités ===
En tant que polluant environnemental, l'ammoniac a été longtemps méconnu car ses sources agricoles en sont très dispersées et donnaient l'impression d'être éloignées voire sans effets sur les zones peuplées. Il est maintenant planétairement suivi à distance, sur toute la planète, dans la colonne d'air, grâce à l'[[interféromètre atmosphérique de sondage dans l'infrarouge]] (IASI, un capteur interférométrique ultrasensible, mis au point par le [[Centre national d'études spatiales]] (CNES) et [[Organisation européenne pour l'exploitation des satellites météorologiques|EUMETSAT]]) embarqué sur les satellites météorologiques européens [[MetOp]] et grâce au satellite [[Aqua (satellite)|Aqua]] de la NASA quantifiant à grande échelle le NH{{ind|3}} dans l'atmosphère, montrant une hausse constante des taux d'ammoniac de 2002 à 2016 à partir des centres agricoles des États-Unis, de Chine et d’Inde et un peu moins de l'Europe ; selon la NASA, une petite partie de cette augmentation pourrait être due à la [[chimie atmosphérique]] (la lutte contre les pluies acides a efficacement réduit le taux de SO{{ind|{{mvar|x}}}} de l'air, or ces derniers retiraient de l'atmosphère une partie de l'ammoniac anthropique) et au réchauffement des sols (qui retiennent alors moins d’ammoniac)<ref name=nasaHotspotNH3_2017 />.

Huit ans de données accumulées (2008-2016) ont permis au CNRS et à l'Université libre de Bruxelles de publier en 2018 la première cartographie mondiale de l’ammoniac atmosphérique avec un détail sans précédent (maille au km{{2}}).

En 2018, dans la revue ''Nature''<ref name=Nature2018>Van Damme, M., Clarisse, L., Whitburn, S., Hadji-Lazaro, J., Hurtmans, D., Clerbaux, C. et Coheur, P.-F (2018), ''Industrial and agricultural ammonia point sources exposed'', ''Nature'', 564, 99-103, {{doi|10.1038/s41586-018-0747-1}}</ref> Van Damme {{et al.}} confirmaient que la pollution azotée par l'[[élevage intensif]] avait été très sous-estimée par les inventaires et cartographies de la pollution de l'air, à échelle planétaire ; Cette pollution est en outre devenue chronique et catastrophique (à des échelles presque continentale) en [[Inde du Nord]] et au sud de l’Afrique de l’Ouest (où le nuage de pollution azotée s'étend largement au-dessus de l'océan Atlantique). Ailleurs, dans les pays riches les zones très polluées par l'ammoniac sont plus petites et centrées sur des usines chimiques ou des élevages industriels particulièrement intensifs. Ce travail confirme la responsabilité majeure de l’[[élevage intensif]] et de la production industrielle d’engrais (à partir de pétrole). Il montre aussi que de très nombreuses sources n’avaient pas été auparavant identifiées, faute de mesures ''in situ''. Sur {{nombre|248 grandes}} sources de NH{{ind|3}} très nettement visibles de satellite (de diamètre de moins de {{unité|50 km}}) les deux tiers n’avaient pas encore été repérées par les États ou les autorités environnementales. 83 étaient des fermes d’élevage intensif et 130 des usines d’engrais. La région la plus émissive au monde (sources agro-industrielles principalement) est la [[vallée du Gange]] qui émet {{unité|475 kg}} de NH{{ind|3}} par seconde, soit {{unité|1.1 e17 molécules}} par centimètre carré ([[Pakistan]] et [[Inde du Nord]]). Pour les élevages, le record est une émission moyenne de {{unité|0,81 kg/s}}, observé dans les fermes géantes de Bakersfield et Tulare ([[Californie]]) qui abritent des centaines de milliers de vaches<ref name=Nature2018/>. Quant à l’usine la plus polluante ({{unité|0,75 kg/s}}), il s’agit d’un complexe chimique d'[[Ouzbékistan]], de la [[vallée de Ferghana]], fabriquant des engrais dans une région par ailleurs d’agriculture intensive<ref name=Nature2018/>. La cartographie par satellite n'a permis de détecter qu'un unique foyer naturel, en [[Tanzanie]]<ref name=Nature2018/>.

=== Impact environnemental ===
Les impacts [[toxicologie|toxicologiques]] de l'ammoniac semblent assez bien connus, mais ses impacts [[écotoxicologique]]s, autres que liés à son caractère basique ou [[eutrophisant]] sont moins bien étudiés.

On sait que :
* les quantités d'ammoniac rejetées dans l'atmosphère en font l'un des principaux responsables de l'[[Acidification des eaux douces|acidification de l'eau]] et [[Acidification des sols|des sols]]<ref name="ifen1">[http://www.ifen.fr/uploads/media/fiche_emissions_NH3_02.pdf Ifen].</ref>, ainsi qu'un facteur favorisant les [[pluies acides]]<ref>[http://www2.ademe.fr/servlet/KBaseShow?sort=-1&cid=96&m=3&catid=17233 Ademe].</ref>. En France et en Europe, le secteur de l'[[agriculture]] est à l'origine de 95 % des émissions d'ammoniac<ref name="ec">[http://ec.europa.eu/agriculture/envir/report/fr/acid_fr/report.htm Commission européenne].</ref>. 80 % des émissions proviennent de la volatilisation des déjections animales ; les 20 % restants sont principalement liés à la production des [[engrais]] azotés et à leur épandage, difficile à adapter aux aléas climatiques<ref name="ec"/> ;
* il s'agit du principal responsable de l'[[eutrophisation]] des milieux aquatiques<ref name="ifen1"/> ;
* avec un [[potentiel de réchauffement global]] ({{en anglais|global warming potential}}, GWP) de 0<ref name = "Am">International Institute of refrigeration, ''Ammonia as a Refrigerant'', {{3e}}{{éd.}}, {{Dr|A.B. Pearson}}, 2008.</ref>, l’ammoniac est un fluide frigorigène sans effet sur le [[réchauffement climatique]], contrairement aux fluides frigorigènes type [[Hydrofluorocarbure|HFC]] couramment utilisés dans les climatiseurs et pompes à chaleur dont le GWP peut varier de {{formatnum:1430}} ([[1,1,1,2-Tétrafluoroéthane|R134a]])<ref name="Am"/> à {{formatnum:3900}} ([[R404A]])<ref name="Am"/> ;
* de même, avec un [[potentiel de déplétion ozonique]] (ODP) de 0<ref>Michèle Mondot, Ahmed Bensafi et Christophe Marvillet, ''L'après R22 - Guide des fluides frigorigènes pour la climatisation'', Publications du [[Centre technique des industries aérauliques et thermiques|CETIAT]], 2002.</ref>, l'ammoniac est un fluide frigorigène sans effet sur la couche d'ozone, contrairement aux fluides frigorigènes type [[HCFC]] dont le plus connu est le [[Chlorodifluorométhane|R22]] encore courant dans les systèmes de climatisations anciens ;
* la production d'ammoniac est une grande consommatrice d'électricité, représentant jusqu'à 2 % de la production mondiale<ref>{{Lien web|langue = en|titre = Water and air are all you need to make one of world’s most important chemicals|url = http://theconversation.com/water-and-air-are-all-you-need-to-make-one-of-worlds-most-important-chemicals-30173|site =theconversation.com}}</ref> ;
* dans l'eau, bien que considéré comme non toxique aux doses où il est aujourd'hui présent, il semble discrètement affecter le métabolisme de tous [[téléostéen]]s (l'infra-classe des [[Teleostei]] qui regroupe l'écrasante majorité des espèces de poissons actuels, soit environ {{nombre|23600 espèces}} actuellement connues), par exemple en diminuant les réflexes de ces poissons<ref>McKenzie, D.J., Shingle, A., Claireaux, G. et Domenici, P. (2009), ''Sub-lethal concentrations of ammonia impair performance of the teleost fast-escape response'', ''Physiol.Biochem. Zool.'', 82, 353–362.</ref>{{,}}<ref>McKenzie, D.J., de bardeaux, A., Claireaux, G. et Domenici, P. (2009).{{refins}}</ref> ;
* une certaine toxicité est également constatée chez des animaux primitifs comme les [[amphipoda|amphipodes]]<ref>Prenter, J., MacNeil, C., Dicka, J.T.A., Riddella, G.E. et Dunn, A.M. (2004), ''Lethal and sublethal toxicity of ammoniato native, invasive, and parasitised freshwater amphipods'', ''Water Res.'', 38, 2847–2850.</ref>.

En France, selon le [[Centre interprofessionnel technique d'études de la pollution atmosphérique|CITEPA]], les émissions d’ammoniac atmosphérique ont légèrement baissé en trente ans (de 1980 à 2012 ; en moyenne de 0,5 % par an sur cette période pour arriver à {{unité|636000|tonnes/an}} en 2012)<ref name=CITEPA/>. Le [[protocole de Göteborg]] fixe une nouvelle diminution : {{nb|-4}} % de 2005 à 2020, soit {{unité|636000|tonnes/an}}<ref name=CITEPA>[http://www.citepa.org/fr/pollution-et-climat/polluants/aep-item/ammoniac Ammoniac], Centre interprofessionnel technique d'études de la pollution atmosphérique (CITEPA).</ref>.

''Polluant transfrontalier'' : en Europe, avec l'''{{Langue|en|texte=[[European Monitoring and Evaluation Programme]]}}'' (EMEP) et en application de la convention de Genève dite [[convention sur la pollution atmosphérique transfrontière à longue distance]] et de son « protocole »<ref name=ProtocoleONU2000>ONU (2000), ''[http://www.unece.org/fileadmin/DAM/env/lrtap/full%20text/1999.Multi.f.pdf Protocole à la convention de 1979 sur la pollution atmosphérique transfrontière à longue distance, relatif à la réduction de l'acidification, de l'eutrophisation et de l'ozone troposphérique]'' {{pdf}}, 74{{nb p.}}</ref> sur l'acidification, l'eutrophisation et l'ozone, l'acidité des pluies fait l'objet d'un suivi, centralisé pour la partie française par EcoLab (Laboratoire écologie fonctionnelle et environnement), accueille le point focal national chargé de la modélisation des charges critiques atmosphériques)<ref>ECOLAB [http://www.ecolab.omp.eu/ ''Ecolab''].</ref>.

En France, l'acidité des pluies a diminué grâce à une forte diminution des émissions de [[dioxyde de soufre]] (SO{{ind|2}}), mais leur teneur en ammoniac n'a pas diminué, alertait le ministère de l'Environnement en 2011<ref name="CGDD2011">CGDD (2011), [http://www.developpement-durable.gouv.fr/IMG/pdf/LPS88.pdf ''La qualité des eaux de pluie : acidité en baisse mais pas de progrès pour les dépôts d’azote''] {{pdf}}, ministère de l'Écologie, du Développement durable, des Transports et du Logement, Service de l'Observation et des statistiques, ''Le point sur'', {{n°|88}}, juin 2011, 4{{nb p.}}</ref>, alors que le protocole de la convention demande aux États signataires d'appliquer {{Citation|les meilleures techniques disponibles pour prévenir et réduire les émissions d'ammoniac énumérées dans le document d'{{nobr|orientation V}} adopté par l'Organe exécutif à sa dix-septième session ({{nobr|décision 1999/1}}) et tous amendements y relatifs}} notamment par de {{Citation|bonnes pratiques agricoles respectueuses de l'environnement}}<ref name=ProtocoleONU2000/>. Son {{nobr|article 8}} stipule que les parties doivent élaborer des {{Citation|stratégies visant à réduire davantage les émissions de soufre, d'[[oxydes d'azote]], d'ammoniac et de [[composés organiques volatils]] en se fondant sur les charges critiques et les niveaux critiques ainsi que sur les progrès techniques, et amélioration de la modélisation de l'évaluation intégrée pour calculer la répartition optimisée au niveau international des réductions des émissions compte tenu de la nécessité d'éviter des coûts excessifs pour quelque Partie que ce soit. Une importance particulière devrait être accordée aux émissions imputables à l'agriculture et aux transports}}<ref name=ProtocoleONU2000/>.

Pour la France, second pays européen le plus émetteur d’ammoniac derrière la fédération de Russie, le niveau de 1990 avait été évalué à {{unité|814000|t}} de gaz NH{{ind|3}} par an, et la convention de Genève imposait de descendre sous un « plafond » de {{unité|780000|t/an}}, soit un effort de {{nb|-4}} %<ref>Tableau {{p.}}24/74 du [http://www.unece.org/fileadmin/DAM/env/lrtap/full%20text/1999.Multi.f.pdf protocole de Genève de 2000].</ref> alors qu'on demandait à la [[Slovaquie]] qui émettait {{unité|62000 t/an}} de réduire ses émissions de 37 %.

=== Écotoxicologie ===
Peu de données sont disponibles à ce sujet dans les écosystèmes car l'ammoniac ne semble pas être un produit très présent dans un écosystème normal. Il est cependant démontré que :
* il endommage le système respiratoire des animaux d'élevages intensifs qui y sont parfois fortement et souvent fréquemment ou chroniquement exposés<ref name=Gustin99>Gustin, P., Urbain, B., Prouvost, J. et Ansay, M. (1999), ''[http://www.journees-recherche-porcine.com/texte/1994/94txtLog/L9405.pdf Impact de l'ammoniac sur le système respiratoire du porc]'', Bulletin et mémoire, Académie royale de médecine de Belgique, 154 (6, SPI), 371-376.</ref>. Ainsi chez le porc adulte, {{unité|25 ppm}} peuvent après six jours d'exposition causer une inflammation nasale, une hyper-réactivité trachéale et réduire la croissance corporelle<ref name=Gustin99/>. Et à partir de {{unité|50 ppm}}, des dommages pulmonaires apparaissent, qui probablement peuvent favoriser diverses maladies pulmonaires<ref name=Gustin99/> ;
* dans l'eau, sa toxicité pour les [[amphipode]]s<ref>Ankley G.T, Schubauer-Berigan M.K et Monson P.D (1995), ''Influence of pH and hardness on toxicity of ammonia to the amphipod Hyalella azteca'', ''Canadian Journal of Fisheries and Aquatic Sciences'', 52 (10), 2078-2083 ([https://www.nrcresearchpress.com/doi/abs/10.1139/f95-801 résumé]).</ref> et les [[amphibien]]s notamment, varie aussi selon le pH du milieu<ref>Dejours P, Armand J et Beekenkamp H (1989), ''La toxicité de l'ammoniac est fonction du pH de l'eau''. Étude chez la salamandre Pleurodeles waltl. Comptes rendus de l'Académie des sciences, série 3, Sciences de la vie, 308(2), 55-60.</ref> ;
* il se montre très toxique pour certaines espèces de [[crustacé]]s du [[zooplancton]] marin ([[copépode]]s par exemple)<ref>Shang J. Lu M et Yu Q (2018), ''[https://econpapers.repec.org/RePEc:mth:ast888:v:6:y:2018:i:2:p:6-11 Acute Effects of Ammoniac Nitrogen on Marine Copepod Acartia pacifica When Exposed to Different Temperature Conditions]'', ''Aquatic Science and Technology'', 6 (2), 6-11.</ref> ;
* au moins pour certaines espèces, sa toxicité varie considérablement selon la température de l'eau : ainsi le NH{{ind|3}} est beaucoup plus toxique à {{tmp|10|°C}} qu'à {{tmp|20|°C}} pour le copépode ''[[Acartia pacifica]]'', mais cette toxicité ne varie pas de manière non linéaire avec la température ; dans ce dernier cas, la toxicité de l'ammoniac {{Citation|tend à diminuer avec l'augmentation de la température jusqu'à un certain point, au delà duquel elle augmente considérablement avec l'augmentation de la température}}<ref>Shang, J., Lu, M. et Yu, Q. (2018), ''Acute Effects of Ammoniac Nitrogen on Marine Copepod Acartia pacifica When Exposed to Different Temperature Conditions'', ''Aquatic Science and Technology'', 6 (2), 6-11 ([https://econpapers.repec.org/article/mthast888/v_3a6_3ay_3a2018_3ai_3a2_3ap_3a6-11.htm résumé]).</ref>.).

=== [[Phrases de risque]] et [[conseils de prudence]] selon l'INRS ===
{{Section à actualiser|Décembre 2023|date=décembre 2023|commentaire=« [[Phrases R]] » et « [[phrases S]] » obsolètes.}}
[[Image:Gas cylinder ammonia rotated 90o.jpg|thumb|Les contenants d'ammoniac doivent être notamment porteur de l'étiquette à tête de mort et de l'étiquette signalant le danger pour l'environnement, qui signalent la [[toxicité]] et l'[[écotoxicité]] du produit.]]
[[Image:Hazmatspotting UN 1005, "Ammonia, anhydrous".jpg|thumb|Les citernes fixes et mobiles (camions) doivent également être porteur des étiquettes de [[signalisation des substances dangereuses]].]]
{{Article détaillé|Signalisation des substances dangereuses}}

* R10 – Inflammable (relativement peu)
* R23 – Toxique par inhalation
* R34 – Provoque des brûlures
* R50 – Très toxique pour les organismes aquatiques
* S9 – Conserver le récipient dans un endroit bien ventilé
* S16 – Conserver à l’écart de toute flamme ou source d’étincelle. Ne pas fumer
* S26 – En cas de contact avec les yeux laver immédiatement et abondamment avec de l’eau et consulter un spécialiste
* S36/37/39 – Porter un vêtement de protection approprié, des gants et un appareil de protection des yeux/du visage
* S45 – En cas d’accident ou de malaise, consulter immédiatement un médecin (si possible lui montrer l’étiquette)
* S61 – Ne pas rejeter dans l’environnement. Consulter les instructions spéciales / la fiche de données de sécurité

=== Référence ONU pour le transport des matières dangereuses ===
* Classe 2
** numéros :
*** 1005 (ammoniac anhydride)
*** 3318 (ammoniac en solution aqueuse de densité inférieure à 0,880 à {{tmp|15|°C}} contenant plus de 50 % d'ammoniac)
*** 2073 (ammoniac en solution aqueuse de densité inférieure à 0,880 à {{tmp|15|°C}} contenant plus de 35 % mais au maximum 50 % d'ammoniac)
* Classe 8
** numéro 2672 (ammoniac en solution aqueuse de densité comprise entre 0,880 et 0,957 à {{tmp|15|°C}} contenant plus de 10 % mais au maximum 35 % d'ammoniac)

== Notes et références ==
{{Références nombreuses|taille=30}}

== Voir aussi ==
=== Articles connexes ===
* [[Ammoniaque]]
* [[Amine (chimie)|Amine]]
* [[Amidure]]
* [[Carburant]]
* [[Biochimies hypothétiques#L'ammoniac|Biochimies hypothétiques]]
* [[Hydrate d'ammoniac]]
* [[Procédé Ostwald]]
* [[Procédé Haber]]

=== Liens externes ===
* [http://www.societechimiquedefrance.fr/extras/Donnees/acc.htm Fiche ammoniac de la SCF mise à jour par Jean-louis Vigne en 2014]
* [http://culturesciences.chimie.ens.fr/node/733 Expérience du jet d'eau : solubilité de l'ammoniac dans l'eau]
* [https://www.ac-paris.fr/portail/jcms/p2_925116/la-synthese-industrielle-de-l-ammoniac Analyse documentaire avec questions sur La synthèse industrielle de l'ammoniac, académie de Paris]
* [http://www4.ac-nancy-metz.fr/physique/CHIM/Jumber/AMMONIAC/ammoniac_acide_nitrique_fichiers/AMMONIAC.html Un cours lorrain sur l'ammoniac et l'acide nitrique]
* Robert Nardone, [http://www.universcience.tv/video-la-chimie-de-la-guerre-5509.html La chimie de la guerre, épisode de la série ''Savants et Militaires''], Universcience, France Télévisions, Enfin Bref production, 2012 : un aperçu de la vie de Carl Bosch en {{unité|3 min}} {{unité|22 s}}.
* [http://www.inrs.fr/accueil/produits/bdd/doc/fichetox.html?refINRS=FT%2016 Fiche toxicologique de l'INRS]
* [https://www.cdc.gov/niosh/ipcsnfrn/nfrn0414.html Fiche internationale de sécurité]
* [http://www.aria.developpement-durable.gouv.fr/accident/31821/ Fiche Aria retour d'expérience, {{n°|31821}} Incendie et explosion de gaz de synthèse d’ammoniac], {{date-|1 juin 2006}}, [[Billingham]], [[Grande-Bretagne]]
* [https://www.dieselgasturbine.com/news/W-rtsil-Norwegian-ship-owner-plan-world-s-first-ammonia-conversion-project/8015405.article Développement en cours chez un constructeur de moteurs marins(en anglais)]
* [https://technologiemedia.net/2018/07/13/lammoniac-un-carburant-fabrique-a-partir-du-soleil/ L'ammoniac un carburant fabriqué à partir du soleil]

=== Bibliographie ===
* Iñaki de Aguirre et Marie-Anne Van de Wiel, ''Introduction à la chimie générale'', édition De Boeck Supérieur, 1995, {{vol.}}2, 518{{nb p.}}, {{p.|298-310}} sur l'ammoniac {{ISBN|9782804107208}}.
* Gérard Emptoz, ''Les chimistes, leurs institutions et leurs sociétés savantes entre les deux guerres. II - La nouvelle chimie de l’azote dans l’entre-deux-guerres'', ''L'Actualité chimique, Journal de la Société chimique de France'', {{n°|381}}, janvier 2014, 60{{nb p.}}, {{p.|40-47}}.
* Victor Kaiser, Ermanno Filippi, Henri Dominique Léger et Pierre Lesur, ''Calcul des réacteurs catalytiques - Synthèse d’ammoniac - Aspects fondamentaux de la réaction de synthèse'', ''Techniques de l'ingénieur'', {{nobr|J 4040}}, 10 juin 1999.
* {{Ouvrage |auteur1=[[Paul Pascal]] |titre=Nouveau traité de chimie minérale |volume=10 |tome=10 |titre volume=Azote et phoshore |lieu=Paris |éditeur=Masson |année=1956 |réimpression=1966 |format livre=32 vol.}}{{Commentaire biblio|{{BNF|37229023x}}.}}
* Arkan Simaan, ''Grandeur et décadence de Fritz Haber'', dans ''Bulletin de l'Union des professeurs de physique-chimie'', {{vol.}}99, {{n°|874}}, mai 2005, {{p.|613-626}}.
* {{Ouvrage|auteur1=H. Ebert|traducteur=Francis Pichon|titre=Chimie technique|lieu=Auckland, Bogota, Paris|éditeur=McGraw-Hill |collection=Formulaire de poche|année=1985|isbn=978-2-7042-1108-1|oclc=25322022|bnf=34839286}}.

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[[Catégorie:Composé de l'azote]]
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