Ammoniaque NH4OH

Ammoniaque NH4OH

NH4OH ou NH3 ? Rares sont les molécules d'ammoniac à réagir avec l'eau pour donner la formule NH4OH. Si on pouvait observer les molécules présentes dans un bécher rempli d'ammoniaque, on verrait :

- une immense majorité de molécules d'eau
- pas mal de molécules d'ammoniac (NH3)
- un petit nombre d'ions ammonium (NH4+)
- le même petit nombre d'ions hydroxyde (HO-)
- toutes les impuretés qui existent toujours, où qu'on soit, où qu'on aille...

Pour se représenter l'ammoniaque, voici un croquis :

ammoniaque nh4oh 0

Solution d'ammoniaque : une majorité de NH3 et quelques NH4+ et HO-

Plan de l'article

1. Ammoniac ou ammoniaque ?
2. Exercice corrigé : pH d'une solution d'ammoniaque

1. Ammoniac (NH3 gaz) et ammoniaque (eau, NH3 dissous, NH4+, HO-)

L'ammoniac NH3 est un gaz qui se dissout en très grande quantité dans l'eau. Une fois ce gaz dissous, la solution aqueuse obtenue s'appelle ammoniaque. La solution aqueuse s'écrit en "-que" alors que le gaz s'écrit avec "-c". Pour faire une comparaison, l'ammoniaque est à comparer à l'eau gazeuse et l'ammoniac est à comparer au dioxyde de carbone gazeux.

Equation bilan de la réaction de l'ammoniac avec l'eau

L'ammoniac est une base : lorsqu'il réagit avec l'eau, il lui prend un proton (H+) et crée ainsi un ion hydroxyde HO-. Mais cette réaction est loin d'être totale. Seule une petite fraction des molécules d'ammoniac NH3 réagissent :


ammoniaque nh4oh 1

Réaction de l'ammoniac et de l'eau

Le signe égal signifie que la réaction peut aller dans les deux sens. La réaction n'est pas totale : lorsque l'équilibre est atteint (les concentrations restent stationnaires dans le temps), il reste des réactifs et il y a des produits dans une proportion qui ne varie plus si on ne fait rien.

L'ammoniac est une base faible. On peut calculer le pH d'une solution d'ammoniac pour estimer le pourcentage de molécules qui ont réagi.

2. Exercice corrigé : calcul de pH d'une solution d'ammoniaque

Que vaut le pH d'une solution aqueuse d'ammoniaque à la concentration Cb=0.01 mol/L ?
Quel est le pourcentage de dissociation ?

Corrigé (réponse)

On commence par écrire l'équation bilan de l'ammoniac qui réagit avec l'eau :

ammoniaque nh4oh 2

Que vaut la constante de cette réaction ?

On se ramène à la constante Ka du couple acido-basique.

Constante Ka du couple NH4+/NH3

Lorsqu'on est face à une solution d'ammoniaque, on constate que la réaction n'est pas totale. On écrit l'équation bilan faisant internir le couple acido basique NH4+/NH3 :

ammoniaque nh4oh 3

avec sa constante Ka qui vaut :

Ka=[NH4+]/([NH3][H3O+])

C'est-à-dire qu'à l'équilibre (au bout d'un certain temps après la dissolution de l'ammoniac dans l'eau, quand plus rien ne se "passe"), la valeur du quotient de réaction [NH4+]/([NH3][H3O+]) atteint la valeur de Ka. On peut dire que :

A l'équilibre, [NH4+]/([NH3][H3O+]) est égal à Ka

Le pKa, égal à -log (Ka), vaut 9.2 (ça, c'est comme le nombre pi ou exponentielle, on ne peut pas l'inventer).

Revenons à nos moutons. Ce qui nous intéresse, c'est la réaction de l'ammoniac sur l'eau, et non sur H3O+ :

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La constante K vaut :

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Pour déterminer la valeur de K en fonction de Ka, on utilise l'astuce de multiplier le numérateur et le dénominateur par [H3O+] :

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En bleu, on reconnaît l'inverse de Ka et en rouge, ô miracle, le produit ionique de l'eau Ke.

Numériquement :

ammoniaque nh4oh 7

On peut maintenant calculer la concentration en ions HO- en faisant 2 approximations :


- l'autoprotolyse de l'eau contribue de façon négligeable à la présence d'ions HO-.
- le pourcentage de dissociation de NH3 est faible

On imagine qu'on mélange du NH3 à de l'eau pure. Cb est la concentration initiale en NH3. A l'équilibre, une (faible) partie des molécules de NH3 est transformée en NH4+ et HO-.

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On peut écrire que Cb-x est environ égal à Cb parce que x est très inférieur à Cb (pourcentage de dissociation faible). Comme on cherche x (=[HO-]), cette approximation permet d'éviter de résoudre une équation du second degré avec calcul du discriminant et recherche des racines.

On déduit x simplement :

ammoniaque nh4oh 9

On a maintenant [HO-]. Pour trouver [H3O+], on utilise la valeur de Ke (constante de l'autoprotolyse de l'eau) :

[H3O+].[HO-] = 10e-14

D'où :

ammoniaque nh4oh 10

D'où [H3O+] = 10e-10.6

Et pour finir, on en déduit le pH :

pH = -log [H3O+]
pH = 10.6

Une solution d'ammoniac à 0.01 mol/L a un pH de 10.6.

Pourcentage de dissociation de l'ammoniac

On s'intéresse maintenant au pourcentage de molécules de NH3 qui se sont "converties" en NH4+. C'est le pourcentage des molécules qui ont réagi sur l'eau.

Ce pourcentage vaut :

[HO-]/Cb = 4.10e-4 / 0.01 = 4%

4% des molécules de NH3 ont réagi sur l'eau. Il y a donc 4% de NH4+ et 96% de NH3 dans cette solution. On avait raison de négliger x devant Cb...

De plus, [H3O+] << [HO-]. On peut donc bien négliger la contribution de l'autoprotolyse de l'eau. Les 2 approximations faites au début sont valides.

Cela répond à la question qui est dans les premiers mots de l'article. L'ammoniac dissous dans l'eau est majoritairement du NH3. La formule NH4OH (qui sous entend NH4+ et HO- ?) est minoritairement juste (ici, elle ne serait vraie que pour 4% des molécules).

Pour une concentration de 1 mol/L, on obtient :

pH = 11.6
Pourcentage de dissociation : 0.4%

Plus l'ammoniaque est concentré, plus le pourcentage de dissociation est faible. C'est une généralité pour les acides et les bases faibles.

Formules générales pour calculer des pH d'acides et bases faibles ou forts

Voici un récapitulatif des calculs des pH. Ce sont des formules toutes prêtes à utiliser lorsque les concentrations sont suffisamment grandes pour négliger l'autoprotolyse de l'eau (mettons pour des concentrations supérieures à 10e-5 mol/L) :

ammoniaque nh4oh 11

Si on a le "droit" de connaître et d'utiliser directement ces formules, on peut appliquer la formule du pH des bases faibles pour calculer le pH :

pH = 7 + 1/2 (pKa + log Cb)
pH = 7 + 1/2 (9.2 + log 0.01)
pH = 7 + 1/2 (9.2 - 2)
pH = 7 + 0.5 x 7.2
pH = 10.6

Soulagés, nous sommes heureux de retrouver pH = 10.6 !

L'approximation K = x²/Cb permet de démontrer cette formule (pH pour base faible) avec la constante de l'autoprotolyse de l'eau et passage au logarithme.

NH4OH : hydroxyde d'ammonium, mais encore ?

L'ammoniaque est basique comme la soude mais contrairement à la soude, c'est une base faible. De plus, on peut bien isoler le solide NaOH (hydroxyde de sodium). C'est un solide blanc corrosif qui se dissociera totalement (base forte) en ions Na+ et HO- dès qu'il est dans l'eau. En revanche, la molécule NH4OH n'a jamais été isolée. On ne peut pas trouver d'hydroxyde d'ammonium pur qui se présenterait sous la forme d'un solide blanc par exemple. Le nom "hydroxye d'ammonium" induit en erreur. NH4OH est davantage une vue de l'esprit ou un raccourci d'écriture. On pourrait écrire tout au plus NH4+, HO- pour l'ammoniaque. Mais la vérité pour la plupart des molécules reste NH3.

Il est impossible d'acheter du NH4OH pur ! Cela n'existe pas !

L'ammoniaque du commerce peut aller jusqu'à des concentrations de 30% environ. C'est le maximum de solubilité du gaz ammoniac NH3 dans l'eau. Au delà, le gaz ne se dissout plus. L'ammoniaque dégage une forte odeur d'ammoniac. Dans une bouteille d'ammoniaque, il se forme un équilibre entre le gaz dissous (la solution aqueuse) et le gaz. Si on laisse de l'ammoniaque à l'air libre, l'ammoniac finira par s'en échapper. De la même façon, si on oublie une boisson pétillante dans un verre, les bulles finissent par s'en aller...

L'ammoniac : un base pour les engrais de jardin

De nombreux engrais (pour votre jardin ou à échelle industrielle) contiennent des sels d'ammonium. L'ammoniac et les sels d'ammonium contiennent de l'azote assimilable pour les plantes. Les engrais contiennent 3 éléments clé : l'azote, le phosphore et le potassium (symbole N, P et K). Concernant l'azote, les nitrates apportent aussi de l'azote. On distingue l'azote ammoniacal et l'azote nitrique. Le nitrate d'ammonium est un exemple d'engrais azoté contenant les deux :

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Engrais riche en nitrate d'ammonium ("ammonitrate")

Références

Calcul de pH d'acides et de bases faibles et forts :

http://www.aclg.ulg.ac.be/Create/AcidesBases2emeEprv2011_CG/page_22.htm

Propriétés de l'ammoniaque

http://pubchem.ncbi.nlm.nih.gov/compound/ammonium_hydroxide#section=Experimental-Properties

Ammonitrate engrais

http://agro-100.com/nitrate-dammonium

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  Ammoniaque NH4OH, publié par nina67 le 26 Juin 2015
Nina67
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