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leur contour. On les trouve en grand nombre dans les couches secondaires, les plus anciennes de la teiro. Les genres Ammoniies, Baculites et Turrilites appartiennent à celte famille. Étudiées d’abord et classées par Lamarck, elles ont fait l’objet d’une publication de de Haan, sous le titre de Monogiaphie des Ammonites (Leyde, 1826), et plus récemment de de Buck, dans un ouvrage allemand traduit et inséré dans les Annales des sciences naturelles (t. XXIX).

AMMONIAC (Sel). — Voyez Ammoniaque (Chlorhydrate d’).

AMMONIACAUX (Composés ou Sels) (Chimie). — Combinaisons formées par l’union de l’ammoniaque avec un autre corps jouant le rôle d’acide. On les reconnaît aux caractères suivants :

Ils sont presque tous solubles dans l’eau ; leur dissolution traitée par le chlorure de platine donne un précipité jaune caractéristique de la présence de l’ammoniaque. Tous sont volatils ou décomposés par la chaleur ; tous abandonnent leur ammoniaque en présence d’une base soluble (potasse ou soude), et donnent ainsi des vapeurs qui bleuissent le papier rouge de tournesol, deviennent blanches et épaisses en présence de l’acide chlorhydrique et possèdent Todeur piquante caractéristique de l’ammoniaque.

L’ammoniaque anhydre se combine directement avec les hydracides également anhydres pour former de véritables sels. Avec les acides oxygénés^ l’intervention d’une proportion d’eau est nécessaire, sinon pour que la combinaison s’opère, du moins pour que le produit obtenu présente les caractères des sels. Le chlorhydrate d’ammoniaque a pour formule ClH,AzH3 ou GlAzH* ; celle du sulfate d’ammoniaque est S03,AzH-^H0 bu S0^,AzH'‘0. Dans ce dernier composé, l’ammoniaque hydratée AzH'^0 peut être remplacée par une autre base, potasse, soude... Le résultat de l’union de l’acide sulfurique anhydre avec l’ammoniaque anhydre, SO'^AzH3, ne se prête plus à un semblable échange, ce n’est plus un sel. Cette particularité qui rapproche beaucoup plus l’ammoniaque des alcaloïdes que des alcalis proprement dits, a fait admettre par plusieurs chimistes l’existence d’un radical hypothétique AzH'* nommé ammonium qui jouerait le rôle d’un véritable métal et dont l’oxyde AzH''0, formerait la base des sels ammoniacaux à oxacides. Cet oxyde, en s’unissant avec l’acide chlorhydrique par exemple, donnerait lieu à un équivalent d’eau éliminé, comme cela se passe avec la potasse. Cette manière de voir, très-commode à certains égards, a perdu toute son importance devant les progrès de la chimie, et comme elle entraînerait l’admission d’autant de radicaux hypothétiques qu’il existe d’alcaloïdes, elle n’est généralement plus adoptée. On ne peut plus admettre, en effet, que ce soient les derniers éléments des corps qui s’unissent les uns aux autres dans leurs combinaisons. Il est infiniment plus probable que les réactions se passent entre des groupes moléculaires plus ou moins complexes. Et si on n’est plus surpris devoir le cyanogè?ie (C^Az), composé de charbon et d’azote, se comporter comme un corps simple et jouer le rôle du chlore, nous ne devons pas faire plus de difftciilté d’admettré que le groupe moléculaire AzH-'Ojoue le rôle de base, comme le fait le groupe KO. Si la plupart des bases sont formées par l’union d’un métal avec l’oxygène, rien ne nous montre dans cette union la condition exclusive de leur existence. M. D.

AMMONIAQUE, Gaz ammoniac (Chimie), AzH^. — Composé reconnaissable à son odeur vive et pénétrante qui provoque la suffocation et le larmoiement, à sa saveur âcre et brûlante, et à sa propriété de ramener au bleu la teinture do tournesol rougie par un acide, de verdir le sirop de violette, de brunir le curcuma, de donner d’épaisses vapeurs blanches en présence de l’acide chlorhydrique, et de former un précipité blanc abondant avec le bichlorure de mercure. C’est une des bases les plus puissantes : elle sature complètement les acides les plus énergiques.

L’ammoniaque à l’état de pureté et sans eau est gazeuse à la température ordinaire; elle se liquéfie par le froid à une température de 40" au-dessous de 0", ou à la température ordinaire sous la pression de G ou 7 atmosphères. M. Faraday est même parvenu à la congeler sous l’influence d’un froid très-vif. Dans cet état, son aspect est celui d’une substance blanche cristalline et transparente ayant peu d’odeur à cause de la très-faible tension de sa vapeur.

L’ammoniaque .est extrêmement soluble dans l’eau, qui, à la température ordinaire, en peut absorber de 6

à 700 fois son volume; aussi, quand on débouche sous l’eau un flacon d’ammoniaque bien pure, l’eau s’y précipite-t-elle avec tant de force qu’elle le brise quelquefois. La plus petite quantité d’air ou d’un autre gaz suffit pour ralentir considérablement l’absorption. C’est cette dissolution appelée ammoniaque liquide ou simplement ammoniaque., qui est exclusivement employée dans les laboratoires et l’industrie. Elle jouit des mêmes propriétés que l’alcali gazeux ; mais elle est peu stable ; l’ébullition suffit pour en chasser tout l’ammoniaque qui se perd également peu à peu par évaporation au contact de l’air. Elle doit être conservée dans des flacons bouchés avec beaucoup de soin.

L’ammoniaque est employée dans les laboratoires de chimie à la préparation d’une foule de composés ; elle sert aux teinturiers pour dissoudre ou nuancer certains principes colorants, aux dégraisseurs pour nettoyer les tissus, etc. Appliquée sur la peau, elle la rubéfie et la cautérise ; elle est employée pour combattre les effets de la morsure des animaux venimeux ou malades. Son rôle dans la nature est encore plus important, car elle entre pour une proportion notable dans la nutrition des plantes.

On se procure l’ammoniaque dans les laboratoires en mélangeant du chlorhydrate ou du sulfate d’ammoniaque avec de la chaux caustique et introduisant le mélange dans un ballon dé verre B {fig. 109) que l’on chauffe mo-

i'ig. U;9. — Préparation du gaz ammoniac.

dérément. La chaux prend la place de l’ammoniaque qui se dégage. Le gaz desséché en D est recueilli dans des éprouvettes reposant sur la cuve à mercure C. Quand on veut préparer l’ammoniaque en dissolution, on fait passer

Fig. 110. — Préparation de l’ammoniaque en dissolution.

le gaz dans une série de flacons à trois tubulures {fiq, 1 10) (appareil de Woolf), contenant de l’eau qui le dissout. En grand on remplace le ballon par une chaudière en fonte ou en tôle, les flacons par des vases en terre ou en plomb, disposés de même en série. Le premier vase, appelé la.veur., sert à purifier le gaz. La dissolution ammoniacale livrée par le commerce marque ordinairement de 21" à 22" à l’aréomètre de Baumé et contient en poids 18 ou 20 p. 100 d’ammoniaque, 82 ou 80 p. lOO d’eau.

Depuis quelques années, on utilise avec succès pour

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l'extraction de l'ammoniaque les eaux ammoniacales provenant de la purification du gnz de Véc! airage. Ces eaux de condensation du gaz renferment entre autres produits du carbonate et du sulfliydrate d’ammoniaque, et marquent à l’aréomètre de 1 à 6“, en moyenne. On les distille dans des vases en tôle ou en plomb sur de la chaux éteinte; l’ammoniaque, mise en liberté par la chaux, se dégage et est recueillie comme plus haut. Les produits a n^i obtenus sont généralement colorés par un peu d’huile empyroumatique ; mais outre qu’on peut les en débarrasser, elle ne nuit en rien aux usages industriels de l’ammoniaque. On trouve cependant quelquefois plus d’avantage à employer directement ces eaux comme engrais liquide pour les prairies ou les champs de céréales. On soumet à un traitement analogue les eaux vannes provenant des urines des vidanges.

L’ammoniaque gazeuse est formée par la combinaison d’une proportion (14) d’azote, et de trois proportions (3) d’hydrogène, ou bien de v vol. azote et 6 vol. hydrogène se condensant par leur union en 4 vol. ammoniaque. L’oxygène est sans action sur ce composé dans les conditions ordinaires ; maïs si l’on fait arriver un jet d’ammoniaque dans un ballon plein d’oxygène et qu’on allume ce jet, il continue à brûler avec une flamme pâle; si on mélange 4 vol. d’ammoniaque gazeuse et 3 vol. d’oxygène, qu’on y ajoute un mélange d’oxygène et d’hydrogène dans les proportions nécessaires |)our former de l’eau et qu’on en approche un corps enflammé, ou qu’on y fasse passer une étincelle électrique, une détonation a lieu ; il se forme de l’eau par l’union de l’oxygène et de l’hydrogène, et l’azote est mis en liberté ; le mélange d’hydrogène et d’oxygène intervient dans ce cas par la chaleur qu’il dégage pendant la combinaison de deux gaz, et cette chaleur favorise la combustion de l’hydrogène de l’ammoniaque ; de môme, si l’on fait passer sur de l’éponge de platine (platine très-divisé et très-poreux) légèrement chauffée un mélange d’ammoniaque gazeuse et d’air, il se fait une combustion lente de l’ammoniaque, et l’on obtient de l’acide azotique. Le chlore en dissolution décompose également l’ammoniaque, liquide; il se fait du chlorhydrate d’ammoniaque, et l’azote se dégage; mais si le chlore est en excès, il peut s’unir â 1 azote et forme alors avec lui un composé (chlorure d’azote) très-détonant et très-dangereux à manier. Le bronie et l’iode donnent dans des conditions semblables des bromure et iodure d’azote également détonants quoiqu’à un degré un peu moindre. Le bichlorure de mercure (HgCl) mis en contact avec l’ammoniaque donne un précipité blanc très- abondant (HgClhAzlLHg) qui permet de reconnaître les moindres traces d’ammoniaque dans une liqueur.

L’ammoniaque prend naissance toutes les fois que l’azote et l’hydrogène se rencontrent à l’état naissant au sortir de combinaisons qui en contenaient et qui se détruisent spontanément ou non. Elle est donc le résultat presque constant de la putréfaction des matières organiques azotées à la surface du sol. Reprise par les plantes, elle leur fournit en partie l’un de leurs éléments les plus essentiels, l’azote.

Elle apparaît également dans la calcination de ces matières pn-alablement mélangées à de la soude ou à de la chaux. Tout l’azote qu’elles contiennent se dégage sous forme d’ammoniaque, ce qui fournit l’un des moyens les plus commodes et les plus précis de déterminer la quantité d’azote contenue dans une substance et en particulier dans les engrais (voyez Carbonate, Sulfate, CHLORiTvnriA l E d’aumoniaque).

L’ammoniaque en dissolution était connue des alchimistes, mais ce fut Priestley qui le premier l’isola à l’état gazeux. Les anciens Égyptiens et après eux les Arabes savaient préparer le sel ammoniac dont nous retirons encore l’ammoniaque dans nos laboratoires.

Ammoniaque ( CtiLomiYDRATE d’ ) , Sel ammoniac, ClH,Azll'. — Combinaison à volumes égaux d’acide chlorhydrique et d’ammoniaque. On le trouve dans le commerce sous forme de masses blanches translucides, à cassure libnmse, douées d’une certaine flexibilité et difficiles à réduire en poudre. Il se volatilise au rouge sans fondre; se dissout dans son poids d’eau bouillante et dans 2,7 fois son poids d’eau froide, en produisant un refroidissement très-marqué dans l’eau. Chanlfé avec le fer, le zinc, le cuivre..., il se décompose en donnant naissance d’une part à un chlorure de fer ou de zinc, et de l’autre à de l’hydrogène et de l’azote. Ces propriétés

le font employer dans les arts pour le décapage des métaux et en particulier du cuivre, pour l’étamage et la soudure à l’étain. Dans les laboratoires il sert à préparer l’ammoniaque.

Autrefois, tout le sel ammoniac que l’on consommait en France provenait de l’Égypte, où on le retirait de la suie provenant de la combustion de la fiente des chameaux. On se le procure aujourd'hui à beaucoup meilleur marché en France, en traitant le carbonate d’ammoniaque fourni par la calcination des matières animales, par de l’acide chlorhydrique, lorsqu’on peut se procurer ce sel à bas prix, ou, dans le cas contraire, de la manière suivante. On verse du sulfate de chaux (plâtre) dans la dissolution de carbonate d’ammoniaque.

Une double décomposition a lieu : du carbonate de chaux moins soluble que le sulfate se dépose et du sulfate d’ammoniaque reste dans la liqueur. Celle-ci est concentrée jusqu’à 19 ou 20® de l’aréomètre; on y verse alors du chlorure de sodium (sel marin) ; une double décomposition nouvelle a lieu ; une partie du sulfate de soude ainsi formé, se précipite et est recueilli, on concentre de nouveau. Le sulfate de soude étant moins soluble à chaud qu’à froid, tandis que le sel ammoniac est au contraire beaucoup plus soluble à chaud qu’à froid, pendant la concentration du sulfate de soude seul se déposera, tandis que, par le refroidissement, ce sera le sel ammoniac, dont la séparation est alors facile. Le produit ainsi obtenu est impur; on l’introduit dans des bouteilles en grès que l’on chauffe avec précaution, le sel se sublime et va se condenser dans la partie supérieure et moins chaude du vase.

Ammoniaque (Sulfate d’). — Combinaison d’acide sulfurique et d’ammoniaque hydratée (SO\AzH^O), sert aux mômes usages que le précédent, et se prépare de la môme manière. Dans les usines où on fabrique le sel ammoniac au moyen du carbonate d’ammoniate, du plâtre, puis du sel marin, on obtient le sulfate en s’arrêtant à la première phase de l’opération. On obtient alors un sulfate à meilleur compte que le chlorhydrate et qui est employé de préférence pour la préparation de l’alcali.

Le carbonate est trop volatil pour servir à ce dernier usage.

Ammoniaque (Carbonates d’). — Combinaisons d’acide carbonique et d’ammoniaque. Il en existe un assez grand nombre. La plus répandue dans le commerce est le sesquicarbonate (sel volatil d’Angleterre); il est formé par 2 proportions d’ammoniaque et d’eau unies à 3 proportions d’acide carbonique ; sa formule est 3C02, >AzII''0.

Il est en masses blanches, translucides et à texture fibreuse; il répand une odeur fortement ammoniacale sans être désagréable. Sa saveur est urineuse, sa réaction alcaline; il est soluble dans son poids d’eau, mais par l’ébullition tout le sel disparaît entraîné par les vapeurs.

Le carbonate d’ammoniaque s’extrait par la calcination dans des cylindres en fonte des matières animales de toute nature, à l’exception des graisses. Les urines en renferment des quantités notables, et les vidanges de j Paris en fournissent à elles seules presqu’un million de j kilogrammes. Il est employé en médecine, dans les îab iratoires aux analyses chi.miques, dans l’industrie à la préparation des autres sels ammoniacaux, et paraît appelé à jouer un grand rôle comme source d’azote dans l’agriculture, lorsque sur toute la surface de la France on se sera habitué à ménager davantage les matières excrémentitielles. Le sesquicarbonate doit être conservé dans des vases clos, car à l’air libre une partie de son ammoniaque se dégage peu à peu, et il se transforme en bicarbonate d’ammoniaque.

Ammoniaque (Nitrate d’). Azotate d’ammoniaque. — S’obtient en traitant le carbonate ammoniacal par l’acide nitii(|ue ou le nitrate de chaux; n’a d’importance que ; pour la préparation du protoxyde d’azote.

Ammoniaque (Sulfiiydrates d’). — Composés très-volatils et d’une odeur extrêmement fétide se produisant i spontanément dans les fosses d’aisances par la décompo- > sillon des matières qu’elles renferment. Mis en présence t d’un sel de plomb, de fer, de cuivre, ils sont décomposés; l’acide sulfhydrique s’unit à l’oxyde pour former un sulfure fixe et sans odeur. Ces sels sont donc désinfec- " tants. Les sulfiiydrates d’ammoniaque sont des réactifs I très-employés en chimie. M. D.

Ammoniaque liquide. Alcali volatil (Matière mé- 2 dicale). — Substance fréquemment employée en méde- f cine tant à l’intérieur qu’à l’extérieur; à l’intérieur à la Sj dose de quelques gouttes dans l’eau ou dans un autre j

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