NITRIQUE ACIDE
Les nitrates
Les nitrates sont les sels de l'acide nitrique. Tous sont très solubles dans l'eau. Les édifices obtenus avec les éléments les plus électropositifs sont nettement ioniques, mais les dérivés correspondant aux métaux les moins électropositifs sont vraisemblablement des nitratocomplexes. Le groupement NO3— peut alors fonctionner comme coordinat monodentate ou bidentate. Les processus de décomposition thermique traduisent d'ailleurs les modes de liaisons différents : alors que les nitrates ioniques mènent aux nitrites, les nitratocomplexes conduisent directement aux oxydes métalliques.
Tous les nitrates tendent à se comporter comme des agents oxydants, mais, dans le cas d'un élément métallique susceptible de présenter deux degrés d'oxydation possibles, les nitrates correspondant au degré le plus élevé réagissent de façon très vive. Ainsi Sn(NO3)4 provoque l'inflammation de l'éther ou de l'aniline. Zn(NO3)2, au contraire, est pratiquement inerte.
L'importance industrielle des nitrates reste considérable. Intimement associés au soufre et au charbon, les nitrates alcalins constituent la poudre noire qui fut longtemps le seul explosif connu. La vivacité, la force et le potentiel des poudres noires varient beaucoup avec leur composition. Le nitrate de sodium (nitrate du Chili) et surtout le nitrate d'ammonium, obtenu par synthèse, sont des engrais très utilisés. Ce sont des fertilisants à action lente et prolongée. L'hygroscopicité des nitrates est toutefois un inconvénient pour leur conditionnement et leur stockage. Il est ainsi d'une pratique courante d'ajouter au nitrate destiné aux engrais une ou des substances destinées à pallier sa prise en mottes à cause de son hygroscopicité. L'emploi de matières organiques à cet effet (emballages de papier ou de bois) est susceptible d'induire une explosion. L'emploi de 0,75 p. 100 de mazout en plus de 3,5 p. 100 d'argile, pratiqué couramment aux États-Unis, est vraisemblablement responsable des explosions de Texas City et de Brest en 1947.
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Écrit par
- Jean ROUXEL : professeur à l'université de Nantes
Classification
Pour citer cet article
Jean ROUXEL. NITRIQUE ACIDE [en ligne]. In Encyclopædia Universalis. Disponible sur : (consulté le )
Médias
Vaporisation de binaires
Encyclopædia Universalis France
Molécule en phase gazeuse
Encyclopædia Universalis France
Formation de molécules
Encyclopædia Universalis France
Autres références
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AMMONIAC
- Écrit par Henri GUÉRIN
- 5 033 mots
- 5 médias
En présence d'une toile de platine portée à 700-800 0C l'azote passe au degré + 2 en formant du monoxyde d'azote (oxyde azotique). C'est la réaction de base de la synthèse de l'acide nitrique :
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ATMOSPHÈRE - Chimie
- Écrit par Marcel NICOLET
- 3 553 mots
- 5 médias
La concentration de NO et de NO2 dans la stratosphère résultant d'une production continuelle à partir de N2O (équation 13a) est cependant limitée par d'autres réactions. Nous retiendrons surtout celle qui donne lieu à la formation de l'acide nitrique par le mécanisme :
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CYCLES BIOGÉOCHIMIQUES
- Écrit par Jean-Claude DUPLESSY
- 7 878 mots
- 6 médias
– L'acide nitrique, HNO3, résulte de l'oxydation naturelle des oxydes d'azote. Il est produit industriellement, car les nitrates servent à fabriquer des engrais et des explosifs. -
EAU RÉGALE
- Écrit par Dina SURDIN
- 223 mots
Mélange de deux ou trois volumes d'acide chlorhydrique concentré et d'un volume d'acide nitrique concentré. Les alchimistes ont appelé ce mélange « eau régale » (c'est-à-dire royale) pour ses propriétés : il dissout en effet l'or et d'autres métaux dits nobles....
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Voir aussi
