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Une carte du potentiel électrostatique de l'ion nitrate. Les zones colorées en rouge sont moins énergivores que les zones colorées en jaune.

En chimie inorganique, un nitrate est un sel d'acide nitrique caractérisé par un ion chargé négativement composé d'un atome d'azote lié à trois atomes d'oxygène. En chimie organique, le terme nitrates fait référence aux esters de l'acide nitrique et de divers alcools.

Les nitrates jouent un rôle important dans nos vies et dans le reste du monde naturel. En particulier, ils constituent une source importante d'azote pour la croissance des plantes, et donc pour d'autres organismes qui tirent leur nutrition des plantes. Nous utilisons les nitrates à diverses fins, notamment les engrais, les conservateurs alimentaires, les médicaments et les explosifs.

En revanche, l'utilisation excessive d'engrais contenant des nitrates a conduit à la pollution des eaux souterraines et des eaux de surface dans diverses régions agricoles, avec des effets néfastes sur la vie aquatique. En outre, on craint que le nitrate d’ammonium ne soit utilisé pour fabriquer des explosifs à des fins terroristes.

Occurrence, histoire et production

Surface moyenne annuelle de la mer nitrate pour l'océan mondial. Données de l'Atlas mondial des océans 2001.

Les nitrates solides ne sont pas très abondants dans la nature car ils sont très solubles. Ils peuvent apparaître là où les eaux souterraines contenant de l'azote s'évaporent (comme dans les sols des régions arides et sur les murs des abris des animaux). Des bactéries de nitrification dans le sol sont également nécessaires pour le processus.

La première source exploitée commercialement était l'Inde, fournissant à l'Empire britannique un approvisionnement fiable. En revanche, les puissances continentales européennes ont dû collecter des raclures dans les murs et les granges, installer des fermes de salpêtre (basées sur le vieillissement et la lixiviation du fumier et de l'urine). Le chimiste Lavoisier était également percepteur d'impôts et commissaire de la Saltpeter Administration. Plus tard, les importants gisements de nitrate de sodium dans le désert d'Atacama, dans le nord du Chili, ont acquis une importance économique.

Jusqu'au début du XXe siècle, il n'existait aucune méthode connue pour la synthèse chimique des nitrates. Le Chili était un grand exportateur et les pays européens dépendaient de ses nitrates pour être utilisés comme engrais pour nourrir leur population. Les nitrates étaient également nécessaires pour produire des explosifs militaires. Ces deux utilisations ont influencé l'histoire du monde de manière significative. Si les Allemands n'avaient pas conçu les procédés Haber et Ostwald pour produire du nitrate, ils n'auraient pas pu nourrir leur population civile et leurs armées, ni continuer à fabriquer des explosifs. La Première Guerre mondiale pourrait avoir pris fin en conséquence directe de l'embargo sur les matières premières essentielles. Avec l'aide de la chimie organique, cependant, la guerre a continué. De nos jours, la plupart des nitrates sont produits à partir d'ammoniac synthétisé à partir de l'azote atmosphérique.

Propriétés chimiques

La structure et la charge de l'ion nitrate.

le ion nitrate est un ion polyatomique de formule empirique NO3 et une masse moléculaire de 62,0049. Il se compose d'un atome d'azote central entouré de trois atomes d'oxygène identiques dans un arrangement plan trigonal. L'ion nitrate, qui porte une charge formelle de -1, peut être représenté comme un "hybride" des trois structures de résonance suivantes:

La structure peut également être représentée sous la forme du schéma à droite.

L'ion nitrate est la base conjuguée de l'acide nitrique. Un sel de nitrate se forme lorsqu'un ion chargé positivement (tel qu'un ion métallique) se fixe aux atomes d'oxygène chargés négativement de l'ion, formant un composé ionique. Presque tous les nitrates sont solubles dans l'eau à température et pression standard.

En chimie organique, un nitrate est un groupe fonctionnel de formule chimique générale RONO2, où R représente tout résidu organique. Ces nitrates sont les esters d'acide nitrique et d'alcools, formés par le procédé connu sous le nom de nitroxylation. Voici des exemples:

  • nitrate de méthyle, formé par réaction du méthanol et de l'acide nitrique1
  • le nitrate d'acide tartrique2
  • nitroglycérine.

Effets sur la vie aquatique

Dans les systèmes d'eau douce ou estuariens proches de la terre, les concentrations de nitrates peuvent atteindre des niveaux élevés, entraînant potentiellement la mort des poissons. Bien que l'ion nitrate soit beaucoup moins toxique que l'ammoniac ou le nitrite, des niveaux supérieurs à 30 parties par million (ppm) de nitrate peuvent inhiber la croissance, affaiblir le système immunitaire et provoquer un stress chez certaines espèces aquatiques.

Dans la plupart des cas, les concentrations élevées de nitrate dans les systèmes aquatiques sont le résultat du ruissellement de surface provenant de zones agricoles ou paysagères qui ont reçu un excès d'engrais nitrate. Ces niveaux de nitrate peuvent également entraîner des proliférations d'algues et lorsque les nutriments (tels que le potassium, le phosphate ou le nitrate) deviennent limitatifs, une eutrophisation peut se produire. En plus de conduire à l'anoxie de l'eau, ces efflorescences peuvent provoquer d'autres changements dans les fonctions de l'écosystème, favorisant certains groupes d'organismes par rapport à d'autres. Par conséquent, comme les nitrates constituent une composante des solides dissous totaux, ils sont largement utilisés comme indicateurs de la qualité de l'eau.

Nitrates spécifiques

Nitrate d'ammonium

Nitrate d'ammonium (NH4NON3) est couramment utilisé en agriculture comme engrais riche en azote. Il peut également être utilisé comme agent oxydant dans les explosifs, en particulier les engins explosifs improvisés.

Nitrate de potassium

Nitrate de potassium (KNO3) est une source minérale naturelle d'azote. Ses noms communs incluent salpêtre (salpêtre), nitrate de potasse, et nitre. Il est utilisé dans la production d'acide nitrique, de propergols pour fusées modèles et de plusieurs types de feux d'artifice. De plus, c'est un engrais et un conservateur alimentaire. Bien qu'il soit également utilisé dans la poudre à canon, il n'est ni combustible ni inflammable en soi.

Nitrate de sodium

Nitrate de sodium (NaNO3) est un type de sel qui a longtemps été utilisé comme ingrédient dans les explosifs et les propergols solides pour fusées, dans le verre et la poterie émaillée, et comme agent de conservation des aliments (comme dans les hot-dogs), et qui a été largement exploité à ces fins. Il est également diversement connu sous le nom caliche, Salpêtre du Chili, salpêtre, et soda niter. Le Chili possède les plus grandes réserves de caliche. Il peut également être fabriqué synthétiquement.

Nitrate d'argent

Nitrate d'argent (AgNO3) est un sel d'argent soluble et un composé corrosif. Il produit une tache grise ou noire sur la peau. En tant que matériau photosensible, il est utilisé dans la préparation de films photographiques. Il est également utilisé dans la fabrication d'explosifs à base d'argent et dans la coloration d'échantillons biologiques pour la recherche. De plus, il a été utilisé en médecine pour ses propriétés antiseptiques.

Matériaux associés

  • Les nitrates ne doivent pas être confondus avec les nitrites, les sels d'acide nitreux.
  • Composés organiques contenant du nitro (NO2), les groupes fonctionnels sont appelés composés nitrés.

Voir également

Remarques

  1. ↑ Black, Alvin P. et Frank H. Babers. "Nitrate de méthyle." Synthèses organiques 2 (1943): 412; 19 (1939): 64. Nitrate de méthyle Récupéré le 13 septembre 2007.
  2. ↑ Snyder, H.R., et al., «Imidazole». Synthèses organiques 3 (1955): 471; 22 (1942): 65. Imidazole Récupéré le 13 septembre 2007.

Les références

  • Addiscott, T.M., A.J. Gold, C.A. Oviatt, N. Benjamin et K.E. Giller. Nitrate, agriculture et environnement. CABI Publishing, 2005. ISBN 0851999131
  • Chang, Raymond. Chimie. 9e éd. New York: McGraw-Hill Science / Engineering / Math, 2006. ISBN 0073221031
  • Cotton, F. Albert et Geoffrey Wilkinson. Chimie inorganique avancée. 4e éd. New York: Wiley, 1980. ISBN 0-471-02775-8
  • Razowska-Jaworek, Lidia et Andrzej Sadurski. Nitrates dans les eaux souterraines. Association internationale des hydrogéologues Articles sélectionnés. Leiden, Pays-Bas: A.A. Balkema, 2005. ISBN 9058096645

Voir la vidéo: Pourquoi le taux de nitrate de l'eau est-il contrôlé ? - C'est Pas Sorcier (Mai 2020).

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