HNO3

HNO3

Acide nitrique

Acide nitrique
Représentation de l'acide nitrique
Représentation de l'acide nitrique
Représentation de l'acide nitrique
Général
Nom IUPAC Acide nitrique
Synonymes Acide azotique
No CAS 7697-37-2
No EINECS 231-714-2
Apparence liquide incolore a jaune, d'odeur acre. (70%)[1],
Liquide transparent ou brun
Propriétés chimiques
Formule brute HNO3  [Isomères]
Masse molaire 63,0128 g∙mol-1
H 1,6 %, N 22,23 %, O 76,17 %,
Propriétés physiques
T° fusion -41,6 °C (70%)[1]
T° ébullition 121 °C (70%)[1]
Solubilité dans l'eau : miscible[1]
Masse volumique (eau = 1) : 1.4 (70%)[1]
Pression de vapeur saturante à 20 °C : 6.4 kPa (70%)[1]
Viscosité dynamique 0,88 mPa⋅s à 20 °C
Thermochimie
S0liquide, 1 bar 266,39 J/mol⋅K
ΔfH0liquide -174 kJ/mol
Précautions
Directive 67/548/EEC
Corrosif
C
Comburant
O
Phrases R : 8, 35,
Phrases S : (1/2), 23, 26, 36, 45,
Transport
856
   2032   

885
   2031   
NFPA 704
fumant :

Symbole NFPA 704


> 40% :

Symbole NFPA 704


< 40% : [2]

Symbole NFPA 704

 
SIMDUT[3]
C : Matière comburanteE : Matière corrosive
C, E,
SGH[4]
SGH03 :SGH05 : Corrosif
Danger
H272, H314,
Inhalation Très dangereux, les vapeurs peuvent être mortelles
Peau Provoque des brûlures graves
Yeux Provoque des brûlures graves
Ingestion Toxique, provoque des brûlures
graves pouvant être mortelles
Unités du SI & CNTP, sauf indication contraire.

L'acide nitrique, parfois appelé acide azotique, est un composé chimique liquide très corrosif de formule chimique HNO3. C'est un acide fort, généralement utilisé en solution aqueuse, communément appelée « eau-forte » par les alchimistes puis les graveurs sur cuivre. Si la concentration est supérieure à 86%, il est baptisé « acide nitrique fumant ». L’acide nitrique est aussi un composant des pluies acides.

Sommaire

Histoire

L'acide nitrique a été synthétisé pour la première fois à la fin du VIIIe siècle par l'alchimiste Jabir Ibn Hayyan qui l'obtint en chauffant du salpêtre KNO3 en présence de sulfate de cuivre (CuSO4⋅5H2O) et d'alun (KAl(SO4)2⋅12H2O). Au XIIIe siècle, Albert le Grand l'utilise pour séparer l'or et l'argent.

Au milieu du XVIIe siècle, Johann Rudolf Glauber obtient l'acide nitrique par distillation du salpêtre en présence d'acide sulfurique, procédé utilisé en laboratoire jusqu'au XXIe siècle. Au cours du XVIIIe siècle, Antoine Lavoisier montre que l'acide nitrique contient à la fois de l'oxygène et de l'azote, la composition précise étant déterminée plus tard par Henry Cavendish.

La fabrication industrielle d'acide nitrique ne prend son essor qu'au cours du XIXe siècle, le salpêtre et l'acide sulfurique étant alors bon marché et disponibles en grandes quantités. En 1838, Kuhlman découvre qu'il est possible de l'obtenir par oxydation de l'ammoniac en présence de platine. Cependant, l'ammoniac nécessaire demeure d'un coût beaucoup trop élevé jusqu'à l'invention du procédé Haber par Fritz Haber en 1909 et de son industrialisation sous la supervision de Carl Bosch de 1909 à 1913 (procédé Haber-Bosch). Wilhelm Ostwald met alors au point le procédé d'Ostwald qui permet de fabriquer de l'acide nitrique par oxydation de l'ammoniac, procédé qui demeure le plus utilisé au XXIe siècle.

Propriétés physico-chimiques

L'acide nitrique pur est un liquide incolore et inodore ; diverses impuretés le colorent souvent en jaune brun. À température ambiante, il libère des fumées rouges ou jaunes, du fait de sa décomposition partielle en dioxyde d'azote sous l'effet de la lumière.

L’acide nitrique est un agent oxydant puissant; ses réactions avec des composés comme les cyanures, carbures, et poudres métalliques peuvent être explosives.

Les réactions de l’acide nitrique avec beaucoup de composés organiques, comme la térébenthine, sont violentes, le mélange étant hypergolique (c'est-à-dire auto-inflammable).

C’est un acide fort de pKa = -2 : en solution aqueuse, il se dissocie complètement en un ion nitrate NO3- et un proton hydraté. Les sels de l’acide nitrique (qui contiennent l’ion nitrate) sont appelés des nitrates. La quasi totalité d'entre eux sont très solubles dans l’eau.

L’acide nitrique et ses sels, les nitrates, ne doivent pas être confondus avec l’acide nitreux et ses sels, les nitrites.

Propriétés physico-chimiques de HNO3 - H2O
à 20 °C et 1,013 bar
Gew % HNO3 0 10 20 30 40 50 60 70 80 90 100
Masse volumique
(g/cm³)		 1,00 1,05 1,12 1,18 1,25 1,31 1,37 1,42 1,46 1,48 1,513
Viscosité
(mPa·s)		 1,00 1,04 1,14 1,32 1,55 1,82 2,02 2,02 1,84 1,47 0,88
Tfus (°C) 0 -7 -17 -36 -30 -20 -22 -41 -39 -60 -42
Teb (°C) 100,0 101,2 103,4 107,0 112,0 116,4 120,4 121,6 116,6 102,0 86,0
p(HNO3) (mbar) 0,0 0,0 0,0 0,0 0,0 0,3 1,2 3,9 14,0 36,0 60,0
p(H2O) (mbar) 23,3 22,6 20,2 17,6 14,4 10,5 6,5 3,5 1,2 0,3 0,0

Réactions chimiques comportant l'acide nitrique

Action sur les métaux

L'acide nitrique réagit différemment des autres acides forts (HCl, H2SO4) sur les métaux à cause des propriétés oxydantes du radical NO3. Ainsi, HNO3 réagissant sur un métal ne donne jamais de dégagement de dihydrogène, ce qui est le cas pour la plupart des autres acides réagissant sur un métal. La formule suivante donne l'équation de la réaction globale pour toute réaction chimique entre l'acide nitrique (HNO3) et un métal \displaystyle{M} de valence \displaystyle{n\not=4} :

\begin{matrix} & \\8HNO_3 + \frac{6}{n}M & \overrightarrow{\qquad} & \frac{6}{n}M(NO_3)_n + 2NO^\nearrow + 4H_2O \ \\\end{matrix},

\forall n \in \{ 1, 2, 3 \}.

Fabrication

L'acide nitrique dilué est obtenu en mélangeant du dioxyde d'azote (NO2) avec de l’eau ; les solutions commerciales comprennent généralement entre 52% et 68% d’acide nitrique. Les solutions plus concentrées sont obtenues par distillation. L’acide nitrique formant un azéotrope avec l’eau dans une proportion de 68% d’acide nitrique et 32% d’eau, l'obtention d’acide nitrique très pur impose de le distiller en présence d'acide sulfurique. Quand la solution comprend plus de 86% d’acide nitrique, il est dit « fumant » et existe en deux variétés : blanche et rouge. L’acide nitrique fumant blanc est aussi appelé 100% car quasiment (moins de 2%) sans eau.

La production commerciale de l’acide nitrique est faite par le procédé d'Ostwald et se réalise en 3 étapes à partir de l'ammoniac :

En premier, l'ammoniac est oxydé en présence d'un catalyseur comme le platine rhodié, pour former du monoxyde d'azote (NO) (étape fortement exothermique) :

\begin{matrix} & \\ 4NH_3 + 5O_2 & \overrightarrow{\qquad} & 6H_2O + 4NO & {\rm \Delta\ H^0_{298}} = - 905,5 {\rm KJ/mole} \\\end{matrix}

Puis le monoxyde d'azote est oxydé par l'oxygène (O2) et produit du dioxyde d'azote (NO2) :

\begin{matrix} & \\ 2NO + O_2 & \overrightarrow{\qquad} & 2NO_2 & {\rm \Delta\ H^0_{298}} = - 56,5 {\rm KJ/mole} \\\end{matrix}

Enfin, le dioxyde d'azote est dissout dans l'eau selon la réaction :

\begin{matrix} & \\ 3NO_2 + H_2O & \overrightarrow{\qquad} & 2HNO_3 + NO \\\end{matrix}

pour produire l'acide nitrique dilué.

Le monoxyde d'azote produit est recyclé, et l'acide nitrique concentré par distillation jusqu'à un maximum de 68% (azéotrope du mélange acide nitrique - eau). Les concentrations plus élevées sont atteintes par traitement au nitrate de magnésium (Mg(NO3)2). Globalement, ce procédé permet d'atteindre un rendement de 96%.

L'acide nitrique peut également être obtenu en faisant réagir du nitrate de potassium (KNO3) et de l'acide sulfurique concentré (H2SO4), puis en distillant le mélange à 83 °C jusqu'à ce qu'il ne reste plus dans le milieu qu'un solide blanc cristallisé composé de KHSO4. L'acide nitrique obtenu est de acide nitrique fumant rouge. L'acide nitrique fumant blanc peut être obtenu en éliminant les oxydes d'azote dissous en réduisant la pression à 1/3 d'atmosphère environ durant 10-30 minutes. (L'acide nitrique fumant rouge contient une quantité non négligeable d'oxydes d'azote, d'où sa couleur rouge, tandis que acide nitrique fumant blanc ne peut contenir qu'un maximum de 0,5% de NO2).

La production mondiale annuelle d'acide nitrique est de l'ordre de 60 millions de tonnes.

Utilisations

Utilisé communément comme un réactif de laboratoire, notamment pour des réactions de nitration de composés organiques, il est utilisé pour fabriquer par synthèse chimique des engrais comme le nitrate d’ammonium.75% de la production d'acide nitrique est utilisée dans la fabrication d'engrais azotés.

Comme il réagit avec la plupart des métaux (sauf l'or, l'iridium et le platine), il est très utilisé en métallurgie et en microélectronique. Mélangé avec l’acide chlorhydrique, il forme l’eau régale, l’un des rares réactifs capable de dissoudre l’or et le platine.

Il a été l'un des premiers comburants des mélanges de propergols pour les moteurs-fusée, associé au kérosène, à l'1,1-diméthylhydrazine-UDMH -Diméthylhydrazine asymétrique ((CH3)2N-NH2)- et au MMH -monométhylhydrazine (CH3-NH-NH2)- comme carburant. Dans cette utilisation, le caractère très corrosif de l'acide nitrique a été longtemps un problème, résolu par l'addition de 0,6% d' acide fluorhydrique qui assure une passivation du métal. Il est remplacé depuis le début des années 1990 par le tétraoxyde d'azote(N2O4). Il est aussi utilisé pour des décapants industriels, à petite dose.

Sécurité

L'acide nitrique est un acide fort, qui peut provoquer de graves brûlures. L'inhalation des vapeurs peut entraîner un œdème pulmonaire. Au contact d’acide nitrique concentré, la peau humaine se teint en jaune du fait de réactions avec la kératine. C'est un composé modérément toxique avec une dose létale de 430 mg/kg. C'est également un oxydant puissant qui réagit vivement avec les réducteurs et les matières combustibles pouvant occasionner des explosions.

Phrases de risque et conseils de prudence selon l'INRS

O-Comburant
C-Corrosif

Règles Etiquetage

Exposé des risques et mesures de sécurité
R: 8 Favorise l'inflammation des matières combustibles
R: 35 Cause de graves brûlures.
R: 37 Irritant pour les voies respiratoires.
S: 2 Conserver hors de la portée des enfants.
S: 23 Ne pas respirer les vapeurs.
S: 26 En cas de contact avec les yeux, laver immédiatement
et abondamment avec de l'eau et consulter un spécialiste.
S: 27 Enlever immédiatement tout vêtement souillé ou éclaboussé.
S: 30 Ne jamais verser de l'eau dans ce produit.
S: 36 Porter un vêtement de protection approprié.
S: 45 En cas d'accident ou de malaise consulter immédiatement
un médecin (si possible lui montrer l'étiquette).
231-639-5 Etiquetage CE.

Référence ONU pour le transport des matières dangereuses

  • Classe : 8
  • numéro : 2031 (acide nitrique à l'exclusion de l'acide nitrique fumant rouge)
  • numéro : 2032 (acide nitrique fumant rouge)

Sources

  1. ↑ a , b , c , d , e  et f  ACIDE NITRIQUE, fiche de sécurité du Programme International sur la Sécurité des Substances Chimiques, consultée le 9 mai 2009
  2. ↑ Office of Radiation, Chemical & Biological Safety (ORCBS). Consulté le 16 avril 2009
  3. ↑ « Acide nitrique » dans la base de données de produits chimiques Reptox de la CSST (organisme canadien responsable de la sécurité et de la santé au travail), consulté le 25 avril 2009
  4. ↑ Numéro index 007-004-00-1 dans le tableau 3.1 de l'annexe VI du règlement CE N° 1272/2008 (16 décembre 2008)
  • (en) Cet article est partiellement ou en totalité issu d’une traduction de l’article de Wikipédia en anglais intitulé « Nitric acid ».
  • (de) Cet article est partiellement ou en totalité issu d’une traduction de l’article de Wikipédia en allemand intitulé « Salpetersäure ».

Articles connexes

Liens externes

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