azote (suite)
Ammoniac
L’ammoniac* (NH3) est fabriqué selon la réaction N2 + 3 H2 ⇄ 2 NH3, limitée par la réaction inverse, ce qui fait que l’on opère industriellement en présence d’un catalyseur, le fer activé, vers 450 °C et sous une pression élevée. L’ammoniac est un gaz dans les conditions normales. Il est facilement liquéfiable et se transporte aisément dans des réservoirs en acier, la tension du liquide étant de 8 atmosphères à 20 °C.
L’ammoniac est thermiquement instable. Il est décomposé à une température suffisante selon la réaction
2 NH3 ⇄ N2 + 3 H2,
et il a des propriétés réductrices. Il brûle dans l’oxygène et, en présence de platine vers 850 °C, il est oxydé avec formation du monoxyde, d’où on obtient l’acide nitrique industriel. On a la suite des réactions :
4 NH3 + 5 O2 → 4 NO + 6 H2O
à 850 °C en présence de platine ; puis, en refroidissant énergiquement,
2 NO + O2 → 2 NO2 ;
et en présence d’eau,
2 NO2 + H2O → HNO2 + HNO3,
avec
3 HNO2 → HNO3 + 2 NO + H2O.
L’oxyde NO produit par cette dernière réaction est oxydé aussi par l’oxygène du gaz présent en NO2, et, en présence d’eau, une nouvelle quantité d’acide azotique est formée ; cela est poursuivi dans plusieurs tours de lavage des gaz par l’eau jusqu’à une dernière tour où une solution de carbonate de sodium donne naissance à du nitrite et du nitrate.
L’ammoniac est nitrurant, c’est-à-dire qu’il réagit sur les métaux avec formation de nitrures :
4 Fe + NH3 → Fe4N + 3/2 H2.
L’hydrogène de l’ammoniac est substituable. Ainsi l’ammoniac réagit sur certains métaux comme les métaux alcalins ou le calcium en donnant une réaction de substitution partielle conduisant à un amidure :
Na + NH3 → NaNH2 + 1/2 H2
ou
Ca + 2 NH3 → Ca(NH2)2 + H2.
Par chauffage, l’amidure de calcium donne un imidure selon la réaction
Ca(NH2)2 → Ca = NH + NH3.
L’hydrogène peut être remplacé progressivement par un halogène en donnant des composés tels que NH2X, NHX2 ou NX3 ; NH2Cl est la chloramine et NHCl2 la dichloramine, tandis que NCl3 est le chlorure d’azote.
Les atomes d’hydrogène peuvent aussi être remplacés par des radicaux hydrocarbonés R, donnant des aminés telles que NH2R, NHRR′ et NRR′R″. Divers autres radicaux peuvent aussi être substitués à l’hydrogène, tels que, dans l’acétamide CH3CONH2, le sulfamide O2S(NH2)2 et le sulfamide O2S=NH.
Un autre groupe de propriétés correspond à des réactions d’addition. En particulier, avec l’ion H+, on obtient l’ion ammonium (NH4)+ et des sels d’ammonium, dont certains ont une grande importance comme engrais. Des réactions d’addition se produisent aussi avec de nombreux sels de métaux de transition tels que Co(NH3)6Cl2 ou Cu(NH3)4Cl2, qui sont appelés sels d’ammines de ces métaux, mais aussi avec d’autres sels tels que LiCl, nNH3, où n = 1, 2 ou 3.
Acide nitrique, ou azotique
Ce produit est obtenu industriellement par oxydation de l’ammoniac, et il est commercialisé sous forme de solutions aqueuses plus ou moins concentrées. Il se décompose déjà vers la température d’ébullition sous la pression normale (78 °C). L’acide nitrique concentré chaud, étant instable, se comporte comme un oxydant énergique (par exemple il oxyde le soufre, le phosphore, les ions ferreux). Il est acide et donne avec les bases des sels, les nitrates. Avec les métaux (sauf l’or et le platine), il y a formation d’un nitrate et de produits de réduction de l’acide nitrique (on a essentiellement le monoxyde NO avec le cuivre et le mercure, et un sel d’ammonium avec le zinc et le fer). L’acide nitrique très concentré peut provoquer une passivation de certains métaux ; ainsi le fer, qui est attaqué par l’acide nitrique moyennement dilué, n’est pratiquement pas attaqué par l’acide nitrique très concentré et devient passif, c’est-à-dire que la pièce de fer ainsi passivée n’est plus attaquée même par l’acide nitrique dilué. Il donne des éthers-sels avec les alcools, et des produits de substitution avec les substances aromatiques organiques ; ainsi
HNO3 + C6H6 → C6H5NO2
(nitrobenzène).
L’acide nitrique sert à la préparation d’engrais* nitratés. On utilise des dérivés aromatiques nitrés et des éthers-sels nitriques de polyalcools divers (nitroglycérine stabilisée sous forme de dynamite, nitrocellulose).
H. B.
➙ Cycles biosphériques.
