Sel de l'acide nitrique. (Synonyme : azotate.) → Larousse Médical

Des engrais appréciés

Les nitrates, très solubles, sont assimilés rapidement par les plantes, auxquelles ils apportent l'azote nécessaire à leur développement. Ils sont présents dans les engrais azotés, utilisés en grande quantité dans l'agriculture moderne intensive. Le nitrate de soude, qui provient essentiellement des mines du Chili, est apprécié pour la culture de la betterave à sucre. Le nitrate de chaux est obtenu industriellement par l'action de l'acide nitrique sur du calcaire ou des phosphates de chaux. Il est considéré comme l'engrais de démarrage des cultures. Le nitrate de potassium est utilisé, notamment, pour des pulvérisations foliaires. Ces engrais se présentent sous forme de fins granulés sphériques qui peuvent être dissous, dans certains cas, pour des épandages liquides.

La pollution par les nitrates

L'ion nitrate n'est pas retenu dans le sol et peut être véhiculé très loin par l'eau du sol pour aller au contact des racines et y être absorbé, ou être entraîné hors de la zone racinaire par lessivage. Les grandes quantités de nitrates apportées aux cultures augmentent beaucoup la fraction entraînée dans les profondeurs du sol, qui est à l'origine de la pollution des nappes phréatiques. Pour lutter contre la pollution par les nitrates, on s'efforce de limiter le lessivage, favorisé par l'infiltration des précipitations, en couvrant le sol par une culture pendant l'hiver, en étudiant et en calculant mieux la fertilisation et l'irrigation afin d'éviter les excès.

 Relatif à l'oxacide HNO₃ et à ses dérivés : anhydride N₂O₅.

Fabrication de l'acide nitrique

L'anhydride nitrique N₂O₅ est un solide blanc très difficile à conserver puisqu'il fond à 30 °C. On le prépare en déshydratant l'acide nitrique par l'anhydride phosphorique.

L'acide nitrique HNO₃ sous forme monohydratée (N₂O₅, H₂O) fume au contact de l'air, car il donne un hydrate avec la vapeur d'eau de l'atmosphère. Liquide incolore quand il est pur, il bout à 86 °C en se décomposant en eau, dioxyde d'azote et oxygène. La température d'ébullition monte progressivement jusqu'à 122 °C, et il distille alors un mélange azéotrope (contenant 68,4 % d'acide pur) qui est l'acide ordinaire, quadrihydraté (N₂O₅, 4H₂O). L'acide nitrique est un oxydant. Avec tous les non-métaux réducteurs (hydrogène, soufre, phosphore), il donne des acides oxygénés (sulfurique, phosphorique) ainsi que des vapeurs nitreuses. Il oxyde également les composés réducteurs et de nombreux corps organiques, d'où son caractère corrosif.

C'est un monoacide fort, qui agit sur les oxydes métalliques et les bases pour donner des nitrates. Il attaque tous les métaux, sauf l'or et le platine, et est utilisé sous le nom d'eau-forte pour la gravure sur cuivre. Fumant, il passive certains métaux comme le fer par formation d'un film d'oxyde protecteur. Avec les composés organiques, il donne des esters nitriques RONO₂ et des dérivés nitrés RNO₂. Anciennement préparé par attaque à l'acide sulfurique des nitrates naturels, l'acide nitrique est actuellement obtenu en envoyant de l'air enrichi d'ammoniac de synthèse sur une toile de platine rhodié à 800 °C. Les oxydes d'azote recueillis sont transformés par l'eau en acide nitrique dilué qui peut être concentré par distillation.

Il est employé dans l'industrie des engrais, des explosifs minéraux ou organiques et des colorants.