Nitrate d'ammonium

Un article de Wikipédia, l'encyclopédie libre.
Aller à : navigation, rechercher
Nitrate d'ammonium
Nitrate d'ammonium
Identification
Nom UICPA Nitrate d'ammonium
No CAS 6484-52-2
No EINECS 229-347-8
Apparence solide de formes variables, poudre hygroscopique incolore à blanche[1], en pratique légèrement colorée.
Propriétés chimiques
Formule brute H4N2O3NH4NO3
Masse molaire[2] 80,0434 ± 0,0016 g/mol
H 5,04 %, N 35 %, O 59,97 %,
Propriétés physiques
fusion 170 °C[1]
ébullition Se décompose au-dessous du point d'ébullition à environ 210 °C[1]
Solubilité 1 190 g·l-1 (°C,eau)

1 900 g·l-1 (20 °C)
2 860 g·l-1 (40 °C)
4 210 g·l-1 (60 °C)
6 300 g·l-1 (80 °C)

10 240 g·l-1 (100 °C)
Masse volumique 1,7 g·cm-3[1]
vitesse de détonation 5 170 m·s-1
Thermochimie
ΔfH0solide -365 kJ/mol
Cristallographie
Système cristallin orthorhombique
Précautions
Directive 67/548/EEC
Irritant
Xi
Comburant
O



Transport
50
   1942   
NFPA 704

Symbole NFPA 704

SIMDUT[3]
C : Matière comburante
C,
Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire.

Le nitrate d'ammonium est un corps chimique composé ionique du cation ammonium et de l'anion nitrate de formule NH4NO3. Il correspond au corps minéral anhydre naturel, de maille orthorhombique, nommé par les minéralogistes, nitrammite[4].

Il s'agit aussi de l'ancien nitrate d'ammoniaque, obtenu industriellement depuis le XXe siècle par un mélange d'ammoniaque et d'acide nitrique, deux dérivés potentiels de la chimie de synthèse du gaz ammoniac. Cette poudre très soluble dans l'eau est principalement utilisée comme engrais azoté (34-0-0)[5]. Dans ce cas, il est mieux connu sous le nom d'ammonitrate.

Propriétés physico-chimiques[modifier | modifier le code]

Solubilité aqueuse

C'est une substance cristalline, assez hygroscopique et inodore qui tend à s'agglomérer en grumeaux. Il peut être vendu en solution à 50% et 95% en masse.

Sa dissolution dans l’eau, dont la solubilité augmente avec la température, est un processus endothermique.

NH4NO3 (s) → NH4+ (aq) + NO3- (aq)

Comme la chaleur de dissolution avoisine 6,2 kcal/mol ou 26000 J/mol, il est communément utilisé dans les mélanges réfrigérants permettant au dispositif frigorifiant une température de fonctionnement basse de −17 °C.

En réalité, il existe cinq principales formes allotropiques incolores[6]. Une forme orthorhombique à 8 motifs par maille existe en dessous de −18 °C à pression atmosphérique.

La forme alpha α, de système cristallin tétragonal ou orthorhombique à quatre motifs, de densité 1,61 (déterminée à 25 °C) est attesté entre −18 °C et 32,1 °C. Pour 100 g d'eau pure, sa solubilité est mesurée à 118,3 g à °C, environ 180 g à 18 °C et à 241,8 g à 30 °C.

La transition structurale à 32,1 °C est corrélée à une variation de volume faible d'environ 3 % , mais dont l'effet est de déstructurer l'ancien maillage cristallin : la réorganisation, même si elle privilégie la formation de multiples macles, ne peut que fragmenter les grains fragiles, d'où la formation de poussières qui favorise encore le transport naturel du minéral par voie aérienne ou fluviatile. La maille orthorhombique à plusieurs motifs, attestée dans le corps naturel qu'est la mascagnite, paraît ainsi la plus stable.

La morphologie cristalline bêta β est attestée entre 32 °C et 84 °C. La maille est monoclinique ou orthorhombique à quatre motifs. Le corps est plus dense, la masse volumique est 1,725 g/cm³. Pour 100 g d'eau pure, sa solubilité plus élevée est mesurée à 365,8 g à 35 °C, à 580 g à 35 °C, à 871 g à 100 °C.

Une morphologie quadratique à 2 motifs par maille est observée entre 84,2 °C et 125,2 °C. Une autre forme cubique est observée à partir de 125,2 °C et reste stable jusqu'à la fusion du réseau cristallin qui s'opère à 169,6 °C.

Le corps chimique correspondant se décompose à partir de 210 °C, température considérée comme sa température d'ébullition. À partir de 170 °C, le produit chimique métastable n'obéit plus à aucunes lois thermodynamiques codifiées par les tables de prédiction usuelles, la réaction à partir d'une masse critique de matière atteignant par endroit 290 °C , peut s'emballer sur un mode turbulent et provoquer l'enchaînement vers une explosion globale. Il suffit de points chauds apportés par un petit incendie préalable, des tuyaux surchauffés, des courts-circuits d'installation électrique défectueuse ou plus rarement la foudre. Mieux, une première explosion dispersante, non corrélée directement au dépôt de nitrates d'ammonium, peut soulever la masse critique mélangée à environ un cinquième en volume d'air qui initie la réaction explosive finale à partir des points chauds laissés par la première explosion.

Cette poudre solide compacte et relativement se décompose à la chaleur en un volume gazeux important, d'où l'effet de souffle impressionnant et la dévastation inévitable de ce qui l'entrave. Les gaz produits sont suivant les températures atteintes, l'ammoniac, l'oxyde nitreux N2O gazeux et autres NO2, la vapeur d'eau, l'hydrogène et le diazote.

NH4NO3 solide → N2 gaz + 2 H2O vapeur d'eau + ½ O2 gaz

Selon ce modèle thermique parfait calculé à 300 °C, l'accroissement de volume par gramme et l'échange de chaleur exothermique s'exprime approximativement par V = 981 cm³/g et ΔQ = –1 465 J/g. Il s'agit selon ces caractéristiques d'une réaction détonante.

Pour remédier à cette instabilité parfois si catastrophique mais de fréquence très rare, le nitrate d'ammonium industriel est officiellement depuis plus d'un siècle stabilisé par un mélange avec des charges inertes, comme la craie ou calcite pulvérisée, parfois de la dolomie, des argiles, des marnes dans le cas des engrais.

Le nitrate d'ammonium est par sa composante nitratée un oxydant puissant, il oxyde facilement des métaux comme le plomb et le zinc. La réaction avec le cuivre peut être décrite : NH4NO3aqueux + Cumétal → Cu(NO3)2aqueux + 2 NH3aqueux + N2gaz dégagé ou dissous dans l'eau du milieu + 3 H2O

Il peut réagir à chaud avec le formol en donnant du mitrate de méthylammonium explosif, selon le principe d'une réaction radicalaire.

NH4NO3 + CH2O → CH3NH3+NO3 + O2

En réalité, le formol est diversement oxydé.

Il peut réagir également à chaud avec la cellulose ou l'amidon.

C'est pourquoi des impuretés métalliques comme le cuivre, le chlorure d'ammonium ou salmiac, des dérivés chlorés ou certains autres corps chimiques réducteurs ou potentiellement réducteurs comme les hydrocarbures ou les mercaptans qui peuvent le souiller, voire le mazout ou les simples emballages de bois et de papier pour éviter sa prise en motte du fait de son caractère hygroscopique, accélèrent sa décomposition déjà possible dès 185 °C. Par exemple, suivant la dégradation vaporisante :

NH4NO3solide → N2O gaz + 2 H2O vapeur d'eau

Il est très soluble dans l'ammoniac. Il est soluble dans l'acétone. Il l'est moins dans les alcools. Par exemple, il ne s'en dissout à 20 °C que 17,1 g dans 100 g de méthanol pur et 3,8 g dans un mélange eau/éthanol 95% en volume.

Fabrication[modifier | modifier le code]

On le fabrique par barbotage du gaz ammoniac dans l'acide nitrique. Il existe différents procédés tels que Fauser, Krupp Uhde, UCB, Stamicarbon, Norkshydro, Stengel, AZF Atofina selon diverses modalités dont l'obtention de la neutralisation des solutions, ensuite concentrées pour favoriser la précipitation du sel composé, le séchage et la granulation finale.

Utilisations[modifier | modifier le code]

  • Il est majoritairement utilisé comme engrais chimique, sous le nom d'ammonitrate. Il est très employés pour les cultures de légumineuses à feuilles.
  • Au contact de l'eau, il se produit une très forte réaction endothermique. Il est ainsi utilisé dans les poches de froid instantané.
  • Il est également utilisé en adjonction à faible dose dans le combustible de l'enfumoir des apiculteurs pour endormir les abeilles dans certain cas de déplacement de la reine ou de modifications... car s'il est chauffé, il produit du protoxyde d'azote qui est un gaz anesthésiant.

Il doit être stocké et manipulé avec les précautions de rigueur[8].

Des accidents industriels et de la triviale pollution de l'air[modifier | modifier le code]

Le nitrate d'ammonium est notamment responsable des explosions de :

  • l'usine BASF d'Oppau en septembre 1921
  • l'usine PCT à Tessenderlo en 1942 ;
  • d'un navire transporteur de 2300 tonnes de nitrate d'ammonium explosant à Texas City en avril 1947 ;
  • l'Océan Liberty à Brest en juillet 1947 ;
  • deux remorques routières chargées chacune de 23 tonnes sur un chantier de Kansas City, en novembre 1988 ;
  • l'usine de fabrication Terra Industries à Port Neal au sud de Sioux City dans l'Iowa en décembre 1994 ;
  • l'usine toulousaine AZF en 2001 ;
  • l'usine d'ammoniac West Fertilizer près de Waco, Texas, en avril 2013
  • dans le port de Tiandjin (chine) en 2015

Les engrais azotés sont de puissantes sources de dissémination de molécules azotées, qui, souvent alliées aux pollutions primaires des combustions de l'industrie ou du trafic routier, reforment via l'étape gazeuse des particules secondaires polluantes correspondant curieusement aux principaux engrais, sulfate d'ammonium et nitrate d'ammonium. Ces dernières particules secondaires sont majoritaires lors des pics de pollutions printaniers, d'autant plus importants en période sèche [9].

Toxicologie et écotoxicologie[modifier | modifier le code]

La toxicité de l'ammonitrate est encore mal comprise. Elle pourrait être tantôt atténuée, tantôt renforcée par le fait que comme la plupart des sels de nitrate (de potassium, de sodium), l'ammonitrate est fortement soluble dans l’eau (ce qui permet une dilution rapide, mais aussi une contamination rapide des organismes aquatiques ou de l'eau).

Dans certaines conditions (en milieu acide et donc dans l'estomac ou dans certaines zones humides naturellement acides), des nitrites (NO2-) se forment à partir des nitrates.

Toxicité[modifier | modifier le code]

Le nitrate d’ammonium est irritant et toxique pour l’homme, la toxicité est jugée faible d'une manière aiguë selon les modèles en vigueur, mais elle reste bien plus efficace de manière chronique et ciblée. L'inhalation de ses poussières cause une irritation vive des voies respiratoires ; Le contact avec la peau et les muqueuses peut entraîner des irritations sévères. Par exposition chronique et prolongée, il provoque faiblesses, fatigues et céphalées fréquentes.

Il n'est pas évident que l'Homme ait toujours absorbé une quantité non négligeable de nitrates, via certains légumes ou salades gorgés d'engrais nitratés notamment. Il en consomme aujourd'hui environ 50 à 100 mg (de 200 à 400 mg pour les végétariens) via les légumes, l'eau (ou d’autres boissons en contenant) et enfin via les viandes et les poissons[10].

Selon les bilans biochimique et hématologique faits chez des employés d'usines ou complexes de stockage de nitrates ; chez l'adulte en bonne santé, la toxicité des faibles doses semble faible, même en cas d'exposition répétées ou longues, hormis l'apparition fréquente (ex : 50 % de 45 employés suivis) d'une inflammation urinaire[10]. Néanmoins, chez ces employés, une exposition permanente (via inhalation de dérivés nitratés) conduit à long terme à une toxicité rénale, avec apparition de leucocytes et de sang dans l'urine), problème non détectable par les analyses de sang qui ne montrent pas d'anomalie des paramètres biochimiques sériques [10].

Le rat de laboratoire exposé (par ingestion) durant 3 semaines à des doses plus importantes de nitrates d'ammonium (200, 400 et 600 mg/kg de poids corporel) présentent cependant une réponse biochimique et hématologique rapide avec :

  • augmentation du rapport hépato-corporel (phénomène dose-dépendant)[10] ;
  • modification sanguines avec croissance du taux de glucose, de cholestérol, de créatinine, de lactate déshydrogénase et transaminases (TGO, TGP)[10] ;

Une détoxification existe, dont un indice est la diminution du taux de glutathion dans les organes de détoxification que sont le foie, les reins, la rate, les intestins (phénomène également constaté dans les testicules de rats mâles de laboratoire exposés)[10].
Les marqueurs indirects d'une intoxication pourraient être le glutathion sérique et la méthémoglobine.

En soi, la toxicité aiguë de l'ion nitrate est considérée comme faible, mais le nitrite qu'il forme dans l'organisme est toxique (transformant l'hémoglobine en methémoglobine qui empêche la fonction de transport de l'oxygène par le sang[11],[12].

Écotoxicité[modifier | modifier le code]

Pour les végétaux[modifier | modifier le code]

Au delà d'une certaine dose, l'amonitrate est toxique pour les plantes dites « supérieures »[13] et a été étudiée chez d'autres organismes modèles ou bioindicateurs potentiels (paramécies, mousse, lichens)[14] ; cette toxicité se traduit chez la plupart des espèces par une réduction de la croissance, des feuilles plus petites et un retard de développement du système racinaire. A dose plus importante, les symptômes d'une chlorose apparaissent et peuvent conduire à la mort de la plante[13].

La toxicité de l'ion ammonium pour les plantes est encore imparfaitement connue ; elle est généralement attribué à un effet synergique associant :

Une bonne mycorhization semble améliorer la régulation de l'absorption des différentes formes de l'azote par les arbres, et donc diminuer leur stress en condition de pollution azotée ou de stress par excès d'ions ammonium [15].

Dans le milieu aquatique[modifier | modifier le code]

Quand un cours d'eau traverse un bassin agricole ou y nait, il peut se charger en nitrates (dès la source parfois) et s'eutrophiser. Peut-être aussi en raison des pesticides souvent associés aux nitrates, ceci conduit souvent à un colmatage du substrat de sable ou de gravier qui est recherché par certains poissons pour y pondre[16]. Ces conditions biogéochimiques sont propices à l'anoxie du substrat, et à une nouvelle production de nitrites et d'ammonium dans le substrat même[16]. Dès les concentrations souvent trouvées en France (15 à 60 mg/l) un phénomène en chaine pourrait se créer et s'autoalimenter dans un tel substrat après la ponte des salmonidés : les œufs (nombreux à mourir) puis les larves qui meurent font augmenter le taux de nitrate dans le substrat qui à sont tour aggrave le taux de mortalité des embryons de salmonidés enfouis sous les graviers[16]. Même si dans la nature les saumons adules mourraient souvent par millions chaque année après la ponte, leurs corps étaient en partie rapidement consommée par des animaux piscivores ou nécrophages, ou ils étaient baignés par une eau non chargée en nitrates, en polluant peut-être moins le substrat que ne le font les larves mortes qui s'y décomposent. « Les teneurs en nitrite expliquent une partie des mortalités, notamment lorsque la concentration en oxygène est faible, ce qui est constaté sur schiste[16]. Les teneurs en ammoniaque sont en revanche trop faibles pour influencer la survie ». Les taux de nitrite et d'ammonium diffèrent selon les compartiments interstitiels et varient beaucoup selon la nature du sédiment (« granulométrie et teneur en matière organique »)[16].

Pour les animaux[modifier | modifier le code]

Certaines espèces y semblent plus vulnérables, en particulier pour des espèces dont le stade larvaire est aquatique tels que les amphibiens qui se montrent également vulnérables à de faibles doses de chlorure d'ammonium, de sulfate d'ammonium et de nitrate de sodium (avec des variations de sensibilité selon l'espèce considérée)[17]. La dose mortelle pour les stades les plus sensible (œuf, têtard) peut être atteinte dans de l'eau ayant ruisselé (ou circulé dans des drains agricoles) « suffisamment » longtemps dans un bassin agricole moyen[17].

Notes et références[modifier | modifier le code]

  1. a, b, c et d NITRATE D'AMMONIUM, fiche de sécurité du Programme International sur la Sécurité des Substances Chimiques, consultée le 9 mai 2009
  2. Masse molaire calculée d’après « Atomic weights of the elements 2007 », sur www.chem.qmul.ac.uk.
  3. « Nitrate d'ammonium » dans la base de données de produits chimiques Reptox de la CSST (organisme québécois responsable de la sécurité et de la santé au travail), consulté le 24 avril 2009
  4. Le chimiste Hans Rudolf Glauber le catalogue en 1659 comme un « nitrum flammans », c'est-à-dire un nitre inflammable.
  5. Nomenclature des engrais NPK
  6. Le nitrate d'ammonium, description, utilisations, productions, précautions d'usage, opus toulousain en ligne via lien externe. Ce dossier est idéalement complet pour une approche sérieuse du sujet décrit.
  7. John E Schatz, « Improved modeling of the dynamic fracturing of rock with propellants » (consulté le 29 septembre 2012)
  8. mathis A & Rostand LJ (1998) Le stockage des produits chimiques. Bull. Un. Phys, 92(804), 943-956.
  9. Journées du 17 mars 2015 en mesure de qualité de l'air
  10. a, b, c, d, e et f Boukerche S, Aouacheri W & Saka S (2007) Les effets toxiques des nitrates : étude biologique chez l'homme et chez l'animal. In Annales de Biologie Clinique (Vol. 65, Juillet 2007, n°4, pp. 385-391).
  11. Savino F, Maccario S, Guidi C, et al. (2006) Methemoglobinemia caused by the ingestion of courgette soup given in order to resolve constipation in two formula-fed infants. Ann Nutr Metab ; 50 : 368-71
  12. Jaffé ER (1981) Methemoglobinemia. Clin Haematol ; 10 : 99-122
  13. a, b, c, d, e, f et g Gerendás, J., Zhu, Z., Bendixen, R., Ratcliffe, R. G., & Sattelmacher, B. (1997) Physiological and biochemical processes related to ammonium toxicity in higher plants. Zeitschrift für Pflanzenernährung und Bodenkunde, 160(2), 239-251.
  14. Khaldi F (2003) Toxicité du nitrate d’ammonium NH4NO3 sur trois modèles biologiques: les paramécies, les mousses et les lichens. Effet sur leur métabolisme respiratoire. Mémoire de Magister en Biochimie Appliquée. Université Badji Mokhtar, Annaba: 86pages.
  15. Boxman, A. W., & Roelofs, J. G. (1988). Some effects of nitrate versus ammonium nutrition on the nutrient fluxes in Pinus sylvestris seedlings. Effects of mycorrhizal infection. Canadian Journal of Botany, 66(6), 1091-1097 (résumé).
  16. a, b, c, d et e Massa, F. (2000). Sédiments, physico-chimie du compartiment interstitiel et développement embryo-larvaire de la truite commune (Salmo trutta) : Étude en milieu naturel anthropisé et en conditions contrôlées (thèse de doctorat). (résumé)
  17. a et b Schuytema G S & Nebeker AV (1999) Comparative toxicity of ammonium and nitrate compounds to Pacific treefrog and African clawed frog tadpoles. Environmental Toxicology and Chemistry, 18(10), 2251-2257 (résumé).

Bibliographie[modifier | modifier le code]

  • Boukerche S, Aouacheri W & Saka S (2007) Les effets toxiques des nitrates : étude biologique chez l'homme et chez l'animal. In Annales de biologie clinique (vol. 65, juillet 2007, n°4, pp. 385-391).
  • Bates SS, Worms J & Smith JC (1993) Effects of ammonium and nitrate on growth and domoic acid production by Nitzschia pungens in batch culture. Canadian Journal of Fisheries and Aquatic Sciences, 50(6), 1248-1254.
  • Morlaix, M & Lassus P (1992) Influence de l'azote et du phosphore sur la croissance et la toxicité de Prorocentrum lima (Ehrenberg) Dodge. Cryptogamie Algologie, 13(3), 187-195.
  • Codomier L, Segot M, Combaut G & Teste J (1981) Sur le développement d’Asparagopsis armata (Rhodophycée, Bonnemaisoniale) en culture. Effets de certaines substances azotées ou phosphorées inorganiques ou organiques. Botanica marina, 24(1), 43-50.
  • Chakroun A, Jemmali A, Hamed KB, Abdelli C & Druart P (2007) Effet du nitrate d’ammonium sur le développement et l’activité des enzymes anti-oxydantes du fraisier (Fragaria x ananassa L.) micropropagé. Revue de Biotechnologie, Agronomie, Société et Environnement, 11(2).
  • Paul Pascal, Nouveau Traité de Chimie Minérale, 1956, tome X azote-phosphore, édition Masson, 1956, 963 pages.

Voir aussi[modifier | modifier le code]

Articles connexes[modifier | modifier le code]

Liens externes[modifier | modifier le code]