nitrique, acide

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Présentation

nitrique, acide, acide liquide incolore, corrosif, de formule chimique HNO₃. Il fut probablement découvert au VIII^e siècle par l’alchimiste arabe Geber. Les alchimistes du Moyen Âge l’appelaient aqua fortis (eau-forte). Sa composition fut déterminée par Gay-Lussac, au XIX^e siècle.

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Préparation

Jadis, on obtenait l’acide nitrique par action de l’acide sulfurique sur les nitrates naturels. Aujourd’hui, l’acide nitrique est synthétisé par oxydation catalytique de l’ammoniac de synthèse, dans un convertisseur vertical, à une température voisine de 600 à 700 °C. On a d’abord employé un catalyseur au platine-rhodium. Ce dernier a progressivement été remplacé par un catalyseur à base d’oxyde de fer Fe₂O₃. Après la réaction, on récupère une solution d’acide à 50 p. 100. On peut ensuite effectuer des distillations successives pour obtenir l’acide pur à 98 p. 100.

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Propriétés

L’acide nitrique est un acide fort, un oxydant puissant et un agent de nitration. Il réagit avec les oxydes métalliques et certaines bases en formant des nitrates (sels de l’acide nitrique). Au contact de la peau, il produit une coloration jaune due à son action sur certaines protéines : il se forme l’acide xanthoprotéïque, jaune. Une solution d’acide nitrique suffisamment concentrée attaque tous les métaux, sauf l’or et le platine. Lorsqu’il est très dilué, il agit seulement sur les métaux les plus oxydables, tels que le zinc. L’acide nitrique pur fond à - 41,6 °C et bout vers 84 °C.

L’acide nitrique concentré vendu dans le commerce contient environ 71 p. 100 de HNO₃ et 29 p. 100 d’eau. L’acide nitrique fumant, ou monohydraté, est constitué d’acide nitrique et d’oxyde d’azote gazeux (N₂O₅) en solution. Ce produit est rouge ou brun et est plus actif que les autres formes d’acide nitrique.

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Utilisations

Les acides nitriques ordinaire et fumant ont de nombreuses applications. On les emploie dans les synthèses de produits chimiques, dans la nitration de composés organiques, c’est-à-dire pour obtenir des dérivés nitrés (composés contenant un groupe NO₂), et dans la fabrication des colorants et des explosifs, tels que le trinitrotoluène (TNT) ou la poudre noire.

Tous les nitrates sont très solubles dans l’eau. Ils sont d’une grande importance commerciale : les nitrates de calcium, de sodium, de potassium et d’ammonium sont utilisés dans les engrais comme source d’azote pour les plantes. À haute dose, les nitrates présentent des dangers pour la santé (ils provoquent une maladie mortelle chez le nourrisson et favorisent la formation de substances cancérigènes dans l’appareil digestif de l’adulte). L’utilisation excessive d’engrais à base de nitrates pose donc un grave problème de santé publique, car les nitrates non absorbés par les plantes sont lessivés par les eaux d’infiltration et contaminent à long terme les réserves d’eau potable (voir Eau, pollution de l’ ; Environnement ; Eutrophisation).

Le sous-nitrate de bismuth (BiONO₃,H₂O) est employé en médecine pour traiter les dysfonctionnements intestinaux. L’amitol, explosif puissant, est un mélange de nitrate d’ammonium et de trinitrotoluène (TNT). La réaction entre l’acide nitrique et les composés organiques conduit à d’autres nitrates importants, comme la nitroglycérine et la nitrocellulose.