Acide nitrique Structure de l'acide nitrique. Identification No CAS 7697-37-2 N
Acide nitrique Structure de l'acide nitrique. Identification No CAS 7697-37-2 No ECHA 100.028.832 (http://echa.europ a.eu/fr/substance-information/-/ substanceinfo/100.028.832) No CE 231-714-2 No RTECS QU5775000 PubChem 944 (https://pubchem.ncbi.nlm.n ih.gov/compound/944) ChEBI 48107 (http://www.ebi.ac.uk/che bi/searchId.do?chebiId=48107) SMILES [N+](=O)(O)[O-] PubChem, vue 3D InChI Std. InChI : vue 3D InChI=1S/HNO3/c2- 1(3)4/h(H,2,3,4) Std. InChIKey : GRYLNZFGIOXLOG- UHFFFAOYSA-N Apparence Liquide incolore à jaune, d’odeur acre (70 %) . Liquide transparent ou brun Acide nitrique L’acide nitrique est un composé chimique de formule HNO3. Liquide incolore lorsqu'il est pur, cet acide minéral fort (de pKa = −1,37) est en pratique utilisé en solution aqueuse concentrée. Il était autrefois appelé acide azotique par les chimistes du xixe siècle, mais aussi jadis esprit de nitre par les alchimistes, ou encore « eau-forte» ou aquae fortis par les graveurs sur cuivre. À concentration supérieure à 86 %, il est baptisé « acide nitrique fumant », qualifié de « blanc » ou « rouge » selon qu'il est pauvre ou riche en dioxyde d'azote NO2. Coupé avec un cinquième ou un quart de peroxyde d'azote N2O4 et moins d'un pour cent de fluorure d'hydrogène HF, il donne l'acide nitrique fumant rouge inhibé, plus connu sous le sigle anglophone IRFNA, comme ergol stockable utilisé notamment comme oxydant (comburant) pour la propulsion des missiles soviétiques SS-1 Scud dans les années 1956. À concentration supérieure à 95 %, il développe rapidement à température ambiante une coloration jaunâtre due à sa décomposition libérant du dioxyde d'azote NO2. L'acide nitrique a d'abord été obtenu par les anciens chimistes à partir des différents nitrates naturels, en particulier à la fin du xixe siècle à partir des nitrates du Chili dénommés également sels de caliche. Il faut attendre le progrès de la chimie des gaz pour concevoir une synthèse chimique à partir de l'air en four électrique, par exemple par le procédé Birkeland et Eyde. Mais le procédé Ostwald a également permis d'utiliser l'ammoniac NH3 synthétisé par le procédé Haber- Bosch. Ces voies chimiques modernes mises au point à la Belle Époque se sont révélées cruciales pour l'industrie chimique des dérivés nitrés explosifs, comme la nitroglycérine, les nitrophénols, l'acide picrique, le trinitrotoluène (TNT), matières demandées par l'industrie d'armement moderne, mais aussi la fabrication des matières colorantes, comme le jaune de Martins, ou celle des parfums, tels le musc artificiel. L'acide nitrique entre dans la composition des pluies acides, où il se forme par hydratation du dioxyde d'azote NO2, un important polluant atmosphérique issu des 1 Liquide transparent ou brun. Propriétés chimiques Formule HNO3 [Isomères] Masse molaire 63,0128 ± 0,0012 g/mol H 1,6 %, N 22,23 %, O 76,17 %, pKa −1,37 Moment dipolaire 2,17 ± 0,02 D Propriétés physiques T° fusion −41,6 °C (70 %) T° ébullition 121 °C (70 %) Miscibilité dans l'eau Masse volumique 1,4 g cm−3 (70 %) Pression de vapeur saturante à 20 °C : 6,4 kPa (70 %) Viscosité dynamique 0,88 mPa s à 20 °C[réf. souhaitée] Thermochimie S liquide, 1 bar 266,39 J K−1 mol−1 [réf. souhaitée] ΔfH liquide −174 kJ mol−1 [réf. souhaitée] ΔvapH° 39,1 kJ mol−1 (1 atm, 25 °C) Propriétés électroniques 1re énergie d'ionisation 11,95 ± 0,01 eV (gaz) Précautions SGH Danger H272, H290, H314, H331 et EUH071 H272 : Peut aggraver un incendie ; comburant H290 : Peut être corrosif pour les métaux H314 : Provoque de graves brûlures de la peau et des lésions oculaires H331 : Toxique par inhalation EUH071 : Corrosif pour les voies respiratoires SIMDUT C, E, différents oxydes d'azote NOx rejetés par les différentes combustions : 3 NO2 + H2O → 2 HNO3 + NO. Histoire Propriétés physico-chimiques Réactions chimiques comportant l'acide nitrique Action sur les métaux Production et synthèse Utilisations Sécurité Culture populaire Notes et références Articles connexes Liens externes 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 [réf. nécessaire]. 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, Frédéric Kuhlmann 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 3 2 1 1 1 1 0 0 4 5 7 8 Sommaire Histoire C, E, C : Matière comburante cause ou favorise la combustion d’une autre matière en dégageant de l'oxygène E : Matière corrosive Transport des marchandises dangereuses: classe 8 Divulgation à 1,0 % selon la liste de divulgation des ingrédients NFPA 704 fumant : > 40 % : < 40 % : Transport 856 2032 Code Kemler : 856 : matière corrosive ou présentant un degré mineur de corrosivité et comburante (favorise l'incendie) et toxique Numéro ONU : 2032 : ACIDE NITRIQUE FUMANT ROUGE Classe : 8 Étiquettes : 8 : Matières corrosives 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 Ostwald qui permet de fabriquer de l’acide nitrique par oxydation de l’ammoniac, procédé qui demeure le plus utilisé au xxie siècle. 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 de nombreux composés organiques ou certains mélanges, comme l'essence de térébenthine, sont violentes, le mélange étant hypergolique, c’est-à-dire auto-inflammable. C’est un acide fort de pKa = −1,37 : en solution aqueuse, il se dissocie complètement en un anion nitrate NO3– et un proton hydraté (cation hydronium H3O+). Les sels de l’acide nitrique qui contiennent l’anion nitrate sont appelés des « nitrates ». La quasi-totalité des nitrates sont très solubles dans l’eau. L’acide nitrique et ses sels ne doivent pas être confondus avec l’acide nitreux HNO2 et ses sels, les nitrites, qui contiennent l'anion nitrite NO2–. 0 4 1 OX 0 4 0 OX 6 0 3 0 7 Propriétés physico-chimiques 5.1 : Matières comburantes 6.1 : Matières toxiques Emballage : Groupe d'emballage I : matières très dangereuses ; 885 2031 Code Kemler : 885 : matière très corrosive et comburante (favorise l'incendie) Numéro ONU : 2031 : ACIDE NITRIQUE, à l’exclusion de l’acide nitrique fumant rouge, contenant au plus 70 pour cent d’acide nitrique Classe : 8 Étiquettes : 8 : Matières corrosives 5.1 : Matières comburantes Emballage : Groupe d'emballage I : matières très dangereuses ; Écotoxicologie Seuil de l’odorat bas : 0,27 ppm Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire. 9 Propriétés physico-chimiques de HNO3 - H2O à 20 °C et 1,013 bar[réf. souhaitée] 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 Téb (°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 Molarité (mol/l) 0 1,7 3,6 5,6 7,9 10,4 13,0 15,8 18,5 21 24,01 L’acide nitrique réagit différemment des autres acides forts (HCl, H2SO4) sur les métaux en raison des propriétés oxydantes du radical NO3. Ainsi, HNO3 réagissant sur un métal ne donne jamais de dégagement d'hydrogène H2, contrairement à la plupart des autres acides. La formule suivante donne l’équation de la réaction globale pour toute réaction chimique entre l’acide nitrique HNO3 et un métal M de valence n < 4 : 8n HNO3 + 6 M → 6 M(NO3)n + 2n NO + 4n H2O, où n vaut 1, 2 ou 3. Les métaux tels que le nickel, le cobalt, le cuivre, le mercure, l'argent, le plomb, le sélénium, le bismuth, le zinc et le cadmium se dissolvent dans l'acide nitrique. D'autres métaux forment un film de passivation, parmi lesquels figurent l'aluminium, le chrome, le titane, le zirconium, le hafnium, le gallium, l'indium, le niobium, le tantale, le thorium et le bore. Les alcalino-terreux se dissolvent dans l'acide dilué, mais passivent dans l'acide concentré. uploads/Histoire/ acide-nitrique.pdf
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- Publié le Aoû 21, 2021
- Catégorie History / Histoire
- Langue French
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