Nitrate.

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Les nitrates

Les nitrates (ou azotates) sont des composés chimiques formés d'un atome d'azote lié à trois atomes d'oxygène, constituant l'ion nitrate (NO3^-). Presque tous les nitrates sont solubles dans l'eau (ce qui en fait des composés couramment utilisés dans les engrais et les solutions nutritives pour les plantes); il n'y a que quelques sous-nitrates qui soient insolubles.

Les nitrates peuvent se former naturellement dans l'environnement par le processus de nitrification, où les bactéries transforment l'ammoniac en nitrites (NO^2-) puis en nitrates (NO^3-). Les nitrates peuvent également être synthétisés dans les laboratoires pour diverses applications. En plus de leur utilisation dans les engrais et les explosifs, les nitrates sont utilisés notamment comme conservateurs alimentaires (sous forme de nitrate de sodium ou de nitrite de sodium), dans la fabrication de certains médicaments et dans le traitement de l'eau potable pour la prévention de la croissance bactérienne. Bien que les nitrates soient naturellement présents dans de nombreux aliments et soient généralement inoffensifs à de faibles concentrations, une exposition excessive à des niveaux élevés de nitrates peut être toxique pour les humains et les animaux, en particulier lorsqu'ils sont convertis en nitrites dans le corps.

Réactions chimiques impliquant des nitrates.
Les nitrates (NO3^-) participent dans des réactions chimiques liées à leur caractère d'oxydant. On rencontre ainsi des nitrates impliqués des réactions de réduction, des décompositions thermiques, des réactions avec les métaux et des réactions redox dans le sol. Ces réactions ont des implications importantes dans des domaines tels que l'agriculture, la chimie industrielle, la pyrotechnie et la protection de l'environnement. Exemples :

Réduction des nitrates en nitrites.

NO3⁻+2H⁺+e⁻→NO2⁻+H2O

Cette réaction se produit souvent dans les processus de dénitrification, où les nitrates sont réduits en nitrites ou d'autres formes d'azote réduites par des micro-organismes en conditions anaérobies.

Réduction des nitrates en oxydes d'azote.

NO3⁻+4H⁺+3e⁻→½N2O3+2H2O

Cette réaction se produit dans certaines conditions spécifiques, telles que des températures élevées, où les nitrates peuvent être réduits en oxydes d'azote, comme le trioxyde de diazote (N2O3).

Réaction avec les métaux.
Les nitrates peuvent réagir avec les métaux pour former des oxydes métalliques, des oxydes d'azote et des ions métalliques, par exemple :

2NaNO3+10Fe→5Fe2O3+N2+2Na2O

Cette réaction illustre la réaction entre le nitrate de sodium (NaNO3) et le fer (Fe) pour former de l'oxyde de fer (III) (Fe2O3), du diazote (N2) et du monoxide de sodium (Na2O).

Réactions redox dans le sol.
Les nitrates dans le sol peuvent subir des réactions redox avec d'autres composés, tels que la réduction des nitrates en ammoniac (NH3) ou en azote gazeux (N2) par des processus de nitrification et de dénitrification.

Décomposition thermique des nitrates.
La chaleur décompose les nitrates et en dégage des produits très riches en oxygène qui activent fortement la combustion. Par suite de cette propriété, les nitrates fusent ou déflagrent sur les charbons incandescents et donnent souvent lieu à une détonation lorsqu'on les chauffe avec du charbon en poudre. C'est le cas, en particulier, du salpêtre, ou nitrate de potassium (KNO3), qui est utilisé dans la fabrication de feux d'artifice et d'explosifs :

2KNO3→2KNO2+O2

Les nitrates alcalins, quand on les chauffe graduellement, commencent d'abord par dégager de l'oxygène pur et se changent en nitrites (azotites). Quand on les chauffe davantage ils se décomposent complètement en dégageant de l'azote et de l'oxygène. Les autres nitrates dégagent de l'oxygène et du bioxyde d'azote ou de l'oxygène et de l'acide hypoazotique. Tous les nitrates chauffés avec de l'acide sulfurique dégagent des vapeurs blanches d'acide nitrique (azotique). Si l'on ajoute au mélange de la tournure de cuivre, il se dégage du bioxyde d'azote qui, au contact de l'air, produit des vapeurs rutilantes.