Nitrate d'ammonium

Modèle:Infobox Chimie Le nitrate d'ammonium est un composé ionique du cation ammonium et de l'anion nitrate, de formule Modèle:Fchim. Il correspond au corps minéral anhydre naturel, de maille orthorhombique, nommé par les minéralogistes « nitrammite »<ref>Le chimiste Hans Rudolf Glauber le catalogue en 1659 comme un « nitrum flammans », c'est-à-dire un nitre inflammable.</ref>.

Il s'agit aussi de l'ancien nitrate d'ammoniaque, obtenu industriellement depuis le Modèle:Lien siècleModèle:Vérification siècle par un mélange d'ammoniaque et d'acide nitrique, deux dérivés potentiels de la chimie de synthèse du gaz ammoniac. Il se présente sous la forme d'une poudre très soluble dans l'eau.

Il est surtout utilisé comme ingrédient d'engrais azotés simples (principalement les « ammonitrates ») ou composés (connus sous la dénomination d'engrais NP, NK ou NPK). C'est aussi un agent explosif puissant.

Propriétés physico-chimiques

Fichier:Solubilite NH4NO3.png

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 :

NH₄NO_{3 (s)} → NH₄⁺ _(aq) + NO₃⁻ _(aq).

Comme la chaleur de dissolution avoisine Modèle:Unité (Modèle:Unité), il est communément utilisé dans les mélanges réfrigérants permettant au dispositif frigorifiant une température de fonctionnement basse de Modèle:Tmp.

Cinq formes allotropiques ont été observées<ref>Modèle:Harvsp.</ref> :

• une forme orthorhombique à huit motifs par maille existe en dessous de Modèle:Tmp à pression atmosphérique ;
• la forme α, de système cristallin tétragonal ou orthorhombique à quatre motifs, de densité 1,61 (déterminée à Modèle:Tmp) est attestée entre Modèle:Tmp et Modèle:Tmp. Pour Modèle:Unité d'eau pure, sa solubilité est mesurée à Modèle:Unité à Modèle:Tmp, environ Modèle:Unité à Modèle:Tmp et à Modèle:Unité à Modèle:Tmp. La transition structurale à Modèle:Tmp 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 favorisent encore le transport naturel du minéral par voie aérienne ou fluviale. La maille orthorhombique à plusieurs motifs, attestée dans le corps naturel qu'est la mascagnite, paraît ainsi la plus stable ;
• la morphologie cristalline β est attestée entre Modèle:Tmp et Modèle:Tmp. La maille est monoclinique ou orthorhombique à quatre motifs. Le corps est plus dense, la masse volumique est Modèle:Unité. Pour Modèle:Unité d'eau pure, sa solubilité plus élevée est mesurée à Modèle:Quoi, à Modèle:Unité à Modèle:Tmp ;
• une morphologie quadratique à deux motifs par maille est observée entre Modèle:Tmp et Modèle:Tmp ;
• une forme cubique est observée à partir de Modèle:Tmp et reste stable jusqu'à la fusion du réseau cristallin qui s'opère à Modèle:Tmp. Le corps chimique correspondant se décompose à partir de Modèle:Tmp, température considérée comme sa température d'ébullition.

Cette poudre solide compacte et relativement instable se décompose à haute température en libérant de la chaleur et en formant des produits gazeux, d'où le caractère explosif de cette décomposition. En dessous de Modèle:Tmp, la décomposition produit principalement de l'oxyde nitreux et de l'eau :

NH₄NO₃ → N₂O + 2Modèle:H2O.

À plus haute température, la réaction ci-dessous prédomine<ref>Modèle:Greenwood&Earnshaw2nd.</ref> :

NH₄NO₃ → N₂ + Modèle:FracModèle:O2 + 2Modèle:H2O.

Dans certaines conditions, le fait que les deux réactions sont exothermiques et ont des produits gazeux conduit à un emballement de la réaction et le processus de décomposition devient explosif. Cela a entraîné dans le passé de nombreuses catastrophes Modèle:Adel. Pour éviter l'explosion, le nitrate d'ammonium industriel est stocké sous la forme d'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 un oxydant puissant, il oxyde facilement des métaux comme le plomb et le zinc. La réaction avec le cuivre peut s'écrire :

NH₄NO_3aqueux + Cu_métal → Cu(NO₃)_2aqueux + 2NH_3aqueux + N_{2gaz dégagé ou dissous dans l'eau du milieu} + 3Modèle:H2O.

Il peut réagir à chaud avec le formol en donnant du Modèle:Lien explosif, selon un mécanisme radicalaire :

NH₄NO₃ + CH₂O → CH₃NH₃⁺NO₃⁻ + Modèle: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 Modèle:Tmp. Par exemple, suivant la dégradation vaporisante :

NH₄NO_3solide → N₂O_gaz + 2Modèle:H2O_{vapeur d'eau}.

Il est très soluble dans l'ammoniaque, soluble dans l'acétone. Il l'est moins dans les alcools. Par exemple, il ne s'en dissout à Modèle:Tmp que Modèle:Unité dans Modèle:Unité de méthanol pur et Modèle:Unité dans un mélange eau/éthanol à 95 % en volume.

Fabrication

On le fabrique par barbotage du gaz ammoniac (le produit de réduction du diazote par le procédé Haber-Bosch<ref>Modèle:Lien web.</ref>) dans l'acide nitrique. Il existe différents procédés tels que Fauser, Krupp Uhde, UCB, Stamicarbon, Norsk hydro, 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.

Applications

• Le nitrate d'ammonium sert surtout à la fabrication d'engrais chimiques dans l'agriculture conventionnelle, principalement les ammonitrates et les engrais NP, NK ou NPK. Il n'est pas autorisé dans l'agriculture biologique en Suisse<ref>Modèle:Lien web.</ref> ou en Europe<ref>Modèle:Lien web.</ref>.
• En tant qu'oxydant, il est utilisé en chimie, par exemple pour oxyder des matériaux avant de les dissoudre dans un verre (technique de la perle fondue en spectrométrie de fluorescence des rayons X).
• Il peut être utilisé dans la fabrication d'engins explosifs, fournissant alors un explosif brisant Modèle:Refnec. Dans cette dernière utilisation, il est souvent mélangé avec des hydrocarbures comme le gazole et amorcé à l'aide d'un autre explosif comme le TNT ; un mélange de ce type, utilisé dans l'exploitation minière, est nommé la donarite. À cause de sa grande disponibilité, le mélange a été utilisé pour la fabrication de bombes artisanales dans certaines attaques terroristes comme l'attentat d'Oklahoma City, celui de Bali ou encore l'attentat de Marrakech en avril 2011.
• Au contact de l'eau, il se produit une très forte réaction endothermique. Il est ainsi utilisé dans les poches de froid instantané.
• Sous le nom de « propergol », il est utilisé dans l'industrie civile et militaire, en particulier dans l'industrie pétrolière pour la stimulation de puits<ref>Modèle:Lien web.</ref>.
• Il est également utilisé en adjonction à faible dose dans le combustible de l'enfumoir des apiculteurs pour endormir les abeilles dans certains cas de déplacement de la reine ou de la colonie car s'il est chauffé, il produit du protoxyde d'azote qui est un gaz anesthésiant. Ainsi, les abeilles perdent tout sens de l'orientation et ne reviendront pas à leur précédent emplacement. Cela n'est que temporaire puisqu'elles vont refaire leur vol d'orientation, ce qui leur permettra de « redéfinir » leur domicile.

Il doit être stocké et manipulé avec les précautions de rigueur<ref>Modèle:Ouvrage.</ref>.

Sécurité, manipulation et stockage

Modèle:Section à sourcer Le Bureau réglementation et sécurité au travail du ministère de l'Agriculture et de la Pêche et l'Union des industries pour la fertilisation (UNIFA) ont élaboré une fiche technique intitulée Modèle:Citation<ref>Modèle:Lien web, 8Modèle:Nb p.</ref>.

Le nitrate d'ammonium pur ne brûle pas, mais en tant qu'oxydant puissant, il favorise et accélère la combustion des matières organiques (et de certaines matières inorganiques). Il ne doit pas être stocké à proximité de substances combustibles<ref>Modèle:Lien web.</ref>.

Bien que le nitrate d'ammonium soit stable à température et pression ambiantes dans de nombreuses conditions, il peut détoner à partir d'une forte charge d'amorçage. Il ne doit pas être stocké à proximité d'explosifs puissants.

Le nitrate d'ammonium fondu est très sensible au choc et à la détonation, en particulier s'il est contaminé par des matières incompatibles telles que des combustibles, des liquides inflammables, des acides, des chlorates, des chlorures, du soufre, des métaux, du charbon et de la sciure.

Le contact avec certaines substances telles que les chlorates, les acides minéraux et les sulfures métalliques, peut entraîner une décomposition rapide, voire violente, capable d'enflammer les matériaux combustibles voisins ou de les faire exploser.

Le nitrate d'ammonium commence à se décomposer après avoir fondu, libérant ainsi du NO_x, HNO₃, NH₃ et Modèle:H2O. Il ne doit pas être chauffé dans un espace confiné. La chaleur et la pression résultant de la décomposition augmentent la sensibilité à la détonation et accélèrent la décomposition. La détonation peut se produire à Modèle:Nb. La contamination peut réduire cette valeur à Modèle:Nb.

Le nitrate d'ammonium a une humidité relative critique de 59,4 %, au-delà de laquelle il absorbe l'humidité de l'atmosphère. Il est donc important de stocker le nitrate d'ammonium dans un récipient hermétiquement fermé. Sinon, il risque de s'agglomérer en une grande masse solide. Le nitrate d'ammonium peut absorber suffisamment d'humidité pour se liquéfier. Le mélange du nitrate d'ammonium avec certains autres engrais peut abaisser l'humidité relative critique<ref>Modèle:Lien web.</ref>.

Conditions de stockage et enjeux de sécurité en France

Selon une enquête menée par Le Canard enchaîné en août 2020, le ministère de la Transition écologique estime qu'un accident similaire à celui qui s'est produit à Beyrouth début Modèle:Date- est très peu probable en France car la France a adopté une réglementation parmi les plus strictes d'Europe<ref>Modèle:Article.</ref>.

Cent-huit sites classés Seveso sont répertoriés, dont 16 avec plus de Modèle:Nb.

Cependant toujours selon Le Canard, le site georisques.gouv.fr<ref>georisques.gouv.fr.</ref> indique par ailleurs qu'il y a Modèle:Nobr contenant plus de Modèle:Nb de nitrate d'ammonium, dont Modèle:Nobr détenant plus de Modèle:Nb, donc soumis à autorisation.

Par ailleurs de très nombreux sites assurent le stockage de quantités inférieures, sans obligation de déclaration. Il s'agit en particulier de coopératives agricoles<ref>Modèle:Lien web.</ref>.

Le média en ligne Reporterre avait enquêté en 2018 sur la coopérative d'Ottmarsheim qui avait été signalée par un lanceur d'alerte. Ce dernier avait signalé les problèmes de stockage sur le site, par ailleurs à proximité immédiate du canal du Rhin<ref>Modèle:Lien web.</ref>.

En septembre 2020, une élue de l'opposition municipale de Melun appelle à la mobilisation des habitants pour demander plus d'informations sur les engrais stockés par la coopérative agricole Valfrance à Vaux-le-Pénil, qui stocke plus de quatre mille tonnes d'engrais azotés<ref>Modèle:Lien web.</ref>. Par ailleurs la députée Mathilde Panot demande au nom de son groupe politique, une commission d'enquête parlementaire sur le stockage de nitrate d'ammonium<ref>Modèle:Lien web.</ref>.

Explosions accidentelles et pollution de l'air

Le nitrate d'ammonium est notamment directement impliqué dans les explosions :

• de l'usine BASF d'Oppau (Allemagne) le Modèle:Date- ;
• de l'usine PCT à Tessenderlo (Belgique) en 1942<ref>Modèle:Article.</ref> ;
• du cargo français Grandcamp transportant Modèle:Unité de nitrate d'ammonium à Texas City en Modèle:Date- ;
• du cargo norvégien Ocean Liberty dans le port de Brest en Modèle:Date- ;
• de deux remorques routières chargées chacune de Modèle:Unité sur un chantier de Kansas City, en Modèle:Date- ;
• de l'usine de fabrication Terra Industries à Port Neal au sud de Sioux City dans l'Iowa en Modèle:Date- ;
• de l'usine AZF à Toulouse, le Modèle:Date- ;
• de l'usine d'ammoniac West Fertilizer près de Waco (Texas), en Modèle:Date- ;
• d'un entrepôt dans le port de Tianjin (Chine) en 2015 ;
• d'un hangar au port de Beyrouth (Liban) le Modèle:Date-.

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 aux principaux engrais, sulfate d'ammonium et nitrate d'ammonium. Ces dernières particules secondaires sont majoritaires lors des pics de pollution printaniers, d'autant plus importants en période sèche<ref>Journées du 17 mars 2015 en mesure de qualité de l'air, sur airparif.asso.fr.</ref>.

Toxicologie et écotoxicologie

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 (Modèle:Fchim⁻) se forment à partir des nitrates.

Toxicité

Le nitrate d'ammonium est irritant et toxique pour l'être humain, 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'être humain 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 Modèle:Unité (de Modèle:Unité pour les végétariens) via les légumes, l'eau (ou d'autres boissons en contenant) et enfin via les viandes et les poissons<ref name="Boukerche2007" />.

Selon les bilans biochimique et hématologique faits chez des employés d'usines ou de complexes de stockage de nitrates, chez l'adulte en bonne santé, la toxicité des faibles doses semble faible, même en cas d'expositions répétées ou longues, hormis l'apparition fréquente (Modèle:Ex 50 % de Modèle:Nombre suivis) d'une inflammation urinaire<ref name="Boukerche2007">Boukerche S, Aouacheri W et Saka S (2007), Les effets toxiques des nitrates : étude biologique chez l'homme et chez l'animal. Dans Annales de Biologie Clinique, Modèle:Vol., Modèle:Date-, Modèle:N°, Modèle:P..</ref>. 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<ref name="Boukerche2007" />.

Le rat de laboratoire exposé (par ingestion) durant trois semaines à des doses plus importantes de nitrate d'ammonium (200, 400 et Modèle:Unité de poids corporel) présentent cependant une réponse biochimique et hématologique rapide avec :

• augmentation du rapport hépato-corporel (phénomène dose-dépendant)<ref name="Boukerche2007" /> ;
• modification sanguine avec croissance du taux de glucose, de cholestérol, de créatinine, de lactate déshydrogénase et transaminase (TGO, TGP)<ref name="Boukerche2007" /> ;

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)<ref name="Boukerche2007" />.
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 méthémoglobine qui empêche la fonction de transport de l'oxygène par le sang<ref>Savino F, Maccario S, Guidi C Modèle: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.</ref><ref>Jaffé ER (1981), Methemoglobinemia, Clin. Haematol., 10, 99-122.</ref>.

Écotoxicité

Pour les végétaux

Au-delà d'une certaine dose, l'ammonitrate est toxique pour les plantes dites « supérieures »<ref name="Gerendas1997">Gerendás, J., Zhu, Z., Bendixen, R., Ratcliffe, R. G. et Sattelmacher, B. (1997), Physiological and biochemical processes related to ammonium toxicity in higher plants, Zeitschrift für Pflanzenernährung und Bodenkunde, 160(2), 239-251.</ref> et la toxicité a été étudiée chez d'autres organismes modèles ou bioindicateurs potentiels (paramécies, mousses, lichens)<ref>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, 86Modèle:Nb p.</ref> ; 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. À dose plus importante, les symptômes d'une chlorose apparaissent et peuvent conduire à la mort de la plante<ref name="Gerendas1997" />.

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

• une carence nutritive induite par l'excès d'ammonium (qui altère l'absorption des ions métalliques)<ref name="Gerendas1997" /> ;
• une acidification du milieu d'enracinement (qui inhibe la croissance racinaire secondaire)<ref name="Gerendas1997" /> ;
• une perturbation de l'équilibre osmotique de la plante (par modifications du pH intracellulaire)<ref name="Gerendas1997" /> ;
• un désaccouplement du phénomène de photophosphorylation liée au transport d'électrons, à la suite de l'accumulation d'ions ammonium dans les feuilles<ref name="Gerendas1997" /> ;
• l'altération du métabolisme des phytohormones et de la polyamine<ref name="Gerendas1997" />.

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<ref>Boxman, A. W. et 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).</ref>.

Dans le milieu aquatique

Quand un cours d'eau traverse un bassin agricole ou y naît, 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<ref name="TheseMassaTruites2000" />. Ces conditions biogéochimiques sont propices à l'anoxie du substrat, et à une nouvelle production de nitrites et d'ammonium dans le substrat même<ref name="TheseMassaTruites2000" />. Selon les concentrations souvent trouvées en France (Modèle:Unité), un phénomène en chaîne 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 son tour aggrave le taux de mortalité des embryons de salmonidés enfouis sous les graviers<ref name="TheseMassaTruites2000" />. Même si dans la nature les saumons adultes mouraient souvent par millions chaque année après la ponte, leurs corps étaient en partie rapidement consommés 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. Modèle:Citation. Les taux de nitrite et d'ammonium diffèrent selon les compartiments interstitiels et varient beaucoup selon la nature du sédiment (Modèle:Citation)<ref name="TheseMassaTruites2000">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).</ref>.

Pour les animaux

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)<ref name="Schuytema1999">Schuytema G S et 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).</ref>. La dose mortelle pour les stades les plus sensibles (œuf, têtard) peut être atteinte dans de l'eau ayant ruisselé (ou circulé dans des drains agricoles) « suffisamment » longtemps dans un bassin agricole moyen<ref name="Schuytema1999" />.

Cycle de l'azote et climat

Le nitrate d'ammonium n'étant pas complètement absorbé par les plantes mais soluble dans l'eau, il ruisselle, ce qui cause l'eutrophisation de milieux naturels sensibles. L'apparente facilité et l'avantage économique de l'apport massif d'engrais chimique contribuent à négliger la fertilisation organique (fumier, lisier, compost, résidus de récolte), ce qui entraîne un déficit de la vie du sol et une diminution de l'humus. L'azote contenu dans les fourrages importés ne retourne pas sur les territoires où ils ont été produits. Le cycle de l'azote est perturbé au niveau mondial. La fonction d'absorption des gaz à effet de serre par le sol est compromise<ref>Modèle:Lien web.</ref><ref>Modèle:Article.</ref>.

Le nitrate d'ammonium est fortement émetteur de gaz à effet de serre (GES), principalement de protoxyde d'azote N₂O qui a un pouvoir réchauffant Modèle:Nobr supérieur au dioxyde de carbone, mais également de [[Dioxyde de carbone|Modèle:CO2]] de manière indirecte par la minéralisation du sol. Sur une exploitation agricole céréalière moyenne, la part des émissions de GES, directes et indirectes, dues aux engrais azotés, est de 55 %<ref>https://grandest.chambre-agriculture.fr/fileadmin/user_upload/National/FAL_commun/publications/Grand-Est/44_livret_levier_energie_ACSE_2020_01.pdf</ref>.

Équilibre thermodynamique

À des températures inférieures à Modèle:Tmp, les particules atmosphériques de nitrate d'ammonium existent en équilibre avec l'ammoniac et l'acide nitrique gazeux. Le processus est décrit par la réaction réversible suivante<ref name=":0">Modèle:Article.</ref> :

NH₃(g) + HNO₃(g) ↔ NH₄NO₃(s, aq)

Le sens de la réaction et l'état de nitrate d'ammonium dépendent de la température et de l'humidité relative (humidité de déliquescence en fonction de la température)<ref>Modèle:Article.</ref>. La constante de dissociation (K_p) du nitrate d'ammonium est égale au produit des pressions partielles des gaz ammoniac et acide nitrique à l'équilibre<ref name=":1">Modèle:Article.</ref>. La constante de dissociation (K_p) du nitrate d'ammonium est exprimée en ppb², elle dépend seulement de la température.

Il existe plusieurs expressions de la constante de dissociation du nitrate d'ammonium pur, notamment :

<math>\ln(K_p) = 118,87-(24\,084/T)-6,025.\ln(T)</math><ref>Modèle:Article.</ref>

<math>\ln(K_p)= 70,68-(24\,090/T)-6,04.\ln(T/298)</math><ref name=":0" />

<math>\ln(K_p)= 84,6-(24\,220/T)-6,1.\ln(T/298)</math><ref name=":1" />

avec T : température en kelvins (K).

Notes et références

Bibliographie

• Boukerche S, Aouacheri W et Saka S (2007), Les effets toxiques des nitrates : étude biologique chez l'homme et chez l'animal. Dans Annales de Biologie Clinique, Modèle:Vol., Modèle:Date-, Modèle:N°, Modèle:P..
• Bates SS, Worms J et 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 et 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 et 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 et 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, Modèle:T. azote-phosphore, édition Masson, 1956, 963Modèle:Nb p.

Voir aussi

Liens externes

• Vidéo expliquant quelques propriétés du nitrate d'ammonium, Canal-U
• Modèle:Citeref
• « Nitrate d'ammonium », Société chimique de France