Acide nitrique

Acide nitrique
Nitric acid resonance median.pngNitric-acid-3D-balls-B.png
Nitric-acid-resonance-A.png
Nitric-acid-2D-dimensions.png
Structure de l'acide nitrique.
Identification
Nom UICPAacide nitrique

nitrate d'hydrogène

Synonymes

Acide azotique, esprit de nitre, aquae fortis, eau forte

No CAS7697-37-2
No ECHA100.028.832
No EINECS231-714-2
No RTECSQU5775000
PubChem944
ChEBI48107
SMILES
InChI
Apparenceliquide incolore a jaune, d’odeur acre. (70 %)[1],
Liquide transparent ou brun
Propriétés chimiques
Formule bruteHNO3  [Isomères]
Masse molaire[3]63,0128 ± 0,0012 g/mol
H 1,6 %, N 22,23 %, O 76,17 %,
pKa-1,37
Moment dipolaire2,17 ± 0,02 D [2]
Propriétés physiques
fusion−41,6 °C (70 %)[1]
ébullition121 °C (70 %)[1]
Solubilitédans l’eau : miscible[1]
Masse volumique1,4 g·cm-3 (70 %)[1]
Pression de vapeur saturanteà 20 °C : 6,4 kPa (70 %)[1]
Viscosité dynamique0,88 mPa·s à 20 °C
Thermochimie
S0liquide, 1 bar266,39 J/mol⋅K
ΔfH0liquide-174 kJ/mol
vap39,1 kJ·mol-1 (1 atm, 25 °C)[4]
Propriétés électroniques
1re énergie d'ionisation11,95 ± 0,01 eV (gaz)[5]
Précautions
SGH[7]
SGH03 : ComburantSGH05 : CorrosifSGH06 : Toxique
Danger
H272, H290, H314, H331,
SIMDUT[8]
C : Matière comburanteE : Matière corrosive
C, E,
NFPA 704
fumant :
> 40 % :
< 40 % [6]:

Symbole NFPA 704

 
Directive 67/548/EEC[9]
Corrosif
C
Comburant
O


Transport[9]
856
   2032   

885
   2031   
InhalationTrès dangereux, les vapeurs peuvent être mortelles
PeauProvoque des brûlures graves
YeuxProvoque des brûlures graves
IngestionToxique, provoque des brûlures
graves pouvant être mortelles
Écotoxicologie
Seuil de l’odoratbas : 0,27 ppm[10]

Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire.

L’acide nitrique est un corps 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 concentré. Il était autrefois appelé acide azotique par les chimistes du e 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 pourcent 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 pour la propulsion des missiles soviétiques SS-1 Scud dans les années 1980. À concentration supérieure à 95 %, il développe rapidement à température ambiante une coloration jaunâtre due à sa décomposition libérant du NO2.

L'acide nitrique a d'abord été obtenu par les anciens chimistes à partir des différents minéraux nitrates naturels, en particulier à la fin du e 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 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... matières demandées par l'industrie d'armement moderne, mais aussi la fabrication des matières colorantes, comme le jaune de Martins, ou celle des parfums, tel le musc artificiel.

L'acide nitrique entre dans la composition des pluies acides, où il se forme par hydratation du dioxyde d'azote, un important polluant atmosphérique issu des différents NOx rejetés par les différentes combustions :

3 NO2 + H2O → 2 HNO3 + NO.

Histoire

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. 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 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.

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