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Qu’est-ce que le nitrate d’ammonium ?

Le nitrate d’ammonium est le sel d’ammonium de l’acide nitrique. Il se présente sous la forme d’un cristal incolore.

Il est également connu sous le nom de “nitrate d’ammoniaque”. Il est produit naturellement, mais peut être également fabriqué à grande échelle en neutralisant 50 à 70 % d’acide nitrique avec de l’ammoniac. Environ 20 millions de tonnes de celui-ci sont produites chaque année dans le monde.

Des milliers de personnes ont perdu la vie à la suite d’explosions accidentelles de nitrate d’ammonium. En conséquence, de nombreux pays abandonnent progressivement son utilisation en raison des risques d’utilisation abusive.

Utilisations du nitrate d’ammonium

Le nitrate d’ammonium est une substance principalement utilisée comme engrais. Toutefois, les engrais à base de nitrate d’ammonium ne conviennent pas aux rizières car ils sont facilement dénitrifiés par l’eau.

Il est également utilisé pour la production de poudre à canon et de feux d’artifice, d’herbicides, d’insecticides, de pesticides, d’agar, de nutriments pour la culture de levures, pour la production d’anesthésiques, de matières premières pour la fabrication d’allumettes et d’agents propulseurs pour les moteurs de fusées. De plus, il peut être utilisé comme explosif. Les explosifs ANFO, un mélange de 94 % de nitrate d’ammonium et de 6 % de mazout, sont particulièrement connus. On les retrouve dans les carrières, l’industrie du ciment et pour l’extraction du charbon.

Propriétés du nitrate d’ammonium

Le nitrate d’ammonium est composé d’ions ammonium et nitrate. Sa formule chimique est NH4NO3, sa masse molaire est de 80,04 et sa densité de 1,7 g/mL.

Son point de fusion est de 170°C et il se décompose à 210°C. Le nitrate d’ammonium est extrêmement hygroscopique. Toutefois, il ne forme pas d’hydrates. Il est bien soluble dans l’eau et soluble dans l’éthanol.

Bien que le nitrate d’ammonium soit stable dans l’air, il peut exploser s’il est mélangé à des substances inflammables, ou soumis à un échauffement, un choc ou une friction dans un récipient fermé.

Autres informations sur le nitrate d’ammonium

1. Synthèse du nitrate d’ammonium

Industriellement, le nitrate d’ammonium est obtenu par une réaction acido-basique entre l’acide nitrique et l’ammoniac. Il s’agit d’une réaction exothermique très intense. En utilisant de l’ammoniac anhydre, l’acide nitrique est d’abord concentré. Après la formation d’une solution, l’excès d’eau est évaporé pour laisser une forte concentration de nitrate d’ammonium.

Elle est généralement de l’ordre de 83 %. Selon la qualité, il est possible d’obtenir des fondus de nitrate d’ammonium de 95 % à 99,9 %. Le nitrate d’ammonium fondu est transformé en prills ou en petites billes dans une tour de pulvérisation ou en granulés par pulvérisation ou par culbutage dans un tambour rotatif.

Les prills ou les granulés peuvent être enrobés après séchage et refroidissement pour éviter la solidification.

2. Matières premières et produits dans la synthèse du nitrate d’ammonium

L’ammoniac, nécessaire à la synthèse du nitrate d’ammonium, peut être produit à partir d’hydrogène et d’azote par le procédé Haber-Bosch. L’ammoniac obtenu par ce procédé est oxydé en acide nitrique par le procédé Ostwald.

Le carbonate de calcium, produit autre que le nitrate d’ammonium, peut être purifié séparément ou vendu sous forme de nitrate de calcium et d’ammonium (nitrate de calcium et d’ammonium).

3. Réaction du nitrate d’ammonium

Lorsque le nitrate d’ammonium est chauffé à l’air libre, il se décompose progressivement au-dessus de son point de fusion en ammoniac et en monoxyde d’azote. Le nitrate d’ammonium peut également être décomposé en utilisant des ions chlorure comme catalyseur.

En outre, lorsque le nitrate d’ammonium est chauffé en milieu fermé, il subit facilement une réaction explosive et se décompose en azote, en oxygène et en eau. Des mélanges de nitronaphtalène et de poudre de bois peuvent servir d’explosifs à base de nitrate d’ammonium, en utilisant la réaction explosive.

Comme le sulfate d’ammonium et l’urée, le nitrate d’ammonium est endothermique lorsqu’il est dissous dans l’eau. Par rapport au sel, l’énergie de la réaction endothermique est plus élevée et peut être utilisée comme agent réfrigérant, par exemple dans les sachets réfrigérants instantanés.

Qu’est-ce que le nitrate de cuivre ?

Le nitrate de cuivre désigne généralement le nitrate de cuivre (II). La forme anhydre est cristalline bleue et la forme hydratée est également bleue. L’hydrate est utilisé dans les écoles pour démontrer la cellule de Daniell.

En cas d’incendie, du monoxyde de carbone et d’autres substances peuvent être générés. Il convient donc d’être prudent car il est hautement toxique. 

Utilisations du nitrate de cuivre

Le nitrate de cuivre est utilisé dans un grand nombre de domaines. Il sert notamment de matière première pour le placage de cuivre, d’agent oxydant et de catalyseur. Le nitrate de cuivre est également utilisé dans la fabrication de feux d’artifice, comme matière première pour les produits pharmaceutiques et les pesticides, comme mordant dans les teintures textiles et les encres d’imprimerie, et comme réactif analytique en tant que source d’ions cuivre.

En agriculture, il peut être utilisé pour prévenir les carences en cuivre dans le sol. Il est également utilisé dans les fongicides et les insecticides, les herbicides, les engrais et les micronutriments. Le nitrate de cuivre anhydre est hygroscopique. Il absorbe l’eau pour former un hydrate bleu, qui peut être utilisé pour la détection de l’humidité et comme agent déshydratant.

Les solutions de nitrate de cuivre corrodent le fer et peuvent donc être utilisées pour les finitions antiques noires et la coloration brune du zinc. De plus, il est utilisé comme catalyseur pour les carburants de fusée en raison de son effet auxiliaire de combustion. La solution de nitrate de cuivre sert également d’agent de nitrocation pour les composés organosiliciés dans les mastics et les calfeutrages automobiles.

Propriétés du nitrate de cuivre

La forme anhydre du nitrate de cuivre est un solide volatil qui se sublime à 210°C dans le vide. Les hydrates comprennent le trihydrate avec la formule chimique Cu(NO3)2∙3H2O et l’hexahydrate avec Cu(NO3)2∙6H2O. Le point de fusion du trihydrate est de 114,5°C. Les hydrates de nitrate de cuivre sont déliquescents et sont bien solubles dans l’eau ainsi que l’éthanol.

En solution aqueuse, les nitrates de cuivre existent sous la forme du complexe aquatique [Cu(H2O)6]2+. Toutefois, ce complexe est très instable en raison de la configuration d9 des électrons du cuivre (II).

Structure du nitrate de cuivre

Le nitrate de cuivre est un composé inorganique dont la formule chimique est Cu(NO3)2. Deux polymorphes, α et β, sont connus pour l’anhydride du nitrate de cuivre. Tous deux ont une structure planaire-quadrangulaire avec un centre de cuivre entouré de quatre atomes d’oxygène. Lorsqu’ils sont condensés, ils forment des polymères : la forme α n’a qu’un seul environnement de cuivre coordonné [4+1]. La forme β dispose quant à elle de deux centres de cuivre différents, l’un coordonné [4+1] et l’autre carré-planaire. Dans les solvants de nitrométhane, la coordination [4+1] est due à quatre courtes liaisons Cu-O d’environ 200 pm et à une longue liaison de 240 pm.

Les distances Cu-O sont toutes égales pour le trihydrate Cu(NO3)2∙3H2O et l’hexahydrate Cu(NO3)2∙6H2O. Ceci est dû au fait que l’élasticité des liaisons Cu-O est limitée par des liaisons hydrogène fortes.

Cu(NO3)2(H2O)2.5 a une structure octaédrique, le centre du cuivre étant entouré d’ions nitrate et d’eau. Il se décompose en oxyde de cuivre (II), en oxygène et en dioxyde d’azote à environ 170°C.

Autres informations sur le nitrate de cuivre

1. Nitrate de cuivre naturel

On ne le trouve pas dans les minéraux sous forme de nitrate de cuivre. La likasite contient Cu3(NO3)(OH)5.2H2O et la buttgenbachite contient Cu19(NO3)2(OH)32Cl4.2H2O.

Les nitrates de cuivre basiques naturels comprennent les minéraux rares Gerhardtite et Rouaite, tous deux polymorphes de Cu2(NO3)(OH)3.

2. Méthode de synthèse du nitrate de uivre

Le traitement du métal cuivre avec du tétroxyde de diazote donne du nitrate de cuivre anhydride. L’hydrolyse de l’anhydride de nitrate de cuivre donne du nitrate de cuivre hydraté. L’addition d’acide nitrique dilué ou d’une solution de nitrate d’argent au cuivre métallique peut également produire des hydrates de nitrate de cuivre.

3. Réaction du nitrate de cuivre

L’acide nitrique est obtenu lorsque le gaz produit par le chauffage du nitrate de cuivre passe dans l’eau. Cette réaction est similaire à l’étape finale du processus d’Ostwald.

Qu’est-ce que le nitrate de plomb ?

Le nitrate de plomb un degré d’oxydation de +2 pour le plomb et est également connu sous le nom de nitrate de plomb (II). Sa formule chimique est Pb(NO3)2 et son poids moléculaire est de 331,2 g/mol. Le nitrate de plomb est thermodécomposable. Il se décompose lorsqu’il est chauffé, produisant des oxydes d’azote toxiques et des composés de plomb.

Utilisations du nitrate de plomb

Le nitrate de plomb sert de matière première pour les allumettes, d’agent oxydant dans la poudre noire des feux d’artifice et, avec l’azoture de plomb, dans les explosifs.

Il est également largement utilisé comme stabilisateur thermique et antiseptique dans le polyester ainsi que le nylon, comme agent de couchage pour le papier thermique, comme raticide, comme mordant dans la teinture du chintz et comme matière première pour les pigments tels que le plomb jaune et le jaune de Naples, représentant un ingrédient synthétique pour d’autres composés de plomb.

De plus, il peut être utilisé comme stabilisateur dans les solutions de galvanoplastie, dans la fabrication du verre optique et comme réactif dans les tests de pureté pour détecter le ferricyanure.

Propriétés du nitrate de plomb

Le nitrate de plomb est un solide blanc ou incolore à température ambiante. Il se dissout relativement bien dans l’eau et les solutions aqueuses légèrement acides : 56,5 g dans 100 g d’eau à 20°C et 135 g à 100°C. Sa densité à 20°C est de 4,53.

Lorsque le nitrate de plomb est chauffé, il se décompose en oxyde de plomb (II). Le nitrate de plomb (II) est soluble dans l’eau et peut être utilisé comme matière première pour synthétiser des sels de plomb insolubles. Il forme notamment des sels basiques tels que Pb(NO3)OH et Pb3O(OH)2(NO3)2. À un pH inférieur, il se forme du Pb2(OH)2(NO3)2 et à un pH supérieur, du Pb6(OH)5(NO3). En revanche, dans les solutions aqueuses dont le pH est inférieur à 12, l’hydroxyde Pb(OH)2 ne se forme pas.

Le nitrate de plomb, qui est facilement soluble, peut provoquer le saturnisme. Les symptômes de ce dernier sont, par exemple, un dysfonctionnement intestinal, une perte d’appétit, une douleur intense dans la région abdominale, des vomissements et des nausées. Par conséquent, des précautions appropriées doivent être prises avant et pendant l’utilisation du nitrate de plomb.

Structure du nitrate de plomb

La structure cristalline du nitrate de plomb solide a été déterminée par diffraction des neutrons. Il s’agit d’un système cubique à faces centrées contenant des atomes de plomb, chaque côté du cube ayant une longueur de 784 pm.

L’atome de plomb central est lié à 12 atomes d’oxygène. La longueur de la liaison est de 281 pm. Toutes les liaisons N-O ont la même longueur ; 127 pm.

Autres informations sur le nitrate de plomb

1. Comment le nitrate de plomb est-il synthétisé ?

Le nitrate de plomb a été identifié pour la première fois par Andreas Libavius en 1597.

Ce dernier est obtenu en chauffant du plomb métallique ou de l’oxyde de plomb (II) et en le dissolvant dans de l’acide nitrique. Il peut également être produit par évaporation de la solution obtenue par la réaction du plomb métallique avec l’acide nitrique dilué. Des solutions et des cristaux de nitrate de plomb peuvent également être obtenus en traitant les déchets de plomb et de bismuth provenant des fonderies de plomb.

2. Réactions du nitrate de plomb

Les solutions de nitrate de plomb (II) et d’iodure de potassium sont toutes deux incolores ainsi que transparentes. Lorsqu’ils sont mélangés, l’iodure de plomb (II) se présente sous la forme d’un précipité jaune vif. Il est donc utilisé dans les expériences de démonstration pour expliquer le phénomène de précipitation.

Les solutions de nitrate de plomb sont disponibles pour la formation de complexes de coordination. Le plomb forme des complexes puissants avec des ligands donneurs d’électrons d’azote et d’oxygène. Par exemple, [Pb(NO3)2(EO5)] peut être synthétisé en mélangeant du nitrate de plomb et du pentaéthylène glycol (EO5) dans une solution d’acétonitrile ainsi que de méthanol, puis en évaporant lentement. Comme pour l’éther couronne, la chaîne EO5 s’enroule autour de l’ion plomb. Les deux ligands bidentés de l’acide nitrique sont en configuration trans. Il y a au total 10 coordinations et l’ion plomb forme une structure moléculaire anti-quadrangulaire.

Un complexe binucléaire peut être formé par le nitrate de plomb et les ligands bidentés donneurs de N bithiazole. Les cristaux sont formés par des groupes nitrates formant un pont entre les deux atomes de plomb.

Qu’est-ce que le nitrate de cobalt ?

Le nitrate de cobalt, également connu sous le nom de “dinitrate de cobalt (II)” et “nitrate de cobalt (II)”. Il s’agit d’un composé inorganique.

Il est disponible sous forme anhydre, trihydratée et hexahydratée, la dernière étant disponible dans le commerce. 

Utilisations du nitrate de cobalt

Le nitrate de cobalt hexahydraté est utilisé comme matière première pour les catalyseurs pétrochimiques et ceux au cobalt, comme pigment au cobalt, comme pigment pour les céramiques, comme matière première pour les encres ablatives qui émettent une couleur lorsqu’elles sont chauffées et comme réactif d’essai.

1. Piles rechargeables

Le nitrate de cobalt sert de matériau pour les batteries rechargeables, y compris les batteries nickel-cadmium, les batteries nickel-hydrure métallique, les batteries lithium-ion et les piles à combustible. Dans les batteries nickel-cadmium, la matière première, le nitrate de nickel, contient de 1 à 5 % de cobalt en poids. Quelques pour cent de nitrate de cobalt y sont ajoutés pour empêcher la corrosion de l’électrode positive.

Les piles nickel-métal-hydrure contiennent 5 à 10 % de cobalt en poids et ont connu une augmentation de la demande ces dernières années. Elles ont été développées pour remplacer les piles nickel-cadmium en raison des préoccupations environnementales.

Elles se composent d’une électrode de nickel (électrode positive), d’une électrode d’alliage de stockage d’hydrogène (électrode négative), d’un séparateur et d’un électrolyte alcalin. Des composés de cobalt servent de conducteurs pour l’électrode de nickel (électrode positive).

2. Traitement de surface

Le nitrate de cobalt est utilisé comme matière première pour les produits chimiques de placage et de traitement de surface. Il est utile en tant que tels pour les tôles d’acier alliées galvanisées à chaud utilisées dans les automobiles et les matériaux de construction, mais également pour les feuilles de cuivre destinées aux substrats d’aluminium ainsi qu’aux cartes de circuits imprimés.

Propriétés du nitrate de cobalt

Le nitrate de cobalt est disponible sous forme anhydre, trihydrate et hexahydrate, chacun ayant des propriétés différentes.

1. Anhydre

La forme anhydre du nitrate de Cobalt, Co(NH3)2, a un point de fusion de 100-105°C et est un solide rouge à température ambiante. On l’obtient en faisant réagir l’hexahydrate avec du pentoxyde de diazote (N2O5 ) ou en faisant réagir du nitrate d’argent avec du cobalt en poudre dans de l’ammoniac liquide.

2. Hexahydrate

L’hexahydrate Co(NH3)2-6H2O du nitrate de cobalt est un solide rouge à température ambiante avec un point de fusion de 55 °C. Comme il perd trois molécules d’eau au-dessus de 55 °C, l’hexahydrate précipite au-dessous de 55 °C et le trihydrate au-dessus de 55 °C lorsque la solution est chauffée.

L’hexahydrate de nitrate de cobalt est un cristal rouge à température ambiante, facilement soluble dans l’eau. La solution aqueuse est un liquide acide rouge-brun. Il est déliquescent dans l’air humide. La dissolution déliquescente est un phénomène par lequel un solide absorbe l’humidité de l’air et se dissout progressivement.

Le nitrate de cobalt est également soluble dans les solvants organiques tels que l’alcool et l’acétone. Il n’est pas inflammable, mais possède des propriétés catalytiques et accélère la combustion d’autres substances.

Autres informations sur le nitrate de cobalt

1. Comment le nitrate de cobalt est-il produit ?

Le nitrate de cobalt est produit en ajoutant de l’acide nitrique dilué au cobalt métal, à l’oxyde de cobalt, à l’hydroxyde de cobalt et au carbonate de cobalt.

• Co + 2HNO3 → Co(NO3)2 + H2
• Co(OH)2 + 2HNO3 → Co(NO3)2 + 2H2O
• CoCO3+ 2HNO3 → Co(NO3)2 + CO2 + H2O

2. Informations de sécurité sur le nitrate de cobalt

Portez toujours un masque, une cagoule et des gants lorsque vous le manipulez. Ne le touchez pas à mains nues. Conservez-le dans un récipient étanche à l’air car il s’agit d’un produit de marée. Évitez tout contact avec des matériaux combustibles. Effectivement, il existe un risque élevé d’incendie en cas de contact avec des agents chimiques ou des substances organiques.

En cas de contact avec la peau, lavez-la à l’eau et au savon. En cas de contact avec les yeux, rincez-les à l’eau pendant plusieurs minutes. En cas d’inhalation ou d’ingestion, contactez immédiatement un médecin.

Qu’est-ce que le nitrate d’aluminium ?

Le nitrate d’aluminium est un sel solide d’acide nitrique et d’aluminium.

Sa formule chimique est Al(NO3)3, sa masse molaire est de 213,0 g/mol, son point de fusion est de 73°C et son point d’ébullition de 135°C. Il existe sous de nombreux hydrates différents, mais le “nitrate d’aluminium nonahydrate” est le plus communément et le plus largement utilisé.

Propriétés du nitrate d’aluminium

Le nitrate d’aluminium est obtenu en dissolvant de l’aluminium dans de l’acide nitrique, puis en le concentrant. L’anhydrate est une poudre incolore, tandis que l’ixohydrate est un solide blanc à cristaux orthorhombiques. Le point de fusion de l’ixohydrate est plus bas, mais la température à laquelle il se décompose est plus élevée que celle de l’anhydrate.

Le composé peut également agir comme agent oxydant, car les ions nitrate ont des propriétés oxydantes. Il est soluble dans l’eau ainsi que l’éther, et les solutions aqueuses sont faiblement acides en raison de l’hydrolyse. Il est également stable dans des conditions normales, mais est hygroscopique et déliquescent. Si la forme anhydre est laissée à l’air, elle se transforme progressivement en hydrate.

Il est irritant pour la peau et surtout pour les yeux. Il convient donc d’être extrêmement prudent lors de sa manipulation, en portant par exemple des lunettes de protection.

Utilisations du nitrate d’aluminium

1. Dans l’industrie

Le nitrate d’aluminium est utilisé dans la production d’oxyde d’aluminium, car à 1 200-1 300 °C, il se décompose en ce dernier.

Il est également utilisé dans le secteur du cuir, où il sert d’auxiliaire de tannage et d’agent de finition. Il peut servir de mordant, notamment lorsque les colorants ne se fixent pas directement sur les fibres. Les ions d’aluminium de ce nitrate se combinent alors avec les molécules de colorant sur les fibres afin de former un colorant puissant insoluble dans l’eau.

Le nitrate d’aluminium peut également agir comme un métal de maintien autonome tel que le molybdène. Cela facilite l’hydrogénation en lui permettant de maintenir des métaux tels que le cobalt, qui agit comme un catalyseur pour l’hydrogénation. Cette propriété peut être utilisée comme catalyseur pour le raffinage du pétrole.

L’acide nitrique peut former un film d’oxyde appelé “passivité” à la surface de l’aluminium, du fer, du nickel, du chrome et du cobalt. La passivité est très résistante à l’oxydation externe, c’est pourquoi il sert parfois de protection contre la corrosion et d’agent de traitement de surface des métaux.

Les cristaux de nitrate d’aluminium ayant des propriétés similaires à celles des cristaux d’uranium, on peut s’en servir comme substitut de ces derniers dans les expériences de laboratoire sur la purification de l’uranium.

2. En chimie organique

En laboratoire, il peut être utilisé dans la synthèse de l’hydroxyde d’aluminium. En utilisant la nature libre de la base faible, l’hydroxyde d’aluminium peut être synthétisé en mélangeant du nitrate d’aluminium et de l’hydroxyde de sodium.

L’acide nitrique est aussi utilisé comme agent de nitrification, par exemple pour les anneaux de benzène, en raison de sa propriété de nitrer les composés organiques. Les ions nitrate peuvent servir de catalyseurs pour la synthèse organique, en catalysant une variété de réactions chimiques organiques.

3. Autres utilisations

Le nitrate d’aluminium est également utilisé comme inhibiteur de transpiration. Lorsqu’il est appliqué sur la peau, il réagit avec l’eau contenue dans les glandes sudoripares au plus profond de celles-ci. Il bloque ainsi les glandes et la kératine sur la couche supérieure de la peau. Cela inhibe physiquement la sécrétion de sueur et rend les glandes sudoripares dormantes, exerçant ainsi un effet anti-transpirant. Il est également largement utilisé comme abrasif et comme réactif analytique pour diverses substances.

Qu’est-ce que le nitrate de fer ?

Le nitrate de fer est un composé inorganique dont la formule peut être exprimée par Fe(NO3)3 ou Fe(NO3)2. Il s’agit d’un nitrate de fer, principalement divalent et trivalent. En général, le nitrate de fer trivalent est plus stable que le nitrate de fer bivalent et est plus couramment fabriqué.

Utilisations du nitrate de fer

1. Nitrate de fer (III)

Le nitrate de fer (III) est essentiellement utilisé lorsque des ions nitrate ou fer (III) doivent être utilisés. Les substances inorganiques courantes sont solubles dans l’eau, mais sont souvent insolubles dans les solvants organiques tels que les alcools. En revanche, le nitrate de fer (III) est soluble dans l’alcool et peut donc être utilisé dans des réactions avec des composés organiques.

Les ions fer, comme d’autres ions de métaux lourds, sont parfois utilisés comme matériaux de départ dans la synthèse de catalyseurs métalliques. Les ions nitrate sont également des réactifs fréquemment utilisés dans les réactions de composés organiques, comme la nitration des cycles benzéniques, et sont parfois utilisés comme agents oxydants dans les réactions entre composés inorganiques.

Il est également utilisé comme mordant lors de l’utilisation de colorants, comme agent épaississant pour la soie, comme agent tannant et dans divers réactifs analytiques.

2. Nitrate de fer (II)

L’hexahydrate de nitrate de fer (II) est moins utilisé car il est instable et présente un grand nombre des mêmes propriétés que le nitrate de fer (III). Il est plus souvent utilisé comme sous-produit de la production de nitrate de fer (III).

Cependant, lorsqu’il est chauffé, il émet de l’oxyde nitrique et précipite des sels d’hydroxyde contenant du Fe (+3), à partir desquels le nitrate de fer (III) peut être produit.

Propriétés du nitrate de fer

1. Nitrate de fer (III)

Le nitrate de fer (III) a un poids moléculaire de 241,86 g/mol, un point de fusion de 47,2°C et un poids spécifique de 1,68. Il existe sous la forme d’un solide violet clair à température et pression normales, mais se décompose à 125°C. Son numéro CAS est 10421-48-4. Il est assez soluble dans l’eau et également soluble dans l’alcool et l’éther.

Il se présente généralement sous la forme d’une coordination de neuf molécules d’eau sous la forme d’un hydrate de neuf. Les neuf hydrates sont également très solubles dans l’eau et l’éthanol et très déliquescents, ce qui signifie que si le solide est laissé à l’air, il absorbe l’humidité et se transforme en un liquide brun.

Lorsqu’il est chauffé, l’ixohydrate se décompose pour produire de l’acide nitrique, qui se transforme également en oxyde de fer Fe2O3 lorsqu’il est chauffé à chaud.

2. Nitrate de fer (II)

Le nitrate de fer (II) existe à l’état cristallin principalement sous forme d’hexahydrate, sans anhydride connu. Le poids moléculaire de l’hexahydrate est de 287,95 g/mol, son point de fusion est de 60,5 °C, son numéro CAS est 14013-86-6 et il se présente sous la forme d’un solide vert à température et pression ambiantes. Sa solubilité dans l’eau est très élevée et il se dissout facilement.

La solution aqueuse est acide et peut être abaissée à -12°C ou moins pour précipiter les neuf hydrates.

Autres informations sur le nitrate de fer

1. Processus de production du nitrate de fer (III)

Le nitrate de fer (III) est produit par dissolution du fer métallique dans 20 à 30 % d’acide nitrique. Selon la concentration de la solution et de l’acide au moment de la précipitation, il peut être hexahydraté ou ixahydraté. Les cristaux obtenus sont également caractérisés par leur incolore s’ils sont orthorhombiques et par leur violet pâle s’ils sont monocliniques.

L’hexahydrate est obtenu en saturant l’ixohydrate avec de l’acide nitrique fumant et en laissant le pentoxyde d’azote agir sur lui, ou en ajoutant de l’acide nitrique anhydre à l’ixohydrate fondu. Les propriétés physiques sont similaires à celles de l’ixohydrate.

2. Processus de production du nitrate de fer (II)

Le nitrate de fer (II) est produit par double décomposition entre le sulfate de fer (II) et l’acide nitrique (II) ou le nitrate de baryum. Une autre méthode consiste à réduire les solutions de nitrate de fer (III) avec de l’argent.

Lorsqu’il est précipité à partir d’une solution aqueuse, il se présente généralement sous la forme d’un hexahydrate vert pâle. Il est stable dans des conditions humides, mais se transforme en sels d’hydroxyde de fer (III) rouge foncé dans des conditions sèches.

3. Dangers du nitrate de fer

Les formes divalente et trivalente sont toutes deux oxydantes et irritantes. Il convient donc de porter des gants en caoutchouc, des lunettes de sécurité et des blouses de laboratoire lors de la manipulation. Le nitrate de fer (II) est également instable à l’air.

Il ne se décompose pas lorsqu’il est stocké dans une solution saturée, mais il faut veiller à ne pas le laisser à l’air.

Qu’est-ce que le nitrate de zinc ?

Le nitrate de zinc est un composé inorganique dont la composition est Zn(NO3)2.

Il est généralement distribué sous la forme hexahydratée Zn(NO3)2-6H2O plutôt que sous la forme anhydre. Le tétrahydrate Zn(NO3)2 – 4H2O existe également.

Le numéro de registre CAS pour la forme anhydre est le 7779-88-6, pour la forme tétrahydratée 9154-63-3 et 10196-18-6 pour la forme hexahydratée.

Utilisations du nitrate de zinc

Le nitrate de zinc est principalement utilisé comme matière première pharmaceutique, colorant mordant et catalyseur de traitement des résines. Parmi les autres utilisations figurent les réactifs analytiques, les agents de traitement de surface des métaux et les batteries rechargeables.

Le nitrate de zinc est en soi une substance non combustible. Il doit toutefois être manipulé avec précaution car il peut enflammer les matériaux combustibles et se révéler très dangereux pour le corps humain.

Propriétés du nitrate de zinc

1. Informations de base sur le nitrate de zinc (anhydre)

Le poids moléculaire du nitrate de zinc anhydre est de 189,36, son point de fusion est de 110°C et son aspect à température ambiante est celui de cristaux incolores. Il est extrêmement polyoxydant et réagit vigoureusement avec les substances inflammables, les sulfures métalliques et les substances réductrices. C’est également une substance déliquescente.

2. Informations de base sur le nitrate de Zinc (hexahydrate)

Le nitrate de zinc hexahydraté a un poids moléculaire de 297,49, un point de fusion de 36,4°C, un point d’ébullition de 105°C (décomposition). Il a un aspect de cristal floconneux incolore à température ambiante. Il est déliquescent et soluble dans l’eau ainsi que l’éthanol, mais pas dans l’éther. Sa solubilité dans l’eau est de 184,3 g/100 ml (20°C) et sa densité est de 2,065 g/mL.

Types de nitrate de zinc

Le nitrate de zinc est généralement vendu sous forme d’hexahydrate. Cette substance est vendue comme produit réactif pour la recherche et le développement et comme produit chimique industriel.

1. Produits réactifs pour la recherche et le développement

Les produits réactifs pour la recherche et le développement sont disponibles dans des volumes faciles à manipuler en laboratoire, tels que 10g, 25g et 500g. Ces substances sont souvent manipulées comme des produits nécessitant un stockage réfrigéré.

Les produits réactifs ont une utilisation unique : ils sont parfois utilisés pour quantifier les ions métalliques impurs coéxistants par spectrométrie d’émission plasma et spectrométrie d’absorption atomique.

2. Produits chimiques industriels

Les produits chimiques industriels sont disponibles dans des contenances relativement importantes, telles que les sacs en PE de 20 kg et les sacs en papier de 25 kg. Certains fabricants les proposent sous forme cristalline ou en solution. La substance est vendue par plusieurs fabricants en raison de ses nombreuses utilisations. On peut notamment le retrouver en tant que réactif analytique, agent de traitement de surface des métaux, catalyseur de traitement des résines et mordant.

Autres informations sur le nitrate de zinc

1. Synthèse du nitrate de zinc

Le nitrate de zinc peut être synthétisé en ajoutant de l’acide nitrique au zinc seul ou à l’oxyde de zinc. Le nitrate de zinc anhydre peut également être obtenu par réaction du chlorure de zinc avec le dioxyde d’azote.

2. Dangers et informations réglementaires sur le nitrate de zinc

Le nitrate de zinc est une substance oxydante qui peut contribuer à la création d’un incendie, bien qu’il soit lui-même ininflammable. Les produits de décomposition dangereux en cas de chauffage comprennent des oxydes d’azote et de zinc. La substance est également nocive pour le corps humain et l’ingestion orale peut provoquer des symptômes tels que des crampes d’estomac ainsi qu’une cyanose.

Les autres dangers comprennent le risque d’irritation de la peau et des yeux, ainsi que des voies respiratoires. 

Qu’est-ce que le nitrate de lithium ?

Le nitrate de lithium est un composé inorganique sous forme de cristaux blancs ou de poudre cristalline blanche.

Les principales informations relatives à la composition du nitrate de lithium sont les suivantes : formule: LiNO3, masse moléculaire de 68,95 et numéro d’enregistrement CAS : 7790-69-4.

Le nitrate de lithium a également un point de fusion de 264 °C et il est facilement soluble dans l’eau et légèrement soluble dans l’éthanol.

Utilisations du nitrate de lithium

Le nitrate de lithium est utilisé dans l’industrie comme matière première pour les feux d’artifice, les produits céramiques et les céramiques, ainsi que comme fluide caloporteur.

Le nitrate de lithium est également utilisé comme source d’ions lithium dans l’analyse et comme réactif expérimental, par exemple comme oxydant pour la préparation d’échantillons pour l’analyse par fluorescence X et dans la recherche sur les batteries.

Le nitrate de lithium devrait également trouver une utilisation pratique en tant que matériau actif de cathode contribuant à améliorer les performances des batteries secondaires au lithium, qui sont essentielles pour les véhicules électriques, qui deviendront probablement courante à l’avenir.

Qu’est-ce que le nitrate de magnésium ?

La formule chimique du nitrate de magnésium est Mg(NO3)2.

Il est généralement commercialisé sous la forme de nitrate de magnésium hexahydraté. Ce dernier est un cristal incolore ou blanc aux propriétés déliquescentes.

Il est produit par la méthode de neutralisation, qui implique la réaction de l’acide nitrique avec l’oxyde de magnésium. La solution aqueuse obtenue lors de cette réaction de neutralisation est refroidie, puis précipitée sous forme de nitrate magnésium hexahydrate.

Le point de fusion du nitrate de magnésium hexahydraté est de 88,9°C. Il doit donc être stocké et utilisé à une température inférieure à 88,9°C, car si on le chauffe à plus de 88,9°C, il se transforme en nitrate de magnésium basique.

Utilisations du nitrate de magnésium

1. Engrais

Le nitrate de magnésium est utilisé comme engrais pour les plantes. Le magnésium est un constituant important pour la production de chlorophylle, dont les plantes ont besoin pour la photosynthèse. Un manque de magnésium peut donc entraîner une carence, qui provoque une diminution de la chlorophylle et un jaunissement des feuilles. Pour prévenir les carences en magnésium, le nitrate de magnésium est utilisé comme pré- et post-fertilisant.

Comme il est soluble dans l’eau, il se dissout bien dans l’humidité du sol et est facilement absorbé par la plante tel quel, avec un effet immédiat. En revanche, il présente l’inconvénient de se dissoudre dans l’eau et de s’écouler en cas de fortes précipitations.

2. Matière première pour la poudre à canon

Le nitrate de magnésium joue également un rôle important en tant que matière première de la poudre à canon. Tout comme le nitre (nitrate de potassium), il agit comme un agent oxydant. En effet, le nitrate de magnésium libère lui-même de l’oxygène lors de la combustion, fournissant ainsi l’oxygène nécessaire à la combustion d’autres combustibles. Cette propriété contribue à augmenter le pouvoir explosif et la vitesse de combustion de la poudre à canon.

3. Fabrication de feux d’artifice

On retrouve également le nitrate de magnésium dans la fabrication de feux d’artifice. En particulier, la lumière blanche produite par la réaction de flamme du magnésium améliore particulièrement l’apparence de ceux-ci. Lorsque le magnésium est brûlé, des étincelles chaudes jaillissent et sont oxydées dans l’air, libérant une lumière blanche très brillante.

4. Autres

Les autres utilisations comprennent l’agent de déshydratation pour l’acide nitrique concentré et la matière première pour les produits chimiques à base de magnésium.

Propriétés du nitrate de magnésium

Le nitrate de magnésium hexahydraté est un solide cristallin blanc. Il est soluble dans l’eau (0 °C : 233 g/100 g) et sa solution aqueuse est alcaline. Il est également soluble dans les solvants organiques tels que l’éthanol et le méthanol. Il se dissout dans l’acide nitrique dilué, générant de l’hydrogène et du dioxyde d’azote, mais pas dans les solutions aqueuses alcalines.

En raison de sa forte affinité pour l’eau, l’hexahydrate ne se déshydrate pas lorsqu’il est chauffé. Il se décompose en oxyde de magnésium et en oxydes d’oxygène et d’azote.

4Mg(NO3)2, 6H2O + chaleur → 4MgO + 2NO2 + 2N2O + O2 + 6H2O

Autres informations sur le nitrate de magnésium

1. Processus de production du nitrate de magnésium

Le nitrate de magnésium à usage industriel est synthétisé de différentes manières. La réaction de l’acide nitrique avec le magnésium métallique se fait dans un sens, tandis que la réaction avec le MgO se fait dans un autre. L’hydroxyde de magnésium et le nitrate d’ammonium forment également des produits, mais l’ammoniac est un sous-produit.

• 2HNO3 + Mg → Mg(NO3)2 +H2
• 2HNO3 + MgO → Mg(NO3)2 +H2O
• Mg(OH)2 + 2NH4NO3 → Mg(NO3)2 + 2NH3 + 2H2O

2. Informations de sécurité sur le nitrate de magnésium

Le nitrate de magnésium est un agent oxydant puissant, et sa réaction avec des substances inflammables ou réductrices peut entraîner des risques d’incendie ou d’explosion. Les mélanges de nitrate de magnésium avec de l’ester méthylique ou de l’ester éthylique sont susceptibles d’exploser en raison de la formation de nitrate de méthyle ou de sulfate d’éthyle.

Portez toujours un masque, des lunettes et des gants lorsque vous manipulez du nitrate de magnésium. Ce dernier est soluble dans l’eau et doit être stocké dans des conteneurs fermés. Il est donc important d’éviter tout contact avec des matériaux combustibles, car il existe un risque d’incendie s’il entre en contact avec des agents oxydants ou des substances organiques.

En cas de contact avec la peau, lavez-la à l’eau courante et au savon. En cas de contact avec les yeux, rincez-les à l’eau courante pendant plusieurs minutes. En cas d’inhalation ou d’ingestion, contactez immédiatement un médecin.

Qu’est-ce que le nitrate de baryum ?

Le nitrate de baryum est également connu sous le nom de dinitrate de baryum ou de bisnitrate de baryum.

Il est représenté par la formule chimique Ba(NO3)2 et a une masse moléculaire de 261,34 g/mol. Le numéro d’enregistrement CAS 10022-31-8 lui a été attribué, ce qui constitue un numéro chimique unique.

À température et pression ambiantes, il se présente sous la forme d’un cristal blanc ou d’une poudre cristalline et est inodore. Sa solubilité dans l’eau est de 90 g/L à 20°C, mais il est presque insoluble dans l’éthanol et l’acétone.

Utilisations du nitrate de baryum

Le nitrate de baryum est un agent oxydant relativement stable et il est utilisé dans la fabrication du Carlit, de la pyrotechnie (feux d’artifice, bombes fumigènes, etc.), du verre optique, des émaux, des produits pharmaceutiques, des produits chimiques pour le caoutchouc et dans bien d’autres domaines.

Le Carlit est un explosif composé principalement de perchlorate d’ammonium. Il a été inventé à l’étranger et utilisé dans un grand nombre de domaines, y compris les travaux de génie civil, qui se sont développés au Japon après avoir été brevetés en 1918. Le verre optique est principalement fabriqué à partir de pierre de silice et de sable siliceux, qui contiennent très peu d’impuretés nuisant à la transparence.

C’est pourquoi ils sont souvent utilisés pour la propagation de la lumière dans les éléments optiques et les guides de lumière qui transmettent la lumière, tels que les lentilles, les prismes, les filtres optiques et les plaques de fenêtre des détecteurs. Elles sont également utilisées comme échantillons d’analyse qualitative pour déterminer les substances contenues dans un échantillon donné.

Connus sous le nom de poudre à canon et d’explosifs transformés, les produits pyrotechniques sont largement utilisés dans le domaine de l’exploration spatiale, notamment les feux d’artifice, les airbags des voitures et les fusées.

Propriétés du nitrate de baryum

Le nitrate de baryum bien qu’il soit lui-même incombustible, peut s’enflammer et brûler violemment lorsqu’il est mélangé à des combustibles, et doit donc être manipulé avec précaution.

Le nitrate de baryum est un agent oxydant puissant qui réagit avec les substances combustibles et réductrices. Il peut également se décomposer sous l’effet de la chaleur et produire des oxydes d’azote, qui peuvent réagir avec les poudres métalliques et présenter un risque d’incendie et d’explosion.

Autres informations sur le nitrate de baryum

1. Précautions de manipulation et de stockage

Lors de la manipulation ou du stockage du Nitrate de baryum, les précautions suivantes doivent être prises :

• Stocker à l’extérieur ou dans un endroit bien ventilé.
• Éviter tout mélange avec des agents oxydants, des agents réducteurs et des combustibles.
• Stocker dans un endroit frais et sombre, à l’abri de la lumière directe du soleil.
• En cas de stockage dans des zones où des poussières sont générées, toujours utiliser des appareils et équipements étanches ou une ventilation locale.

2. Processus de production du nitrate de baryum

Les méthodes suivantes sont utilisées pour produire du nitrate de baryum :

• Réaction d’un acide et d’une base, par exemple : 2HNO₃ + Ba(OH)₂ → Ba(NO₃)₂ + 2H₂O
• Réaction d’une base avec un oxyde acide, par exemple : Ba(OH)₂ + N₂O₅ → Ba(NO₃)₂ + H₂O
• Réaction d’oxydes basiques et acides, par exemple : BaO + 2HNO₃ → Ba(NO₃)₂ + H₂O
• Réaction d’oxydes basiques avec des oxydes acides, par exemple : BaO + N₂O₅ → Ba(NO₃)₂
• Réaction de sels faibles avec des acides forts, par exemple : BaF₂ + 2HNO₃ → Ba(NO₃)₂ + 2HF
• Réaction d’un sel d’une base faible avec une base forte, par exemple : Sn(NO₃)₂ + Ba(OH)₂ → Ba(NO₃)₂ + Sn(OH)₂
• Réaction d’un métal actif avec un acide, par exemple : Ba + 2HNO₃ → Ba(NO₃)₂ + H₂