Qu’est-ce que le nitrite d’ammonium ?
Le nitrite d’ammonium est un type de nitrite, un cristal incolore.
Il s’agit d’un composé très instable et réactif utilisé dans la fabrication de divers composés organiques, d’engrais et d’explosifs. Il est hautement explosif et se décompose en produisant de l’oxyde nitreux, de l’eau et de l’azote gazeux.
Il est obtenu en faisant réagir l’oxyde d’azote avec de l’ammoniac ou du carbonate d’ammonium. Il est soluble dans les marées et très instable, ce qui signifie qu’il se décompose en eau et en azote même à température ambiante.
Le nitrite d’ammonium est obtenu en faisant réagir de l’oxyde d’azote avec de l’ammoniac ou du carbonate d’ammonium à basse température et à haute pression.
Utilisations du nitrite d’ammonium
Le nitrite d’ammonium (NH4NO2) a des applications limitées en raison de son instabilité et est principalement réservé à un usage en laboratoire. Le nitrite d’ammonium est principalement utilisé comme réactif pour la production d’azote gazeux.
Il est également utilisé comme source d’azote dans la fabrication d’engrais et d’explosifs tels que la dynamite. Toutefois, en raison de sa nature très instable, il n’est pas souvent utilisé dans la fabrication commerciale d’explosifs. De plus, le nitrite d’ammonium a été utilisé comme composant du carburant de fusée et comme réactif expérimental dans la synthèse d’autres composés.
Le nitrite d’ammonium est souvent utilisé comme engrais, comme ingrédient dans les explosifs, comme matière première pour les nitrites et comme réfrigérant. L’exemple le plus connu est celui du réfrigérant. Comme le nitrite d’ammonium, il est mélangé à de l’eau pour provoquer une réaction endothermique qui a un effet refroidissant.
Lorsqu’il est utilisé comme engrais, l’azote séparé du nitrite d’ammonium peut être oxydé par les micro-organismes présents dans le sol et transformé en azote-nitrite.
Propriétés du nitrite d’ammonium
Le nitrite d’ammonium est très soluble dans l’eau et est hygroscopique. Au contact de surfaces métalliques, il peut former une solution corrosive.
Le nitrite d’ammonium est également un solide cristallin blanc ou légèrement jaune. Il s’agit d’un composé très instable et réactif, qui se décompose progressivement en eau et en azote à température ambiante.
Il se décompose également de manière explosive en cas de chauffage, d’impact ou de frottement. En effet, le nitrite d’ammonium est un puissant agent oxydant et peut facilement donner de l’oxygène à d’autres composés.
Les solutions de nitrite d’ammonium sont stables à un pH élevé et à des températures basses et peuvent exploser si le pH tombe en dessous de 7,0. Pour maintenir un pH sûr, on ajoute généralement de l’eau ammoniaquée.
Structure du nitrite d’ammonium
Le nitrite d’ammonium est représenté par la formule chimique NH4NO2 et a une structure composée d’ions ammonium (NH4+) et d’ions nitrite (NO2-) liés ensemble de manière ionique. La molécule a une structure tétraédrique, avec un arrangement symétrique d’atomes d’azote et de quatre atomes d’hydrogène.
L’ion nitrite a une structure asymétrique avec des doubles liaisons dans une direction. La forme de la molécule est linéaire, avec un angle de liaison N-N-O de 120°.
Autres informations sur le nitrite d’ammonium
Méthodes de production du nitrite d’ammonium
Le nitrite d’ammonium est préparé par l’absorption de gaz de dioxyde d’azote et de monoxyde d’azote dans de l’eau ammoniaquée. Il peut également être obtenu en combinant des nitrites de baryum et de plomb avec du sulfate d’ammonium, ou par des réactions utilisant du nitrite d’argent et du chlorure d’ammonium, ou du perchlorate d’ammonium et du nitrite de potassium.
Les précipités produits lors de ces réactions sont filtrés et le filtrat est concentré pour former des cristaux incolores solubles dans l’eau. Il peut également être synthétisé par oxydation de l’ammoniac avec de l’ozone ou du peroxyde d’hydrogène.
Le nitrite d’ammonium produit par ces méthodes doit être manipulé avec précaution car il se décompose facilement à l’air et à l’humidité pour former du nitrate d’ammonium et de l’ammoniac.