APERÇU
Le nitrate d’ammonium (uh-MOH-ni-um NYE-trate) est une substance cristalline blanche fabriquée artificiellement pour la première fois en 1659 par le chimiste allemand Johann Rudolf Glauber (1604-1670). Le composé ne se trouve pas dans la nature car il est si soluble qu’il est éliminé du sol par la pluie et les eaux de surface. Le nitrate d’ammonium est stable à des températures plus basses, mais a tendance à se décomposer de manière explosive lorsqu’il est chauffé à des températures supérieures à 200 ° C (390 ° F). Ses deux utilisations les plus importantes aujourd’hui sont les engrais et les explosifs. En 2004, il se classait au quatorzième rang de tous les produits chimiques fabriqués aux États-Unis. Un peu plus de six millions de tonnes métriques (6,6 millions de tonnes courtes) de ce composé ont été produites en 2004.
FAITS CLÉS
AUTRES NOMS:
Salpêtre allemand; salpêtre de Norvège; acide nitrique, sel d’ammonium
FORMULE:
NH4NO3
ÉLÉMENTS:
Azote, hydrogène, oxygène
TYPE DE COMPOSÉ:
Sel inorganique
ÉTAT:
Solide
POIDS MOLÉCULAIRE:
80,04 g / mol
POINT DE FUSION:
169,6 ° C (337.3 ° F)
POINT D’ÉBULLITION:
211 ° C (412 ° F); se décompose à son point d’ébullition
SOLUBILITÉ:
Très soluble dans l’eau, soluble dans l’alcool et l’acétone
COMMENT IL EST FABRIQUÉ
Le nitrate d’ammonium est fabriqué commercialement par passage d’ammoniac gazeux (NH3) et une solution aqueuse d’acide nitrique (HNO3) à travers un tuyau. L’ammoniac se combine avec l’acide nitrique pour former du nitrate d’ammonium. La formule de cette réaction peut s’écrire NH3 + HNO3 → NH4NO3.
De grandes quantités de chaleur sont libérées pendant la réaction, de sorte que le tuyau et l’équipement de support doivent être très solides. La solution de nitrate d’ammonium dans l’eau est laissée s’évaporer, laissant derrière elle des cristaux blancs purs du composé.
UTILISATIONS COURANTES ET DANGERS POTENTIELS
La principale utilisation du nitrate d’ammonium est la fabrication d’engrais. En 2005, environ 2 millions de tonnes métriques (2,2 millions de tonnes courtes) d’engrais au nitrate d’ammonium ont été utilisées aux États-Unis. Le composé est ajouté au sol pour fournir l’azote dont les plantes ont besoin pour pousser. Il peut être utilisé seul ou en association avec un autre composé riche en azote, l’urée, dans un mélange appelé UAN.
Le nitrate d’ammonium est également un composant important de certains explosifs. Il fournit l’oxygène nécessaire pour que d’autres matériaux prennent feu et brûlent très rapidement, produisant une explosion. Un type d’explosif courant est constitué de nitrate d’ammonium mélangé à du mazout et appelé ANFO (mazout à base de nitrate d’ammonium). Lorsque le mélange est chauffé, le nitrate d’ammonium se décompose pour libérer de l’oxygène, ce qui provoque la combustion rapide (explosion) du mazout.
Faits intéressants
- Glauber a nommé le composé qu’il a découvert en 1659 nitrum flammans, du latin « flaming nitre. »Il a choisi ce nom en raison de la tendance du composé à exploser lorsqu’il est exposé à la chaleur.
- Une explosion de nitrate d’ammonium à Texas City, au Texas, le 16 avril 1947, a été responsable du pire accident industriel de l’histoire des États-Unis. Alors qu’il était chargé dans deux navires au port de Texas City, plus de 7,5 millions de kilogrammes (17 millions de livres) de nitrate d’ammonium ont été exposés aux flammes et ont explosé. La force de l’explosion était si grande qu’elle pouvait être ressentie à plus de 400 kilomètres (250 miles) en Louisiane. Les responsables estiment le nombre de morts à 581 personnes, avec plus de 5 000 blessés.
- Deux Américains, Timothy McVeigh et Terry Nichols, ont utilisé un chargement de nitrate d’ammonium et d’autres matériaux pour faire sauter le bâtiment fédéral Alfred P. Murrah à Oklahoma City, Oklahoma, le 19 avril 1995. L’événement a été l’un des pires incidents terroristes jamais survenus sur le sol américain.
Certaines autres utilisations du nitrate d’ammonium sont les suivantes:
- Dans les feux d’artifice, où il fournit l’oxygène nécessaire pour enflammer d’autres produits chimiques;
- Dans la fabrication du protoxyde d’azote (N2O), communément appelé gaz hilarant;
- Dans les moteurs de fusée, où il fournit l’oxygène nécessaire pour brûler le carburant de la fusée;
- Dans la fabrication d’allumettes de sécurité, où le composé fournit de l’oxygène aux substances qui prennent feu lorsque l’allumette est frappée; et
- Comme nutriment dans la transformation commerciale des levures et des antibiotiques en croissance.
POUR PLUS D’INFORMATIONS
Gorman, Christine. » La Bombe qui se cache dans l’Abri de jardin. »Heure (1er mai 1995) : 54.
Voir Aussiammonie, Acide Nitrique, Protoxyde d’azote