Dans cette fiche explicative, nous allons apprendre à décrire les propriétés physiques et chimiques de l’acide nitrique et ses utilisations.
L’acide nitrique () est un acide minéral incolore que l’on trouve couramment sous forme diluée dans les laboratoires scolaires. Il est très corrosif sous sa forme concentrée, qui contient environ acide nitrique. La forme concentrée est un liquide à température ambiante et bout à environ .
La structure moléculaire de l’acide nitrique peut être représentée par différentes structures de résonance. La structure moléculaire réelle se situe entre les deux principales structures de résonance, comme indiqué dans la figure ci-dessous.
Il est possible de préparer de l’acide nitrique en laboratoire, bien que des précautions doivent être prises en raison de la nature corrosive des acides concentrés. Le dispositif expérimental est illustré sur le schéma ci-dessous.
Dans cette préparation, du nitrate de potassium (ou de sodium) est ajouté à l’acide sulfurique. Une fois que le nitrate de potassium et l’acide sulfurique concentré ont été mélangés, ils sont chauffés doucement en s’assurant que la température ne dépasse pas , ce qui pourrait décomposer l’acide nitrique produit. L’acide nitrique, le distillat dans cette réaction, est ensuite recueilli dans un ballon et maintenu au frais dans un bain de glace.
L’équation chimique de cette préparation d’acide nitrique est
Exemple 1: Identifiez la formule chimique correcte pour les réactifs et les produits dans la synthèse de l’acide nitrique
L’acide nitrique peut être produit en mélangeant du nitrate de sodium avec de l’acide sulfurique et en chauffant le mélange à . Laquelle des propositions suivantes est la bonne équation chimique pour cette réaction ?
Réponse
Cette question teste nos connaissances sur les formules chimiques correctes pour les réactifs et les produits impliqués dans la synthèse de l’acide nitrique.
Le nitrate de sodium a la formule chimique et donc les réponses C et E sont incorrectes. Le composé sodium dans l’équation A est en réalité du nitrite de sodium et non du nitrate. Cela nous laisse avec les options B et D.
D contient une formule incorrecte pour l’acide sulfurique, qui est correctement écrite comme étant dans la réponse B, la bonne réponse.
Dans l’expérience de préparation ci-dessus, nous avons évité les températures élevées lorsqu’il s’agit d’acide nitrique. Des précautions doivent toujours être prises éviter de pas chauffer l’acide nitrique concentré car il peut se décomposer et produire des fumées brunes toxiques de dioxyde d’azote :
Cette décomposition se produit dans une bien moindre mesure même à température ambiante, l’acide nitrique concentré étant également soumis à une légère décomposition. Pour ces deux raisons, l’acide doit être conservé dans des bouteilles de réactif fumées (brunes) dans un entrepôt frais. La couleur brune du dioxyde d’azote produit lors de cette décomposition est ce qui donne aux anciens échantillons d’acide nitrique concentré une couleur jaune caractéristique. L’autre gaz produit par la décomposition est le dioxygène, ainsi que de l’eau liquide.
Exemple 2: Calculez la variation de l’état d’oxydation de l’azote dans l’oxydation du graphite
L’acide nitrique est un puissant agent oxydant et réagit même avec le carbone élémentaire comme le graphite (un allotrope), comme indiqué :
De quelle valeur le degré d’oxydation de l’azote change-t-il au cours de cette réaction ?
Réponse
L’hydrogène a toujours un degré d’oxydation de sauf s’il fait partie d’un hydrure tel que . L’oxygène est plus électronégatif que l’azote, et donc dans l’ion nitrate, il a un degré d’oxydation de .
En tant que tel, le degré d’oxydation de l’azote dans l’acide nitrique est de , sachant que le degré d’oxydation de l’oxygène doit être et celui de l’hydrogène doit être .
Dans les produits, nous voyons de l’azote sous forme d’oxyde nitrique. Encore une fois, étant donné que l’oxygène doit avoir un degré d’oxydation de , l’azote doit avoir un degré d’oxydation de . Cela signifie que la différence entre et est , qui est la bonne réponse.
L’acide nitrique réagit avec les métaux. Cependant, les produits de la réaction dépendent beaucoup du métal en question et de la concentration en acide nitrique.
Lorsque l’on considère les métaux plus actifs que l’hydrogène, tels que le magnésium et le zinc, l’acide nitrique très dilué réagit de la même manière que les autres acides minéraux, produisant un sel et du dihydrogène gazeux :
Cependant, à des concentrations plus élevées, l’acide nitrique peut commencer à agir comme un agent oxydant. Nous pouvons observer la nature oxydante de l’acide nitrique dans la réaction suivante entre le fer métallique et l’acide nitrique plus concentré produisant des ions :
Pour les métaux moins actifs que l’hydrogène, l’acide nitrique agit comme un agent oxydant, en oxydant d’abord le métal en oxyde, qui réagit ensuite avec l’acide nitrique pour former le sel de nitrate du métal, l’oxyde nitrique et l’eau :
Les réactions des métaux avec l’acide nitrique concentré peuvent produire des effets oxydants plus importants, tels que la réaction de l’acide nitrique concentré avec le cuivre métallique :
Exemple 3: Ordonnez les réactions du magnésium métallique avec des concentrations variables en acide nitrique
Le magnésium peut réagir avec différentes concentrations d’acide nitrique pour produire différents produits. Mettez les réactions suivantes dans l’ordre de la concentration d’acide nitrique utilisée dans la réaction du moins au plus concentré :
Réponse
Bien que l’acide nitrique se comporte de la même manière que les autres acides minéraux à de faibles concentrations, à des concentrations plus élevées il peut agir comme un agent oxydant.
Les acides minéraux dilués réagissent communément avec les métaux pour former un sel et du dihydrogène gazeux comme le montre l’équation 2, et donc la concentration d’acide nitrique la plus faible est utilisée dans l’équation 2.
Lorsque la concentration d’acide nitrique augmente, la nature oxydante est plus facile à voir, et au début cela se traduit par la production d’oxyde nitrique ().
À mesure que la concentration augmente, l’oxyde nitrique est d’avantage oxydé en dioxyde d’azote (). Ces deux espèces chimiques azotées correspondent respectivement aux équations 3 et 1, nous donnant notre ordre final de 2, 3, 1.
Cependant, lorsque le fer, le cobalt, le chrome, le nickel et l’aluminium réagissent avec l’acide nitrique concentré, ils forment une couche d’oxyde à la surface du métal. Ce processus est appelé passivation et protège le métal en dessous de toute réaction avec l’acide nitrique concentré.
Définition : Passivation
Une substance active devient passivée par la formation d’une couche de passivation.
Comment : Effectuer le test de l’anneau brun pour les nitrates
Il est possible de tester la présence d’un ion nitrate () en effectuant le test de « l’anneau brun ».
Une solution concentrée de sulfate de fer(II) fraîchement préparée est mélangée avec la solution non identifiée qui peut contenir des ions nitrate. Après les avoir mélangé dans un tube à essai, quelques gouttes d’acide sulfurique concentré sont soigneusement laissées couler le long des parois intérieures. Lorsque l’acide sulfurique concentré entre en contact avec le mélange à la surface du liquide, un anneau brun apparaît, qui disparaît ensuite lorsque le tube est secoué ou chauffé. Il y a deux étapes de réactions qui se produisent dans ce test. Au départ, l’oxyde nitrique () est produit in situ :
L’oxyde nitrique produit peut alors réagir avec le sulfate de fer(II) fraîchement préparé pour produire un solide marron contenant le complexe de fer . Une interprétation simplifiée de cette réaction est la suivante :
Le test de l’anneau brun décrit ci-dessus ne fonctionne pas en présence d’ions nitrite (), et il est donc utile de pouvoir faire la différence entre les ions nitrite et nitrate.
Exemple 4: Testez la présence d’ions nitrate à l’aide du test de l’anneau brun
Un étudiant a voulu déterminer si des ions nitrate étaient présents dans une solution. Il a d’abord ajouté du sulfate de fer(II) à la solution avant d’ajouter lentement de l’acide sulfurique concentré. Il a remarqué la formation de deux couches avec un anneau coloré à l’interface. Si des ions nitrate étaient présents, quelle serait la couleur de l’anneau ?
Réponse
Afin de tester la présence d’anions nitrate, une solution fraîchement préparée de sulfate de fer(II) doit être utilisée. La solution de sulfate de fer est ensuite mélangée avec la solution qui peut contenir des ions nitrate.
De l’acide sulfurique concentré est délicatement ajouté à l’intérieur du tube à essai et laissé couler le long des parois internes. Lorsque l’acide atteint la surface du liquide, il entre en contact avec l’oxyde nitrique produit par la réaction entre le sulfate de fer(II) et les ions nitrate. L’acide réagit avec l’oxyde nitrique, et un solide marron se forme contenant un complexe ionique de et d’oxyde nitrique.
La bonne réponse est donc marron.
Les ions nitrate et nitrite peuvent être distingués par leurs réactions (ou leur absence de réaction) avec le permanganate de potassium acidifié. Dans le cas des ions nitrite, le permanganate de potassium acidifié perd sa couleur pourpre foncé lorsqu’il est réduit en ions manganèse(II) :
Les ions nitrate ne réduisent pas les ions permanganate, et par conséquent, il n’y a pas de changement de couleur.
Il convient de noter cependant que les résultats de ces tests ne sont pas spécifiques des ions nitrate et nitrite et que d’autres anions peuvent produire les mêmes résultats. Par conséquent, les résultats positifs de ces tests ne confirment pas définitivement la présence d’ions nitrate ou nitrite.
Comme nous l’avons vu, l’acide nitrique est un bon agent oxydant et est utilisé à l’échelle industrielle dans la production du nylon, mais aussi comme oxydant pour les fusées à propulsion liquide. Il peut également être utilisé comme agent nettoyant, dans l’industrie des engrais, et même dans la communauté des menuisiers pour vieillir artificiellement le pin et l’érable !
Points clés
- L’acide nitrique peut être préparé en laboratoire à partir de la réaction entre du nitrate de potassium ou de sodium et de l’acide sulfurique.
- L’acide nitrique est un acide minéral incolore, fort et corrosif.
- L’acide nitrique se décompose lorsqu’il est chauffé pour produire du et est un agent oxydant efficace.
- L’acide nitrique réagit de différentes manières avec différents métaux en fonction de l’activité du métal et de la concentration de l’acide nitrique.
- L’acide nitrique forme des couches d’oxyde métallique à la surface de certains métaux dans un processus connu sous le nom de passivation.
- La présence d’ions nitrate peut être partiellement déterminée en utilisant le test de l’anneau brun.
- La présence d’ions nitrite peut être partiellement déterminée par la décoloration du permanganate de potassium.
- L’acide nitrique est utilisé comme précurseur pour de nombreuses réactions de chimie organique, comme oxydant et dans d’autres domaines.
