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Vidéo de la leçon : Les propriétés de l’acide nitrique Chimie

Dans cette vidéo, nous allons apprendre à décrire les propriétés physiques et chimiques ainsi que les utilisations de l’acide nitrique.

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Transcription de vidéo

Dans cette vidéo, nous étudierons l’acide nitrique, sa fabrication en laboratoire, ses propriétés physiques et chimiques et certaines de ses réactions, ainsi que ses utilisations. Commençons par examiner certaines applications et utilisations commerciales et industrielles de l’acide nitrique.

L’acide nitrique, ou HNO3, est une substance de départ très utile et courante pour de nombreux produits dans l’industrie. Il est composé de l’ion H+ (ou ion hydrogène) lié à l’ion NO3- (ou ion nitrate). Un ancien nom latin pour cet acide est « aqua fortis », ce qui signifie eau forte. Bien que ce composé ne soit pas de l’eau, il peut se dissoudre dans l’eau et est incolore comme l’eau sous sa forme la plus pure. La première synthèse d’acide nitrique enregistrée a été réalisée environ en l’an 800 après JC par un alchimiste. Depuis lors, les hommes ont trouvé de nombreuses utilisations à cet acide.

Il est utilisé dans la production de colorants, que nous utilisons pour changer la couleur des tissus; dans la production de drogues et de médicaments; pour purifier et traiter l’or et l’argent ainsi que des nanotubes de carbone; pour graver des surfaces métalliques, ce qui consiste à traiter certaines parties d’une surface métallique avec un acide fort pour créer un motif, par exemple, sur certaines médailles; en tant qu’agent oxydant dans le carburant de fusée. L’acide nitrique est utilisé comme réactif dans l’analyse élémentaire en laboratoire. L’analyse élémentaire, c’est quand un scientifique détermine quels éléments sont présents dans un échantillon, et en quelles quantités ils sont présents.

L’acide nitrique est également utilisé dans la fabrication des explosifs. Peut-être avez-vous entendu parler du TNT (ou trinitrotoluène). Cette substance, ainsi que la nitroglycérine, sont les principaux composants de la dynamite. L’une des applications les plus importantes de l’acide nitrique est peut-être la production d’engrais. De nombreux engrais sont des sels d’acide nitrique. Cette équation montre la production du composant des engrais : le nitrate d’ammonium. L’ammoniac et l’acide nitrique concentré participent à une réaction de synthèse pour produire ce produit contenu dans les engrais.

Maintenant que nous savons à quel point l’acide nitrique est utile, voyons comment il est fabriqué en laboratoire. Voici le montage expérimental utilisé pour fabriquer de l’acide nitrique. De l’acide sulfurique concentré et un sel de nitrate sec (par exemple, du nitrate de sodium), sont ajoutés ensemble dans une cornue en verre. Le mélange est chauffé avec un bec Bunsen. La réaction suivante se produit. Les produits sont le bisulfate de sodium et l’acide nitrique. Cet acide nitrique est dégagé sous forme d’émanations brunes dans la cornue. L’acide nitrique est distillé, refroidi et collecté. Maintenant, le produit d’acide nitrique est très concentré et fumant.

L’acide nitrique pur est liquide, incolore et limpide. Cependant, il peut se décomposer en une forme jaune. La couleur jaune de l’acide nitrique peut provenir du dioxyde d’azote, qui est l’un des produits de décomposition. La chaleur ou la lumière peut causer cette décomposition, et c’est pourquoi l’acide nitrique est stocké dans des bouteilles opaques (marron).

Concentrons-nous maintenant sur les propriétés physiques de l’acide nitrique. Nous avons vu que l’acide nitrique sous sa forme pure est un liquide incolore à température ambiante, bien que l’acide nitrique disponible dans le commerce soit jaune-brun en raison de la décomposition partielle en dioxyde d’azote gazeux. Sa densité est de 1,51 grammes par centimètre cube. Il s’agit de la version anhydre (ou sans eau) de l’acide nitrique à 20 degrés Celsius. L’acide nitrique concentré acheté dans le commerce n’est pas anhydre mais contient environ 68 pour cent en masse d’acide nitrique dissous dans l’eau. L’acide nitrique est très soluble dans l’eau et complètement miscible en toutes proportions. Cela est dû à la nature ionique des constituants de l’acide nitrique et à la nature polaire de l’eau.

Le point de fusion de l’acide nitrique pur est de moins 42 degrés Celsius, et le point d’ébullition de 83 degrés Celsius. Sous sa forme pure solide, l’acide nitrique est blanc. Notez, cependant, que l’acide nitrique disponible dans le commerce a des points de fusion et d’ébullition différents en raison de la présence d’eau. L’acide nitrique a une odeur âcre suffocante, surtout sous sa forme pure, lorsqu’il est fumant. Il est toxique à inhaler, corrosif et oxydant par nature, provoquant des brûlures et des dommages aux tissus biologiques ainsi que des dommages aux métaux. Nous étudierons un peu plus tard le caractère oxydant de l’acide nitrique.

Enfin, l’acide nitrique est un acide fort. Son caractère oxydant ainsi que sa force sont en réalité des propriétés chimiques. Voyons maintenant quelques propriétés chimiques de cet acide.

Nous avons dit que l’acide nitrique est un acide fort. Cela signifie qu’il se dissocie ou s’ionise complètement en ions dans l’eau. Nous avons déjà vu comment il se scinde en l’ion hydrogène et l’ion nitrate. Et, et l’ion hydrogène peut réagir avec l’eau pour produire l’ion hydronium H3O+. Les ions hydronium font que le papier de tournesol bleu vire au rouge, confirmant qu’il s’agit bien d’un acide. Nous avons également vu que l’acide nitrique se décompose en présence de chaleur ou de la lumière du soleil. Nous avons vu cette équation plus tôt. Et nous avons appris que cette décomposition transforme l’acide nitrique liquide incolore en une couleur jaune-brun, en raison de la présence de dioxyde d’azote gazeux. Lorsque cette décomposition se produit en raison de la chaleur, nous l’appelons une décomposition thermique.

Maintenant, comme l’acide nitrique est un acide, il peut réagir avec une base. L’équation générale de la réaction entre un acide et une base est l’acide plus la base donne un sel plus de l’eau. Dans le cas de l’acide nitrique, il peut réagir avec une base, en particulier une base alcaline - par exemple, l’hydroxyde de sodium - pour produire le sel de nitrate de sodium et de l’eau. L’acide nitrique peut également réagir avec une base qui est un oxyde métallique ou un oxyde basique, par exemple l’oxyde de potassium, produisant du sel de nitrate de potassium et de l’eau. De nombreux acides, y compris l’acide nitrique, peuvent réagir avec un carbonate de métal pour produire un sel, de l’eau et du dioxyde de carbone. Voici un exemple de cette réaction en utilisant de l’acide nitrique et du carbonate de calcium. Le sel produit est le nitrate de calcium, et le dioxyde de carbone est dégagé sous forme de gaz.

Maintenant, il existe de nombreux types de réactions à partir de l’acide nitrique. Nous n’en avons vu que quelques-uns ici. Voyons un dernier type de réaction en profondeur. Nous allons voir le caractère oxydant de l’acide nitrique sur les métaux. L’acide nitrique est un agent oxydant puissant. Il peut même réagir de manière explosive avec certains composés non métalliques. Les produits de la réaction entre l’acide nitrique et un métal dépendent de deux choses: la concentration en acide nitrique et la nature du métal impliqué dans la réaction.

Maintenant, la plupart des acides peuvent réagir avec les métaux pour produire un sel et de l’hydrogène. L’acide nitrique peut subir ce type de réactions lorsqu’il est dilué. Par exemple, l’acide nitrique dilué peut réagir avec le magnésium métallique pour former le sel de nitrate de magnésium et de l’hydrogène, qui est dégagé sous forme de gaz. Voyons comment le métal a été oxydé. Le magnésium avait initialement un degré d’oxydation de zéro sous sa forme élémentaire. Et après la réaction, il a été oxydé à un degré d’oxydation plus deux. L’hydrogène avait initialement un degré d’oxydation de plus un dans l’acide nitrique. Et il a été réduit à un degré d’oxydation de zéro.

Cette réaction que nous avons vue ici sera en compétition dans le milieu réactionnel avec une autre réaction entre l’acide nitrique et le magnésium. Voici l’équation de la réaction concurrente. Encore une fois, nous avons de l’acide nitrique dilué qui réagit avec le magnésium et forme le même sel : le nitrate de magnésium. Cependant, dans ce cas, il existe deux produits différents autres que l’hydrogène: le NO (qui est le monoxyde d’azote), et l’eau. Le monoxyde d’azote est couramment appelé l’oxyde nitrique. Il est dégagé sous forme de gaz, et ce gaz est incolore. Le magnésium dans cette réaction subit une oxydation similaire à celle de la réaction précédente.

Le monoxyde d’azote (ou l’oxyde nitrique), peut réagir davantage avec l’oxygène pour produire le gaz brun-jaune de dioxyde d’azote. Mais la chose importante à retenir est que l’acide nitrique dilué produit du monoxyde d’azote gazeux. Donc, pour l’instant, nous allons supprimer l’équation supplémentaire avec l’oxygène. Écrivons une équation générale pour cette réaction. Voici l’équation générale. L’acide nitrique dilué plus le métal peut donner un sel, de l’oxyde nitrique (ou du monoxyde d’azote), plus de l’eau. Et l’équation concurrente a également été encadrée en vert, de sorte que vous pouvez comparer les deux.

Elles correspondent toutes deux à l’acide nitrique dilué. Qu’en est-il de l’acide nitrique concentré? L’équation pour la réaction de l’acide nitrique concentré avec un métal est très similaire à l’équation du bas. Effaçons donc l’équation du haut pour faire un peu de place. Dans le cas de l’acide nitrique concentré réagissant avec le magnésium, tout est exactement pareil que pour l’acide nitrique dilué et le magnésium, sauf que l’un des produits est le dioxyde d’azote gazeux, qui est un gaz jaune-brun. Pouvez-vous voir que ce gaz se forme directement dans la réaction et non dans une réaction ultérieure, comme dans le cas de l’acide nitrique dilué?

Encore une fois, nous avons le même sel qui est formé : le nitrate de magnésium. Et l’eau est aussi un produit. Équilibrer les deux équations sera évidemment différent en raison des deux produits gazeux différents, mais tout le reste est pareil. Écrivons une équation générale pour la réaction de l’acide nitrique concentré avec un métal. L’équation générale sera l’acide nitrique concentré plus le métal nous donne un sel, du dioxyde d’azote et de l’eau. Et encore une fois, le magnésium est oxydé de la même manière que dans les autres réactions.

Quelle est selon vous la différence entre les observations de ces deux réactions? Eh bien, la seule différence est le gaz qui est libéré. L’un est jaune brun, et l’autre est incolore. Et si nous remplaçons le magnésium par un autre métal, par exemple du cuivre? Les équations de la réaction seront identiques à celles du magnésium si le métal forme également une charge de deux plus. Cependant, dans ce cas, le produit est du nitrate de cuivre et non du nitrate de magnésium. La solution de nitrate de cuivre(II) sera d’une couleur bleu foncé.

Est-ce que tous les métaux vont réagir avec l’acide nitrique? La réponse est non. L’or, le platine et les autres métaux du groupe du platine ne réagissent pas avec l’acide nitrique. Cependant, si l’acide nitrique est mélangé avec un autre acide tel que l’acide chlorhydrique, ensemble ils peuvent dissoudre ces métaux.

Jusqu’à présent, nous avons découvert les utilisations de l’acide nitrique, sa production, ses propriétés physiques et certaines de ses réactions chimiques. Mais comment pouvons-nous tester la présence d’acide nitrique ou d’un autre composé de nitrate?

Si nous avons une solution qui, selon nous, contient des ions nitrate NO3-, nous pouvons y ajouter une solution de sulfate de fer(II), FeSO4, également connue sous le nom de sulfate ferreux. Ces deux sont mélangées délicatement, puis une plus petite quantité d’acide sulfurique concentré est ajoutée goutte à goutte sur les bords du tube à essai. L’addition soigneuse d’acide sulfurique plus dense fera qu’il coulera au fond du tube à essai. Deux couches distinctes seront visibles. Un anneau brun apparaîtra à l’interface des solutions d’acide et de réactif s’il y a des ions nitrate. Cet anneau disparaîtra avec la chaleur ou en remuant.

Voici l’équation de la réaction qui se produit à l’interface des deux solutions. Le fer dans le sulfate ferreux avec un degré d’oxydation plus deux est oxydé en plus trois. Fe3+ est un ion brun-jaune. Cela fait partie de l’anneau brun. De plus, le monoxyde d’azote (ou l’oxyde nitrique) produit réagit encore plus pour produire d’autres composés complexes. Et ceux-ci forment ensemble l’anneau brun, confirmant la présence d’ions nitrate dans le réactif.

Dans cet exemple, nous avons utilisé du nitrate de sodium. Nous allons voir encore un autre test. Et c’est pour l’ion nitrite. Si nous prenons une solution d’un sel qui, selon nous, contient des ions nitrite (NO2-), nous pouvons ajouter du permanganate de potassium acidifié (qui est KMnO4), plus quelques gouttes d’acide sulfurique concentré. Les deux solutions ensemble seront de couleur violet pâle à cause du permanganate de potassium. Si des ions nitrite sont vraiment présents, la couleur violette disparaîtra. Voici l’équation de la réaction, en utilisant à nouveau le nitrite de sodium comme exemple.

L’ion permanganate violet est converti en l’ion incolore manganèse deux plus. C’est aussi une réaction d’oxydoréduction (redox), mais nous n’entrerons pas dans les détails ici. Ce test pour les ions nitrite n’est pas spécifique à ces ions. Le permanganate de potassium peut également être décoloré par d’autres ions, donc ce test n’est pas une preuve suffisante de la présence d’ions nitrite. Nous devrions faire un autre test pour confirmer qu’il y a bien des ions nitrite présents dans la solution.

Nous avons beaucoup appris sur l’acide nitrique. Résumons certains des points les plus importants. Nous avons appris qu’il existe de nombreuses utilisations industrielles et commerciales de l’acide nitrique. Il s’agit d’une matière première courante dans la fabrication des explosifs, des engrais, des colorants et de nombreux autres produits. Nous avons appris qu’en laboratoire, il peut être préparé à partir du nitrate de sodium et d’acide sulfurique concentré.

Nous avons étudié certaines de ses propriétés physiques, y compris son odeur âcre, sa toxicité, le fait qu’il est corrosif et très soluble dans l’eau, et que, sous sa forme pure, il s’agit d’un liquide incolore à température ambiante. Nous avons vu qu’il se décompose à la chaleur ou à la lumière du soleil pour produire le gaz jaune-brun de dioxyde d’azote, et que souvent l’acide nitrique apparaît jaune-brun plutôt qu’incolore à cause de ce produit de décomposition. Et l’acide nitrique disponible dans le commerce est jaune-brun et a 68 pour cent en masse d’acide nitrique dans l’eau.

Nous avons étudié certaines des réactions de l’acide nitrique. Nous avons appris qu’il s’agit d’un acide fort et d’un agent oxydant puissant. Un fait intéressant que nous avons appris est que la concentration d’acide nitrique lorsqu’il réagit avec un métal peut influencer les produits formés. Le monoxyde d’azote est produit avec un acide dilué, et le dioxyde d’azote avec un acide concentré. Et enfin, nous avons examiné le test de l’anneau brun pour les ions nitrate, et le test du permanganate de potassium pour les ions nitrite (bien que le test du permanganate de potassium ne soit pas assez concluant).

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