L’acide nitrique HNO₃ figure parmi les produits chimiques industriels les plus utilisés au monde. Vous découvrirez ses propriétés physico-chimiques fondamentales, ses applications dans la fabrication d’engrais et la synthèse chimique, ainsi que les précautions de sécurité indispensables pour manipuler cette substance hautement corrosive et oxydante sans risquer votre santé.
Ce qu'il faut retenir :
| 🧪 Prop. physico-chimiques | L'acide nitrique (HNO₃) est un liquide incolore, fumant, très concentré, avec une forte capacité oxydante et acide, essentiel dans l'industrie chimique mondiale. |
| ⚠️ Risques majeurs | Il est hautement corrosif, toxique, provoque brûlures, irritations respiratoires, et nécessite des précautions strictes lors de sa manipulation et stockage. |
| 🔥 Applications industrielles | Utilisé principalement pour fabriquer des engrais (nitrate d'ammonium), explosifs, plastiques, et dans la microélectronique pour la gravure et le nettoyage. |
| 🧪 Structure et propriétés | Possède une géométrie plane, délocalisation des électrons, et un pKₐ de -1,4, ce qui en fait un acide fort et un puissant oxydant. |
| 🚨 Sécurité et protection | Manipulez avec équipements de protection : lunettes, gants résistants, combinaisons, ventilation efficace. Stockez dans des récipients résistants à la corrosion. |
| 🌿 Impact environnemental | Les rejets polluent l'eau par les nitrates, favorisent l'eutrophisation, et doivent être traités. Évitez les mélanges avec bases ou solvants inflammables. |
| 💡 Conseils pratiques | Stockez dans des contenants adaptés, ventilez bien, formez le personnel, utilisez équipements de protection, et respectez les procédures d'urgence. |
🧪 Propriétés et caractéristiques de l’acide nitrique
L’acide nitrique de formule HNO₃ constitue l’un des acides inorganiques les plus importants de l’industrie chimique moderne. Ce liquide incolore présente un numéro CAS 7697-37-2 et se caractérise par son aspect fumant jaunâtre qui émane de vapeurs nitreuses au contact de l’air. L’acide représente l’une des matières chimiques les plus fabriquées dans le monde, avec une production mondiale estimée à plusieurs dizaines de millions de tonnes annuelles.
Les solutions commerciales disponibles sur le marché industriel affichent des concentrations variables allant de 52% à 68% pour les usages professionnels. Les formes fumantes dépassent 86% de concentration et se déclinent en variantes “white fuming” et “red fuming” selon leur teneur en NO₂. Cette coloration progressive vers le jaune et le brun résulte de la décomposition naturelle du produit qui génère des oxydes d’azote.
| Propriété | Valeur |
|---|---|
| Formule brute | HNO₃ |
| Masse molaire | 63,01 g/mol |
| Densité à 20°C | ≈1,51 g·cm⁻³ |
| Point de fusion | -42°C |
| Point d’ébullition | 83°C |
| pKₐ | -1,4 |
Structure chimique et propriétés physiques
La molécule HNO₃ adopte une géométrie trigonale plane autour de l’atome d’azote central, qui établit des liaisons avec trois atomes d’oxygène. L’un de ces oxygènes forme une liaison simple avec l’hydrogène pour créer le groupement hydroxyle (-OH), tandis que les deux autres participent à un système de résonance avec l’anion nitrate NO₃⁻. Cette structure permet la délocalisation électronique qui confère au composé sa stabilité et ses propriétés acides remarquables.
L’acide nitrique se présente sous forme d’un liquide corrosif totalement miscible dans l’eau, avec une densité de 1,51 g/cm³ pour l’acide pur. Sa température d’ébullition relativement basse de 83°C explique sa tendance à libérer des fumées à température ambiante. Le produit pur reste incolore, mais la décomposition thermique génère des oxydes d’azote qui colorent progressivement la solution.
Acidité et pouvoir oxydant
Avec un pKₐ de -1,4, l’acide nitrique se classe parmi les acides forts qui se dissocient complètement en solution aqueuse selon l’équation HNO₃ + H₂O → H₃O⁺ + NO₃⁻. Cette dissociation totale génère une forte concentration d’ions hydronium qui explique le pH très bas des solutions concentrées et leur capacité à attaquer la plupart des matières organiques et minérales.
Le pouvoir oxydant exceptionnel de l’acide provient de l’ion nitrate NO₃⁻ qui peut se réduire selon différents mécanismes. Dans les réactions redox, le nitrate peut produire NO₂ (dioxyde d’azote), NO (monoxyde d’azote) ou N₂O (protoxyde d’azote) selon les conditions de température et de concentration. Ces réactions d’oxydation s’accompagnent souvent de dégagements gazeux colorés et peuvent présenter un caractère explosif avec certaines substances organiques.
Les réactions typiques incluent l’oxydation du cuivre : 3 HNO₃ + Cu → Cu(NO₃)₂ + NO + H₂O, ou celle de l’étain : HNO₃ + Sn → SnO₂ + NO₂ + H₂O. Ces équations chimiques illustrent la formation simultanée de sels métalliques et d’oxydes d’azote gazeux.
Réactivité vis-à-vis des métaux
L’acide nitrique attaque la majorité des métaux en formant des nitrates métalliques tout en dégageant des oxydes d’azote. Cette propriété s’étend au fer, cuivre, zinc, aluminium et de nombreux autres éléments métalliques. La réaction produit généralement des fumées rouges ou jaunes caractéristiques des oxydes d’azote, créant un environnement corrosif qui nécessite des précautions strictes de manipulation.
Trois métaux nobles échappent à cette attaque généralisée : l’or, le platine et l’iridium résistent aux concentrés d’acide nitrique. Cette résistance explique l’usage historique de l’acide comme réactif de séparation pour purifier l’or en dissolvant les métaux moins nobles présents dans les alliages. La formation d’eau régale par mélange avec l’acide chlorhydrique permet cependant de dissoudre ces métaux nobles.
L’acier inoxydable présente un comportement particulier face à l’acide nitrique. Les alliages à haute teneur en chrome et nickel (grades 304, 316) développent une couche de passivation sous l’action de l’acide. Cette pellicule d’oxydes protecteurs rend l’inox très résistant aux attaques même concentrées, expliquant son usage dans les équipements de stockage et de transport de l’acide nitrique industriel.
🧪 Usages et applications industrielles de l’acide nitrique
L’industrie des engrais azotés absorbe environ 75% de la production mondiale d’acide nitrique, transformant ce produit chimique en nitrate d’ammonium destiné à l’agriculture. Les secteurs de la chimie fine, de la métallurgie et de l’électronique représentent les autres débouchés majeurs de cette matière première polyvalente qui intervient dans la fabrication de substances aussi variées que les explosifs, les plastiques ou les colorants.
La synthèse chimique exploite intensivement les propriétés oxydantes et acidifiantes de HNO₃ pour produire des intermédiaires réactifs. Cette utilisation comme régulateur de pH permet d’ajuster l’acidité des solutions industrielles selon les besoins des processus de fabrication.
Fabrication d’engrais azotés (nitrate d’ammonium)
La réaction entre l’acide nitrique et l’ammoniac (NH₃ + HNO₃ → NH₄NO₃) génère le nitrate d’ammonium, composant le plus répandu des engrais minéraux azotés mondiaux. Cette synthèse s’effectue à température contrôlée dans des réacteurs spécialisés où la neutralisation acide-base produit un sel cristallin riche en azote assimilable par les plantes.
Le processus industriel comprend plusieurs étapes : absorption de l’ammoniac gazeux dans la solution acide, concentration de la solution par évaporation, puis cristallisation et granulation du produit fini. La température de réaction avoisine 60°C et la concentration finale atteint 80-85% pour optimiser les rendements de cristallisation.
Pour des cultures hors sol, on peut adapter la source de nitrate d’ammonium en préparant soi-même un engrais, comme détaillé dans créez votre propre engrais hydroponique maison qui permet d’optimiser les apports nutritifs des plantes en hydroponie.
Synthèse de produits chimiques, explosifs et plastiques
Les réactions de nitration aromatique utilisent l’acide nitrique concentré ou fumant pour introduire des groupements nitro (-NO₂) sur les composés organiques. Cette chimie de synthèse produit des intermédiaires pour la fabrication du TNT, de la nitrocellulose ou des précurseurs du nylon. La nitration s’effectue généralement avec un mélange nitrique-sulfurique qui améliore la sélectivité des réactions.
La production d’explosifs nécessite des concentrations élevées d’acide nitrique (>90%) et des conditions de température strictement contrôlées pour éviter les réactions incontrôlées. Les installations industrielles intègrent des systèmes de sécurité redondants pour maîtriser les risques liés à la manipulation de substances sensibles aux chocs et à la friction.
Traitement des métaux, microélectronique et usages divers
L’industrie microélectronique exploite les propriétés de gravure chimique de l’acide nitrique pour façonner les circuits intégrés et les puces électroniques. Cette application requiert des solutions à concentration précisément ajustée (généralement 10-20%) pour contrôler la vitesse de dissolution des métaux sans endommager les substrats semiconducteurs.
Le secteur de la bijouterie utilise l’acide nitrique dilué pour le raffinage des métaux précieux et la séparation or-argent. La formation d’eau régale par mélange avec l’acide chlorhydrique (ratio 1:3) permet de dissoudre l’or et le platine, métaux autrement résistants aux acides simples. Cette technique de raffinage nécessite une ventilation efficace pour évacuer les vapeurs toxiques générées.
Les applications de nettoyage industriel concernent la passivation des aciers inoxydables et l’élimination des oxydes métalliques. Le secteur aéronautique, l’industrie alimentaire et les équipements chimiques utilisent ces traitements de surface pour améliorer la résistance à la corrosion des pièces métalliques.
⚠️ Dangers, impact environnemental et consignes de manipulation
L’acide nitrique présente des risques majeurs pour la santé humaine et l’environnement qui nécessitent des mesures de protection strictes lors de sa manipulation. Les vapeurs nitreuses dégagées par décomposition peuvent provoquer des intoxications graves, tandis que le contact direct avec le liquide génère des brûlures chimiques sévères. La réglementation européenne 2019/1148 classe cette substance parmi les précurseurs d’explosifs soumis à déclaration obligatoire.
Les effluents contenant des nitrates contribuent à l’eutrophisation des milieux aquatiques et nécessitent un traitement avant rejet. La manipulation de cette substance corrosive exige des équipements de protection individuelle adaptés et une formation spécialisée du personnel.
Risques pour la santé (inhalation, contact, ingestion)
L’inhalation de vapeurs d’acide nitrique provoque des irritations respiratoires immédiates : écoulements nasaux, toux, douleurs thoraciques et difficultés respiratoires. Les symptômes peuvent évoluer vers des œdèmes pulmonaires retardés ou des pneumonies chimiques potentiellement mortelles. Les irritations oculaires incluent larmoiements, sensibilité à la lumière, vision trouble et rougeurs qui peuvent progresser vers des lésions cornéennes permanentes.
Le contact cutané provoque des brûlures chimiques qui se manifestent par une coloration jaune caractéristique de la peau (xanthodermie). Ces lésions peuvent évoluer vers des nécroses tissulaires profondes selon la concentration du produit et la durée d’exposition. L’ingestion accidentelle génère des douleurs digestives intenses, des vomissements, des hémorragies et des perforations œsophagiennes ou gastriques.
En cas d’exposition, il faut retirer immédiatement la victime de la zone contaminée, aérer les locaux et contacter le centre antipoison ou le SAMU. Le lavage à l’eau courante pendant minimum 15 minutes constitue le premier geste de décontamination, complété si possible par l’usage de solutions de rinçage spécialisées comme la Diphotérine®.
Effets environnementaux et mélanges à éviter
Les rejets d’acide nitrique dans l’environnement contribuent à la contamination des eaux par les nitrates, favorisant l’eutrophisation des milieux aquatiques et la prolifération d’algues. Cette pollution perturbe l’équilibre écologique des écosystèmes aquatiques et peut rendre l’eau impropre à la consommation humaine au-delà des seuils réglementaires (50 mg/L de nitrates).
L’acide nitrique ne doit jamais être mélangé avec des bases fortes car la neutralisation génère une chaleur importante pouvant provoquer des projections dangereuses. Le mélange avec des solvants organiques ou des matières combustibles (papier, bois, tissus) présente des risques d’inflammation ou d’explosion par réaction exothermique incontrôlée. L’association avec l’acide chlorhydrique pour former l’eau régale nécessite un usage strictement contrôlé par des professionnels qualifiés.
Bonnes pratiques et équipements de protection
Le stockage de l’acide nitrique s’effectue dans des récipients résistants à la corrosion, à l’abri de la lumière directe et à température inférieure à 20°C. Les locaux de stockage doivent bénéficier d’une ventilation efficace et être séparés des matières incompatibles (métaux, substances inflammables). Les cuves et récipients requièrent une maintenance régulière pour détecter les signes de corrosion naissante.
L’équipement de protection individuelle comprend des lunettes intégrales ou visières, des gants résistants aux acides (Butyle, Viton – jamais de latex ou nitrile), des combinaisons et bottes adaptées. Un respirateur à cartouche A2/P2 devient nécessaire lors de manipulations générant des concentrations élevées de vapeurs. Les stations de lavage d’urgence avec douches oculaires et solutions de décontamination doivent être installées à proximité des postes de travail.
La formation du personnel inclut les procédures d’urgence, la reconnaissance des symptômes d’exposition et les techniques de premiers secours. Les plans d’évacuation et les numéros d’urgence (centre antipoison, SAMU) doivent être affichés de manière visible dans tous les secteurs utilisant cette substance chimique dangereuse.