Nitrate d'ammonium
Un article de Wikipédia, l'encyclopédie libre.
Cet article est une ébauche concernant un composé chimique.
Vous pouvez partager vos connaissances en l’améliorant. (Comment ?).
|
|
|||||
---|---|---|---|---|---|
|
|||||
Général | |||||
Formule brute | NH4NO3 | ||||
Nom IUPAC | Nitrate d'ammonium | ||||
Numéro CAS | [6484-52-2] | ||||
Apparence | solide blanc | ||||
Propriétés physiques | |||||
Masse moléculaire | 80,04336 g/mol | ||||
Température de fusion |
169 °C | ||||
Température de vaporisation |
approx. 210 °C decomp | ||||
Solubilité | 119 g/100 ml (0 °C,eau) 190 g/100 ml (20 °C) |
||||
Densité | 1,73 , solide | ||||
vitesse de détonation | 5170 m/s | ||||
Thermochimie | |||||
S0gaz, 1 bar | |||||
S0liquide, 1 bar | |||||
S0solid | |||||
ΔfH0gaz | |||||
ΔfH0liquide | |||||
ΔfH0solide | -365 kJ/mol | ||||
Cp | |||||
Chaleur latente de fusion |
N/A | ||||
Chaleur latente de vaporisation |
N/A | ||||
Point critique | |||||
Point triple | |||||
Toxicologie | |||||
Inhalation | |||||
Peau | |||||
Yeux | |||||
Ingestion | |||||
Autres infos | |||||
Unités du SI & CNTP, sauf indication contraire. |
Le nitrate d'ammonium est un composé chimique apolaire de formule brute NH4NO3, principalement utilisé comme engrais hautement azoté. Dans ce cas, il est plus connu sous le nom d'ammonitrate.
[modifier] Propriétés
C'est une substance cristalline, inodore qui tend à s'agglomérer en grumeaux. La dissolution dans l’eau de substances dont la solubilité varie avec l’augmentation de température est un processus endothermique.
NH4NO3 (s) → NH4 + (aq) + NO3 − (aq)
Il se décompose à la chaleur en oxyde nitreux N2O gazeux et eau. On le fabrique par l'action de l'acide nitrique sur l'ammoniac.
[modifier] Utilisations
Étant un agent oxydant fort, il peut être utilisé pour faire des explosifs. Dans cette dernière utilisation il est souvent mélangé avec des hydrocarbures comme le gazole. Grâce à sa grande disponibilité, le mélange a été utilisé pour la fabrication de bombes dans certaines attaques terroristes comme l'attentat d'Oklahoma City ou celui de Bali. Il est également responsable de l'explosion de l'Ocean Liberty à Brest en 1947 et de l'explosion accidentelle de l'usine AZF de Grande Paroisse près de Toulouse.
En tant qu'oxydant, il est également utilisé en chimie, par exemple pour oxyder des matériaux avant de les dissoudre dans un verre (technique de la perle fondue en spectrométrie de fluorescence X).