Voir la source de Nitrate d'ammonium

{{Infobox Chimie
 | nom                      = Nitrate d'ammonium
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 | nomIUPAC                 = Nitrate d'ammonium
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 | StdInChIKey              = 
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<!-- Propriétés chimiques --> | formule                  = NH<sub>4</sub>NO<sub>3</sub>
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 | cacher                   = oui
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{{Infobox Chimie/Autre|'''[[pH]]'''|5,43 ([[Solution aqueuse|sol. aq.]] 0,1 M)<ref name=PubChem>[[PubChem]]&nbsp;{{CID|22985}}.</ref>}}
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 | NFPA704ref               = <ref>{{en}} [https://www.nj.gov/health/eoh/rtkweb/documents/fs/0106.pdf « Ammonium nitrate – Hazardous Substance Fact Sheet »] {{pdf}}, sur ''nj.gov/health'', février 2016.</ref>
 | NFPA704                  = {{NFPA 704|Health=2|Flammability=0|Reactivity=3|Other=OX}}
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 | isomères                 = <!-- Supplément -->
 | supplement               = 
}}
Le '''nitrate d'ammonium''' est un [[composé inorganique|composé]] [[ion]]ique du cation [[ammonium]] et de l'anion [[nitrate]], de formule {{fchim|[[Azote|N]][[Hydrogène|H]]|4|[[Azote|N]][[Oxygène|O]]|3}}. Il correspond au corps [[minéral]] anhydre naturel, de maille orthorhombique, nommé par les minéralogistes « [[nitrammite]] »<ref>Le chimiste [[Johann Rudolf Glauber|Hans Rudolf Glauber]] le catalogue en [[1659 en science|1659]] comme un « nitrum flammans », c'est-à-dire un nitre inflammable.</ref>.

Il s'agit aussi de l'ancien ''nitrate d'ammoniaque'', obtenu industriellement depuis le {{s|XX}} par un mélange d'[[ammoniaque]] et d'[[acide nitrique]], deux [[Dérivé (chimie)|dérivés]] potentiels de la [[chimie de synthèse]] du gaz [[ammoniac]]. Il se présente sous la forme d'une poudre très soluble dans l'eau.

Il est surtout utilisé comme ingrédient d'[[Liste d'engrais#Engrais azotés|engrais azotés]] ''simples'' (principalement les « [[ammonitrate]]s ») ou ''composés'' (connus sous la dénomination d'[[Liste d'engrais#Engrais complexes|engrais NP, NK ou NPK]]). C'est aussi un agent explosif puissant.

== Propriétés physico-chimiques ==
[[Fichier:Solubilite NH4NO3.png|gauche|vignette|Solubilité aqueuse.]]
C'est une substance cristalline, assez [[hygroscopique]] et inodore qui tend à s'agglomérer en grumeaux. Il peut être vendu en solution à 50 % et 95 % en masse.

Sa dissolution dans l'eau, dont la [[solubilité]] augmente avec la température, est un processus [[Réaction endothermique|endothermique :]]

:NH<sub>4</sub>NO<sub>3</sub> <sub>(s)</sub> → NH<sub>4</sub><sup>+</sup> <sub>(aq)</sub> + NO<sub>3</sub><sup>−</sup> <sub>(aq)</sub>.

Comme la chaleur perdue lors de la dissolution avoisine {{unité|6.2 kcal/mol}} ({{unité|26 kJ/mol}}), il est communément utilisé dans les [[Mélange réfrigérant|mélanges réfrigérants]] permettant au dispositif frigorifiant une température de fonctionnement basse de {{tmp|-17|°C}}.

Cinq [[Allotropie|formes allotropiques]] ont été observées<ref>{{harvsp|ENSIACET|2002|p=3-6}}.</ref> :
* une forme orthorhombique à huit motifs par maille existe en dessous de {{tmp|-18|°C}} à pression atmosphérique ;
* la forme α, de système cristallin tétragonal ou orthorhombique à quatre motifs, de densité 1,61 (déterminée à {{tmp|25|°C}}) est attestée entre {{tmp|-18|°C}} et {{tmp|32.1|°C}}. Pour {{unité|100|g}} d'[[eau pure]], sa solubilité est mesurée à {{unité|118.3|g}} à {{tmp|0|°C}}, environ {{unité|180|g}} à {{tmp|18|°C}} et à {{unité|241.8|g}} à {{tmp|30|°C}}. La transition structurale à {{tmp|32.1|°C}} est corrélée à une variation de volume faible d'environ 3 %, mais dont l'effet est de déstructurer l'ancien maillage cristallin : la réorganisation, même si elle privilégie la formation de multiples [[Macle (cristallographie)|macles]], ne peut que fragmenter les grains fragiles, d'où la formation de poussières qui favorisent encore le transport naturel du minéral par voie aérienne ou fluviale. La maille orthorhombique à plusieurs motifs, attestée dans le corps naturel qu'est la [[mascagnite]], paraît ainsi la plus stable ;
* la morphologie cristalline β est attestée entre {{tmp|32.1|°C}} et {{tmp|84.2|°C}}. La maille est monoclinique ou orthorhombique à quatre motifs. Le corps est plus dense, la masse volumique est {{unité|1.725 g/cm3}}. Pour {{unité|100|g}} d'eau pure, sa solubilité plus élevée est mesurée à {{quoi|{{unité|365.8|g}} à {{tmp|35|°C}}, à {{unité|580|g}} à {{tmp|35|°C}}}}, à {{unité|871|g}} à {{tmp|100|°C}} ;
* une morphologie quadratique à deux motifs par maille est observée entre {{tmp|84.2|°C}} et {{tmp|125.2|°C}} ;
* une forme cubique est observée à partir de {{tmp|125.2|°C}} et reste stable jusqu'à la fusion du réseau cristallin qui s'opère à {{tmp|169.6|°C}}. Le corps chimique correspondant se décompose à partir de {{tmp|210|°C}}, température considérée comme sa température d'ébullition.

Cette poudre solide compacte et relativement instable se [[Thermolyse (chimie)|décompose à haute température]] en libérant de la chaleur et en formant des [[Produit de réaction|produits]] gazeux, d'où le caractère explosif de cette décomposition. En dessous de {{tmp|300|°C}}, la décomposition produit principalement de l'[[oxyde nitreux]] et de l'eau :
: NH<sub>4</sub>NO<sub>3</sub> → N<sub>2</sub>O + 2{{H2O}}.

À plus haute température, la réaction ci-dessous prédomine<ref>{{Greenwood&Earnshaw2nd|page=469}}.</ref> :
: NH<sub>4</sub>NO<sub>3</sub> → N<sub>2</sub> + {{frac|1|2}}{{O2}} + 2{{H2O}}.

Dans certaines conditions, le fait que les deux réactions sont [[exothermique]]s et ont des produits gazeux conduit à un emballement de la réaction et le processus de décomposition devient explosif. Cela a entraîné dans le passé de nombreuses catastrophes {{adel|Liste d'explosions accidentelles impliquant du nitrate d'ammonium}}. Pour éviter l'explosion, le nitrate d'ammonium industriel est stocké sous la forme d'un mélange avec des [[Charge (substance)|charges]] inertes, comme la [[craie]] ou [[calcite]] pulvérisée, parfois de la [[dolomie]], des [[argile]]s, des [[Marne (géologie)|marnes]] dans le cas des [[engrais]].

Le nitrate d'ammonium est un [[oxydant]] puissant, il oxyde facilement des [[métaux]] comme le [[plomb]] et le [[zinc]]. La réaction avec le [[cuivre]] peut s'écrire :
:NH{{ind|4}}NO{{ind|3}}<sub>aqueux</sub> + Cu<sub>métal</sub> → Cu(NO{{ind|3}}){{ind|2}}<sub>aqueux</sub> + 2NH{{ind|3}}<sub>aqueux</sub> + N{{ind|2}}<sub>gaz dégagé ou dissous dans l'eau du milieu</sub> + 3{{H2O}}.

Il peut réagir à chaud avec le [[Méthanal|formol]] en donnant du {{Lien|fr=nitrate de méthylammonium|langue=en|trad=Methylammonium nitrate}} explosif, selon un mécanisme [[radicalaire]] :

: NH{{ind|4}}NO{{ind|3}} + CH{{ind|2}}O → CH<sub>3</sub>NH<sub>3</sub><sup>+</sup>NO<sub>3</sub><sup>−</sup> + {{O2}}.

En réalité, le formol est diversement oxydé.

Il peut réagir également à chaud avec la [[cellulose]] ou l'[[amidon]].

C'est pourquoi des impuretés métalliques comme le cuivre, le [[chlorure d'ammonium]] ou [[salmiac]], des dérivés chlorés ou certains autres corps chimiques [[réducteur (chimie)|réducteurs]] ou potentiellement réducteurs comme les [[hydrocarbure]]s ou les [[mercaptan]]s qui peuvent le souiller, voire le [[mazout]] ou les simples emballages de bois et de papier pour éviter sa prise en motte du fait de son caractère hygroscopique, accélèrent sa décomposition déjà possible dès {{tmp|185|°C}}. Par exemple, suivant la dégradation vaporisante :
: NH{{ind|4}}NO{{ind|3}}<sub>solide</sub> → N{{ind|2}}O<sub>gaz</sub> + 2{{H2O}}<sub>vapeur d'eau</sub>.

Il est très soluble dans l'[[ammoniaque]], soluble dans l'[[acétone]]. Il l'est moins dans les alcools. Par exemple, il ne s'en dissout à {{tmp|20|°C}} que {{unité|17.1|g}} dans {{unité|100|g}} de [[méthanol]] pur et {{unité|3.8|g}} dans un mélange eau/[[éthanol]] à 95 % en volume.

== Fabrication ==
On le fabrique par [[barbotage]] du gaz [[ammoniac]] (le produit de réduction du diazote par le procédé [[Haber-Bosch (histoire du procédé)|Haber-Bosch]]<ref>{{Lien web |prénom=Barbara |nom=Demeneix |titre=Nitrate d’ammonium, iode : retour sur l’histoire explosive de deux substances essentielles|url=http://theconversation.com/du-prix-nobel-aux-explosions-de-beyrouth-lhistoire-du-nitrate-dammonium-144013 |site=The Conversation|date=2020-08-10|consulté le=2020-08-11}}.</ref>) dans l'[[acide nitrique]]. Il existe différents procédés tels que Fauser, Krupp Uhde, UCB, Stamicarbon, Norsk hydro, Stengel, AZF Atofina selon diverses modalités dont l'obtention de la neutralisation des solutions, ensuite concentrées pour favoriser la précipitation du sel composé, le séchage et la granulation finale.

== Applications ==
* Le nitrate d'ammonium sert surtout à la fabrication d'[[engrais chimiques]] dans l'agriculture conventionnelle, principalement les [[ammonitrate]]s et les [[Liste d'engrais#Engrais complexes|engrais NP, NK ou NPK]]. Il n'est pas autorisé dans l'[[agriculture biologique]] en Suisse<ref>{{Lien web |langue=fr |titre=Liste des intrants 2023 |url=https://shop.fibl.org/chfr/1078-intrants.html |site=shop.fibl.org |consulté le=2023-08-21}}.</ref> ou en Europe<ref>{{Lien web |langue=FR |titre=Agriculture biologique |url=https://www.inao.gouv.fr/Les-signes-officiels-de-la-qualite-et-de-l-origine-SIQO/Agriculture-biologique |site=INAO |consulté le=2023-08-21}}.</ref>.
* En tant qu'[[oxydant]], il est 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 des rayons X]]).
* Il peut être utilisé dans la fabrication d'engins [[explosif]]s, fournissant alors un explosif peu [[Brisance|brisant]] et stable<ref>{{Article|langue=en|prénom1=P.|nom1=Wollert‐Johansen|titre=Testing of Low‐Sensitivity Explosives from the safety point of view|périodique=Propellants, Explosives, Pyrotechnics|volume=3|numéro=1-2|pages=26–29|date=1978-04|issn=0721-3115|issn2=1521-4087|doi=10.1002/prep.19780030108 |consulté le=2024-06-13}}.</ref>. Dans cette dernière utilisation, il est souvent mélangé avec des [[hydrocarbure]]s comme le [[gazole]] et amorcé à l'aide d'un autre explosif comme le [[Trinitrotoluène|TNT]] ; un mélange de ce type, utilisé dans l'exploitation minière, est nommé la ''[[donarite]]''. À cause de sa grande disponibilité, le mélange a été utilisé pour la fabrication de bombes artisanales dans certaines attaques [[terrorisme|terroristes]] comme l'[[attentat d'Oklahoma City]], celui de [[Attentats de Bali du 12 octobre 2002|Bali]] ou encore l'[[Attentat du 28 avril 2011 à Marrakech|attentat de Marrakech en avril 2011]].
* Au contact de l'eau, il se produit une très forte [[réaction endothermique]]. Il est ainsi utilisé dans les [[Accumulateur de froid|poches de froid instantané]].
* Sous le nom de « [[propergol]] », il est utilisé dans l'industrie civile et militaire, en particulier dans l'[[industrie pétrolière]] pour la [[stimulation de puits]]<ref>{{Lien web |langue=en |auteur=John E. Schatz |titre=Improved modeling of the dynamic fracturing of rock with propellants |url=https://onepetro.org/ARMAUSRMS/proceedings-abstract/ARMA92/All-ARMA92/130439 |site=OnePetro |consulté le=29 septembre 2012}}.</ref>.
* Il est également utilisé en adjonction à faible dose dans le combustible de l'[[enfumoir]] des [[apiculteur]]s pour endormir les [[abeille]]s dans certains cas de déplacement de la reine ou de la colonie car s'il est chauffé, il produit du [[protoxyde d'azote]] qui est un [[gaz anesthésiant]]. Ainsi, les abeilles perdent tout sens de l'orientation et ne reviendront pas à leur précédent emplacement. Cela n'est que temporaire puisqu'elles vont refaire leur vol d'orientation, ce qui leur permettra de « redéfinir » leur domicile.

Il doit être stocké et manipulé avec les précautions de rigueur<ref>{{Ouvrage|prénom=Alfred|nom=Mathis|titre=Le stockage des produits chimiques|volume=92|passage=943–956|lieu=lycée Jean-Rostand, Strasbourg|éditeur=Parlons sécurité|année=1998|mois=mai|format=pdf|lire en ligne=http://materiel-physique.ens-lyon.fr/Logiciels/CD%20N%C2%B0%203%20BUP%20DOC%20V%204.0/Disk%201/TEXTES/1998/08040943.PDF}}.</ref>.

== Sécurité, manipulation et stockage ==
{{section à sourcer|date=août 2020}}
Le Bureau réglementation et sécurité au travail du [[Ministère de l'Agriculture et de l'Alimentation (France)|ministère de l'Agriculture et de la Pêche]] et l'Union des industries pour la fertilisation (UNIFA) ont élaboré une fiche technique intitulée {{citation|La prévention des risques professionnels dans le stockage et l'emploi des engrais solides à base de nitrate d'ammonium}}<ref>{{lien web|format=pdf|url=https://agriculture.gouv.fr/sites/minagri/files/documents/pdf/fiche_nitrate_ammonium-1-2.pdf|titre=Fiche technique|sous-titre=La prévention des risques professionnels dans le stockage et l'emploi des engrais solides à base de nitrate d'ammonium|auteur institutionnel=Bureau réglementation et sécurité au travail du [[Ministère de l'Agriculture et de l'Alimentation (France)|ministère de l'Agriculture et de la Pêche]], Union des industries pour la fertilisation (UNIFA) et [[Institut national de l'environnement industriel et des risques|INERIS]] (relecture)|site=agriculture.gouv.fr|date=juin 2002|consulté le=14 8 2020}}, 8{{nb p.}}</ref>.

Le nitrate d'ammonium pur ne brûle pas, mais en tant qu'[[oxydant]] puissant, il favorise et accélère la combustion des matières organiques (et de certaines matières inorganiques). Il ne doit pas être stocké à proximité de substances combustibles<ref>{{Lien web |langue=en |titre=Chemical Advisory - Solid Ammonium Nitrate (AN) Storage, Handling and Management |url=https://www.epa.gov/rmp/chemical-advisory-solid-ammonium-nitrate-storage-handling-and-management |site=US EPA |date=2013-11-07 |consulté le=2020-08-20}}.</ref>.

Bien que le nitrate d'ammonium soit stable à température et pression ambiantes dans de nombreuses conditions, il peut détoner à partir d'une forte charge d'amorçage. Il ne doit pas être stocké à proximité d'explosifs puissants.

Le nitrate d'ammonium fondu est très sensible au choc et à la détonation, en particulier s'il est contaminé par des matières incompatibles telles que des combustibles, des liquides inflammables, des acides, des chlorates, des chlorures, du soufre, des métaux, du charbon et de la sciure.

Le contact avec certaines substances, telles que les chlorates, les acides minéraux et les sulfures métalliques, peut entraîner une décomposition rapide, voire violente, capable d'enflammer les matériaux combustibles voisins ou de les faire exploser.

Le nitrate d'ammonium commence à se décomposer après avoir fondu, libérant ainsi du NO{{ind|x}}, HNO{{ind|3}}, NH{{ind|3}} et {{H2O}}. Il ne doit pas être chauffé dans un espace confiné. La chaleur et la pression résultant de la décomposition augmentent la sensibilité à la détonation et accélèrent la décomposition. La détonation peut se produire à {{nb|80 atm}}. La contamination peut réduire cette valeur à {{nb|20 atm}}.

Le nitrate d'ammonium a une [[humidité relative]] critique de 59,4 %, au-delà de laquelle il absorbe l'humidité de l'atmosphère. Il est donc important de stocker le nitrate d'ammonium dans un récipient hermétiquement fermé. Sinon, il risque de s'agglomérer en une grande masse solide. Le nitrate d'ammonium peut absorber suffisamment d'humidité pour se liquéfier. Le mélange du nitrate d'ammonium avec certains autres engrais peut abaisser l'humidité relative critique<ref>{{Lien web |langue=en |titre=Guidance for the Compatibility of Fertilizer Blending Materials (2006) |url=https://www.fertilizerseurope.com/publications/guidance-for-the-compatibility-of-fertilizer-blending-materials-2006/ |site=Fertilizers Europe |consulté le=2020-08-20}}.</ref>.

== Conditions de stockage et enjeux de sécurité en France ==
Selon une enquête menée par ''[[Le Canard enchaîné]]'' en août 2020, le [[Ministère de la Transition écologique et solidaire|ministère de la Transition écologique]] estime qu'un accident similaire à celui qui s'est produit à [[Explosions au port de Beyrouth de 2020|Beyrouth]] début {{date-|août 2020}} est très peu probable en France car la France a adopté une réglementation parmi les plus strictes d'Europe<ref>{{Article |langue=fr |auteur=Christophe Labbé |titre=La France assise sur 2 millions de tonnes d'ammonitrate |périodique=Le Canard enchaîné |date=12 août 2020 |pages=3}}.</ref>.

Cent-huit sites classés [[Directive Seveso|Seveso]] sont répertoriés, dont 16 avec plus de {{nb|2500 t}}.

Cependant, toujours selon ''Le Canard'', le site ''georisques.gouv.fr'' indique par ailleurs qu'il y a {{nobr|225 sites}} contenant plus de {{nb|550 t}} de nitrate d'ammonium, dont {{nobr|180 sites}} détenant plus de {{nb|1250 t}}, donc soumis à autorisation<ref>{{Lien web |langue=fr |titre=Accueil |url=https://www.georisques.gouv.fr/accueil-particulier |site=Géorisques |consulté le=2024-07-05}}.</ref>.

Par ailleurs, de très nombreux sites assurent le stockage de quantités inférieures, sans obligation de déclaration. Il s'agit en particulier de [[Coopérative agricole en France|coopératives agricoles]]<ref>{{Lien web |langue=fr |titre=Enquête France 3. Le délicat stockage, en France, du nitrate d'ammonium, cette substance responsable des explosions de Beyrouth |url=https://www.francetvinfo.fr/economie/emploi/metiers/agriculture/enquete-france-3-le-delicat-stockage-du-nitrate-d-ammonium-responsable-des-explosions-de-beyrouth-en-france_4108429.html |site=Franceinfo |date=2020-09-16 |consulté le=2020-09-25}}.</ref>.

Le média en ligne [[Reporterre]] avait enquêté en 2018 sur la coopérative d'[[Ottmarsheim]] qui avait été signalée par un lanceur d'alerte. Ce dernier avait signalé les problèmes de stockage sur le site, par ailleurs à proximité immédiate du canal du Rhin<ref>{{Lien web |langue=fr |titre=Stockage dangereux d’ammonitrate : la centrale de Fessenheim exposée à un risque majeur ? |url=https://reporterre.net/Stockage-dangereux-d-ammonitrate-la-centrale-de-Fessenheim-exposee-a-un-risque |site=Reporterre |consulté le=2020-08-20}}.</ref>.

En septembre 2020, une élue de l'opposition municipale de [[Melun]] appelle à la mobilisation des habitants pour demander plus d'informations sur les engrais stockés par la coopérative agricole Valfrance à [[Vaux-le-Pénil]], qui stocke plus de quatre mille tonnes d'engrais azotés<ref>{{Lien web |langue=fr |prénom=Sophie |nom=Bordier |titre=Seine-et-Marne : faut-il s’inquiéter du nitrate d’ammonium des engrais stockés chez Valfrance ? |url=https://www.leparisien.fr/seine-et-marne-77/seine-et-marne-faut-il-inquieter-du-nitrate-d-ammonium-des-engrais-stockes-chez-valfrance-20-09-2020-8388375.php |site=leparisien.fr |date=2020-09-20 |consulté le=2020-09-22}}.</ref>. Par ailleurs, la députée [[Mathilde Panot]] demande, au nom de son groupe politique, une [[Commission d'enquête parlementaire en France|commission d'enquête parlementaire]] sur le stockage de nitrate d'ammonium<ref>{{Lien web |langue=fr-FR |titre=Suites d'AZF : LFI demande une commission d'enquête parlementaire sur les sites de stockage de nitrate d'ammonium |url=https://france3-regions.francetvinfo.fr/occitanie/haute-garonne/toulouse/suites-azf-lfi-demande-commission-enquete-parlementaire-sites-stockage-nitrate-ammonium-1876448.html |site=France 3 Occitanie |consulté le=2020-09-25}}.</ref>.

== Explosions accidentelles et pollution de l'air ==
{{Article détaillé|Liste d'explosions accidentelles impliquant du nitrate d'ammonium}}

Le nitrate d'ammonium est notamment directement impliqué dans les explosions :
* de l'usine [[BASF]] d'[[Explosion d'Oppau|Oppau]] (Allemagne) le {{date-|21 septembre 1921}} ;
* de l'usine PCT à [[Tessenderlo]] (Belgique) en 1942<ref>{{Article |langue=fr |auteur=Olivier Perrin |titre=Avant le drame de Beyrouth, du nitrate d’ammonium avait déjà fait des ravages en 1942 |périodique=[[Le Temps (quotidien suisse)|Le Temps]] |date=12 août 2020 |lire en ligne=https://www.letemps.ch/opinions/drame-beyrouth-nitrate-dammonium-avait-deja-ravages-1942 |consulté le=12 août 2020}}.</ref> ;
* du cargo français ''Grandcamp'' transportant {{unité|2300 tonnes}} de nitrate d'ammonium [[Catastrophe de Texas City|à Texas City]] en {{date-|avril 1947}} ;
* du cargo norvégien ''[[Explosion de l'Ocean Liberty|Ocean Liberty]]'' dans le port de [[Brest]] en {{date-|juillet 1947}} ;
* de deux remorques routières chargées chacune de {{unité|23 tonnes}} sur un chantier de [[Kansas City (Missouri)|Kansas City]], en {{date-|novembre 1988}} ;
* de l'usine de fabrication Terra Industries à Port Neal au sud de [[Sioux City]] dans l'[[Iowa]] en {{date-|décembre 1994}} ;
* de l'[[explosion de l'usine AZF de Toulouse|usine AZF]] à Toulouse, le {{date-|21 septembre  2001}} ;
* de l'usine d'ammoniac West Fertilizer près de [[Waco (Texas)|Waco]] (Texas), en {{date-|avril 2013}} ;
* d'un [[Explosions de Tianjin en 2015|entrepôt dans le port de Tianjin]] (Chine) en 2015 ;
* d'un [[explosions au port de Beyrouth de 2020|hangar au port de Beyrouth]] (Liban) le {{date-|4 août 2020}} ;
* de certains [[airbag|airbags]] de l'équipementier [[Takata]] installés dans des millions de véhicules, toutes marques et modèles confondus dont {{nombre|250000}} en France<ref>{{Lien web |langue=En |auteur=Genevieve Mansfield |titre=France recalls thousands of cars with 'dangerous' airbags. |url=https://www.thelocal.fr/20250218/france-recalls-thousands-of-cars-with-dangerous-airbags#:~:text=More%20than%20250%2C000%20vehicles%20in,and%20are%20potentially%20very%20dangerous. |site=Thelocal.fr |date=18 Février 2025 |consulté le=18 Février 2025}}</ref>.

Les [[engrais azoté]]s sont de puissantes sources de dissémination de molécules azotées qui, souvent alliées aux pollutions primaires des [[combustion]]s de l'industrie ou du trafic routier, reforment via l'étape gazeuse des particules secondaires [[polluant]]es correspondant aux principaux engrais, [[sulfate d'ammonium]] et nitrate d'ammonium. Ces dernières particules secondaires sont majoritaires lors des [[pics de pollution]] printaniers, d'autant plus importants en période sèche<ref>[http://www.airparif.asso.fr/actualite/detail/id/134 Journées du 17 mars 2015 en mesure de qualité de l'air], sur ''airparif.asso.fr''.</ref>.

== Toxicologie et écotoxicologie ==
La toxicité de l'ammonitrate est encore mal comprise. Elle pourrait être tantôt atténuée, tantôt renforcée par le fait que, comme la plupart des sels de nitrate (de potassium, de sodium), l'ammonitrate est fortement soluble dans l'eau (ce qui permet une dilution rapide, mais aussi une contamination rapide des organismes aquatiques ou de l'eau).

Dans certaines conditions (en milieu acide et donc dans l'[[estomac]] ou dans certaines zones humides naturellement acides), des nitrites ({{fchim|NO|2}}<sup>−</sup>) se forment à partir des nitrates.

== Toxicité ==
Le nitrate d'ammonium est irritant et toxique pour l'être humain, la toxicité est jugée faible d'une manière aiguë selon les modèles en vigueur, mais elle reste bien plus efficace de manière chronique et ciblée. L'inhalation de ses poussières cause une irritation vive des voies respiratoires ; le contact avec la peau et les muqueuses peut entraîner des irritations sévères. Par exposition chronique et prolongée, il provoque faiblesses, fatigues et céphalées fréquentes.

Il n'est pas évident que l'être humain ait toujours absorbé une quantité non négligeable de nitrates, via certains légumes ou salades gorgés d'engrais nitratés notamment. Il en consomme aujourd'hui environ {{unité|50 à 100 mg}} (de {{unité|200 à 400 mg}} pour les végétariens) via les légumes, l'eau (ou d'autres boissons en contenant) et enfin via les viandes et les poissons<ref name="Boukerche2007" />.

Selon les bilans biochimique et hématologique faits chez des employés d'usines ou de complexes de stockage de nitrates, chez l'adulte en bonne santé, la toxicité des faibles doses semble faible, même en cas d'expositions répétées ou longues, hormis l'apparition fréquente ({{ex}} 50 % de {{nombre|45 employés}} suivis) d'une [[inflammation urinaire]]<ref name="Boukerche2007">Boukerche S, Aouacheri W et Saka S (2007), ''[http://www.jle.com/e-docs/00/04/31/2A/vers_alt/VersionPDF.pdf Les effets toxiques des nitrates : étude biologique chez l'homme et chez l'animal]''. Dans ''Annales de Biologie Clinique'', {{vol.|65}}, {{date-|juillet 2007}}, {{n°|4}}, {{p.|385-391}}.</ref>. Néanmoins, chez ces employés, une exposition permanente (via inhalation de dérivés nitratés) conduit à long terme à une toxicité rénale, avec apparition de [[leucocyte]]s et de [[sang dans l'urine]], problème non détectable par les analyses de sang qui ne montrent pas d'anomalie des paramètres biochimiques sériques<ref name="Boukerche2007" />.

Le [[rat de laboratoire]] exposé (par ingestion) durant trois semaines à des doses plus importantes de nitrate d'ammonium (200, 400 et {{unité|600 mg/kg}} de poids corporel) présentent cependant une réponse biochimique et hématologique rapide avec :
* augmentation du rapport hépato-corporel (phénomène ''dose-dépendant'')<ref name="Boukerche2007" /> ;
* modification sanguine avec croissance du taux de glucose, de cholestérol, de créatinine, de lactate déshydrogénase et transaminase (TGO, TGP)<ref name="Boukerche2007" /> ;

Une détoxification existe, dont un indice est la diminution du taux de [[glutathion]] dans les organes de détoxification que sont le [[foie]], les [[rein]]s, la [[rate]], les [[intestin]]s (phénomène également constaté dans les [[testicule]]s de rats mâles de laboratoire exposés)<ref name="Boukerche2007" />. <br />Les marqueurs indirects d'une intoxication pourraient être le glutathion sérique et la [[méthémoglobine]].

En soi, la toxicité aiguë de l'[[ion nitrate]] est considérée comme faible, mais le [[nitrite]] qu'il forme dans l'organisme est toxique (transformant l'hémoglobine en [[méthémoglobine]] qui empêche la fonction de transport de l'oxygène par le sang<ref>Savino F, Maccario S, Guidi C {{et al.}} (2006), ''Methemoglobinemia caused by the ingestion of courgette soup given in order to resolve constipation in two formula-fed infants'', ''Ann. Nutr. Metab.'', 50, 368-71.</ref>{{,}}<ref>Jaffé ER (1981), ''Methemoglobinemia'', ''Clin. Haematol.'', 10, 99-122.</ref>.

== Écotoxicité ==
=== Pour les végétaux ===
Au-delà d'une certaine dose, l'ammonitrate est toxique pour les plantes dites « supérieures »<ref name="Gerendas1997">Gerendás, J., Zhu, Z., Bendixen, R., Ratcliffe, R. G. et Sattelmacher, B. (1997), ''Physiological and biochemical processes related to ammonium toxicity in higher plants'', Zeitschrift für Pflanzenernährung und Bodenkunde, 160(2), 239-251.</ref> et la toxicité a été étudiée chez d'autres organismes modèles ou [[bioindicateur]]s potentiels (paramécies, mousses, lichens)<ref>Khaldi F (2003), ''Toxicité du nitrate d’ammonium NH{{ind|4}}NO{{ind|3}} sur trois modèles biologiques : les paramécies, les mousses et les lichens. Effet sur leur métabolisme respiratoire'', mémoire de magister en biochimie appliquée, université Badji Mokhtar, Annaba, 86{{nb p.}}</ref> ; cette toxicité se traduit chez la plupart des espèces par une réduction de la croissance, des feuilles plus petites et un retard de développement du système racinaire. À dose plus importante, les symptômes d'une [[chlorose]] apparaissent et peuvent conduire à la mort de la plante<ref name="Gerendas1997" />.

La toxicité de l'ion ammonium pour les plantes est encore imparfaitement connue ; elle est généralement attribuée à un effet synergique associant :
* une [[carence nutritive]] induite par l'excès d'ammonium (qui altère l'absorption des [[ion métallique|ions métalliques]])<ref name="Gerendas1997" /> ;
* une [[acidification des sols|acidification]] du milieu d'[[Racine (botanique)|enracinement]] (qui inhibe la croissance racinaire secondaire)<ref name="Gerendas1997" /> ;
* une perturbation de l'[[équilibre osmotique]] de la plante (par modifications du [[pH]] intracellulaire)<ref name="Gerendas1997" /> ;
* un désaccouplement du phénomène de [[photophosphorylation]] liée au transport d'électrons, à la suite de l'accumulation d'ions ammonium dans les [[feuille]]s<ref name="Gerendas1997" /> ;
* l'altération du [[métabolisme]] des [[phytohormone]]s et de la [[polyamine]]<ref name="Gerendas1997" />.

Une bonne [[mycorhization]] semble améliorer la régulation de l'absorption des différentes formes de l'azote par les arbres, et donc diminuer leur stress en condition de [[pollution azotée]] ou de stress par excès d'ions ammonium<ref>Boxman, A. W. et Roelofs, J. G. (1988), ''Some effects of nitrate versus ammonium nutrition on the nutrient fluxes in Pinus sylvestris seedlings. Effects of mycorrhizal infection'', ''Canadian Journal of Botany'', 66(6), 1091-1097 ([http://www.nrcresearchpress.com/doi/abs/10.1139/b88-155#.U2jDZlNKSI8 résumé]).</ref>.

=== Dans le milieu aquatique ===
Quand un cours d'eau traverse un bassin agricole ou y naît, il peut se charger en [[nitrate]]s (dès la source parfois) et s'[[eutrophisation|eutrophiser]]. Peut-être aussi en raison des pesticides souvent associés aux nitrates, ceci conduit souvent à un colmatage du substrat de sable ou de gravier qui est recherché par certains poissons pour y pondre<ref name="TheseMassaTruites2000" />. Ces conditions [[biogéochimique]]s sont propices à l'[[anoxie (biologie)|anoxie]] du substrat, et à une nouvelle production de nitrites et d'ammonium dans le substrat même<ref name="TheseMassaTruites2000" />. Selon les concentrations souvent trouvées en France ({{unité|15 à 60 mg/L}}), un phénomène en chaîne pourrait se créer et s'autoalimenter dans un tel substrat après la ponte des [[salmonidé]]s : les œufs (nombreux à mourir) puis les larves qui meurent, font augmenter le taux de nitrate dans le substrat qui à son tour aggrave le taux de mortalité des embryons de salmonidés enfouis sous les graviers<ref name="TheseMassaTruites2000" />. Même si dans la nature les saumons adultes mouraient souvent par millions chaque année après la ponte, leurs corps étaient en partie rapidement consommés par des animaux piscivores ou nécrophages, ou ils étaient baignés par une eau non chargée en nitrates, en polluant peut-être moins le substrat que ne le font les larves mortes qui s'y décomposent. {{Citation|Les teneurs en nitrite expliquent une partie des mortalités, notamment lorsque la concentration en oxygène est faible, ce qui est constaté sur [[schiste]]<ref name=TheseMassaTruites2000/>. Les teneurs en ammoniaque sont en revanche trop faibles pour influencer la survie}}. Les taux de nitrite et d'ammonium diffèrent selon les compartiments interstitiels et varient beaucoup selon la nature du sédiment ({{Citation|granulométrie et teneur en matière organique}})<ref name="TheseMassaTruites2000">Massa, F. (2000), ''Sédiments, physico-chimie du compartiment interstitiel et développement embryo-larvaire de la truite commune (Salmo trutta) : Étude en milieu naturel anthropisé et en conditions contrôlées'' (thèse de doctorat) ([http://cat.inist.fr/?aModele=afficheN&cpsidt=206252 résumé]).</ref>.

=== Pour les animaux ===
Certaines espèces y semblent plus vulnérables, en particulier pour des espèces dont le stade larvaire est aquatique tels que les amphibiens qui se montrent également vulnérables à de faibles doses de [[chlorure d'ammonium]], de [[sulfate d'ammonium]] et de [[nitrate de sodium]] (avec des variations de sensibilité selon l'espèce considérée)<ref name="Schuytema1999">Schuytema G S et Nebeker AV (1999), ''Comparative toxicity of ammonium and nitrate compounds to Pacific treefrog and African clawed frog tadpoles'', ''Environmental Toxicology and Chemistry'', 18(10), 2251-2257 ([http://onlinelibrary.wiley.com/doi/10.1002/etc.5620181019/abstract?deniedAccessCustomisedMessage=&userIsAuthenticated=false résumé]).</ref>. La dose mortelle pour les stades les plus sensibles (œuf, [[têtard]]) peut être atteinte dans de l'eau ayant ruisselé (ou circulé dans des [[drainage agricole|drains agricoles]]) « suffisamment » longtemps dans un bassin agricole moyen<ref name="Schuytema1999" />.

=== Cycle de l'azote et climat ===
Le nitrate d'ammonium n'étant pas complètement absorbé par les plantes mais soluble dans l'eau, il ruisselle, ce qui cause l'[[eutrophisation]] de [[milieux naturels]] sensibles. L'apparente facilité et l'avantage économique de l'apport massif d'engrais chimique contribuent à négliger la [[fertilisation]] organique (fumier, lisier, compost, résidus de récolte), ce qui entraîne un déficit de la vie du sol et une diminution de l'humus. L'azote contenu dans les fourrages importés ne retourne pas sur les territoires où ils ont été produits. Le [[cycle de l’azote|cycle de l'azote]] est perturbé au niveau mondial. La fonction d'absorption des [[gaz à effet de serre]] par le sol est compromise<ref>{{Lien web |langue=fr |prénom=Frédéric |nom=Deshusses |titre=Dans le labyrinthe de l’azote |url=https://lecourrier.ch/2020/08/13/dans-le-labyrinthe-de-lazote/ |site=[[Le Courrier|lecourrier.ch]] |date=2020-8-13 |consulté le=2020-8-15}}.</ref>{{,}}<ref>{{article |langue=en |titre=European Nitrogen Assessment - Technical Summary |url=https://ec.europa.eu/jrc/en/publication/articles-books/european-nitrogen-assessment-technical-summary |périodique=EU Science Hub |lien périodique=Commission européenne |éditeur= Cambridge University Press|lien éditeur= Cambridge University Press |date=2011-7-22 |isbn=9781107006126|consulté le=2020-8-15}}.</ref>.

Le nitrate d'ammonium est fortement émetteur de [[gaz à effet de serre]] (GES), principalement de [[protoxyde d'azote]] N{{ind|2}}O qui a un pouvoir réchauffant {{nobr|298 fois}} supérieur au dioxyde de carbone, mais également de [[Dioxyde de carbone|{{CO2}}]] de manière indirecte par la [[Minéralisation (pédologie)|minéralisation]] du sol. Sur une exploitation agricole céréalière moyenne, la part des émissions de GES, directes et indirectes, dues aux engrais azotés, est de 55 %<ref>https://grandest.chambre-agriculture.fr/fileadmin/user_upload/National/FAL_commun/publications/Grand-Est/44_livret_levier_energie_ACSE_2020_01.pdf</ref>.

== Équilibre thermodynamique ==
À des températures inférieures à {{tmp|170|°C}}, les particules atmosphériques de nitrate d'ammonium existent en équilibre avec l'ammoniac et l'acide nitrique gazeux. Le processus est décrit par la réaction réversible suivante<ref name=":0">{{Article|langue=en|auteur=A. W. Stelson|titre=A note on the equilibrium relationship between ammonia and nitric acid and particulate ammonium nitrate|périodique=Atmospheric Environment (1967)|volume= 13|numéro=3|pages=369-371|date=janvier 1979}}.</ref> :
:NH<sub>3</sub>(g) + HNO<sub>3</sub>(g) ↔ NH<sub>4</sub>NO<sub>3</sub>(s, aq)

Le sens de la réaction et l'état de nitrate d'ammonium dépendent de la température et de l'humidité relative (humidité de déliquescence en fonction de la température)<ref>{{Article|langue=en|auteur=K. G. Dassios|titre=The mass accommodation coefficient of ammonium nitrate aerosol|périodique=Atmospheric Environment|volume=33|numéro=18|pages=2993-3003|date=août 1999}}.</ref>. La [[constante de dissociation]] (''K''<sub>''p''</sub>) du nitrate d'ammonium est égale au produit des [[Pression partielle|pressions partielles]] des gaz ammoniac et acide nitrique à l'équilibre<ref name=":1">{{Article|langue=en|auteur=A. W. Stelson|titre=Relative humidity and temperature dependence of the ammonium nitrate dissociation constant|périodique=Atmospheric Environment (1967)|volume=16|numéro=5|pages=983-992|date=janvier 1982}}.</ref>. La constante de dissociation (''K''<sub>''p''</sub>) du nitrate d'ammonium est exprimée en ppb<sup>2</sup>, elle dépend seulement de la température.

Il existe plusieurs expressions de la constante de dissociation du nitrate d'ammonium pur, notamment :
:<math>\ln(K_p) = 118,87-(24\,084/T)-6,025.\ln(T)</math><ref>{{Article|langue=en|auteur=M. Mozurkewich|titre=The dissociation constant of ammonium nitrate and its dependence on temperature, relative humidity and particle size|périodique=Atmospheric Environment. Part A. General Topics|volume=27|numéro=2|pages=261-270|date=février 1993}}.</ref>
:<math>\ln(K_p)= 70,68-(24\,090/T)-6,04.\ln(T/298)</math><ref name=":0" />
:<math>\ln(K_p)= 84,6-(24\,220/T)-6,1.\ln(T/298)</math><ref name=":1" />
avec ''T'' : température en kelvins (K).

== Notes et références ==
{{Références}}

=== Bibliographie ===
* Boukerche S, Aouacheri W et Saka S (2007), ''[http://www.jle.com/e-docs/00/04/31/2A/vers_alt/VersionPDF.pdf Les effets toxiques des nitrates : étude biologique chez l'homme et chez l'animal]''. Dans ''Annales de Biologie Clinique'', {{vol.|65}}, {{date-|juillet 2007}}, {{n°|4}}, {{p.|385-391}}.
* Bates SS, Worms J et Smith JC (1993), ''Effects of ammonium and nitrate on growth and domoic acid production by Nitzschia pungens in batch culture'', ''Canadian Journal of Fisheries and Aquatic Sciences'', 50 (6), 1248-1254.
* Morlaix, M et Lassus P (1992), ''[http://archimer.ifremer.fr/doc/00133/24469/22483.pdf Influence de l'azote et du phosphore sur la croissance et la toxicité de Prorocentrum lima (Ehrenberg) Dodge]'', ''Cryptogamie Algologie'', 13 (3), 187-195.
* Codomier L, Segot M, Combaut G et Teste J (1981), ''Sur le développement d’Asparagopsis armata (Rhodophycée, Bonnemaisoniale) en culture. Effets de certaines substances azotées ou phosphorées inorganiques ou organiques'', ''Botanica marina'', 24 (1), 43-50.
* Chakroun A, Jemmali A, Hamed KB, Abdelli C et Druart P (2007), ''Effet du nitrate d’ammonium sur le développement et l’activité des enzymes anti-oxydantes du fraisier (Fragaria x ananassa L.) micropropagé'', ''Revue de Biotechnologie, Agronomie, Société et Environnement'', 11 (2).
* [[Paul Pascal]], ''Nouveau Traité de Chimie Minérale'', 1956, {{t.|X}} azote-phosphore, édition Masson, 1956, 963{{nb p.}}

== Voir aussi ==
=== Articles connexes ===
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=== Liens externes ===
* [https://www.canal-u.tv/video/science_en_cours/le_nitrate_d_ammonium_produit_stocke_a_azf_toulouse_2001.7 Vidéo expliquant quelques propriétés du nitrate d'ammonium], [[Canal-U]]
* {{Citeref|ENSIACET|2002|[http://leruessien.pagesperso-orange.fr/mapage/nitrate-d-ammonium.pdf « Le nitrate d'ammonium – Description, production, utilisations et précautions d'usage »] {{pdf}}, dossier collectif d'ingénieurs en chimie des procédés, [[École nationale supérieure des ingénieurs en arts chimiques et technologiques|ENSIACET]], {{date-|février 2002}}, Toulouse}}
* [http://www.societechimiquedefrance.fr/Nitrate-d-ammonium-473.html « Nitrate d'ammonium »], [[Société chimique de France]]
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