HISTORIQUE DE LA FABRICATION

L’acide nitrique, ou eau forte du commerce, fut connue de très bonne lieure par les alchimistes.

Dès le YIID siècle, l’arabe Geber décrivait un moyen pour préparer ce liquide, en décomposant par la chaleur un mélange de salpêtre, de vitriol de cuivre et d’alun. Il savait également qu’en additionnant ce corps de sel ammoniac, on lui donne la propriété de dissoudre l’or. L’eau régale était donc aussi connue.

Vers 1220, Albert le Grand indiquait un autre moyen analogue pour préparer l’acide nitrique, qu’il appelait eau prime (eau philosophique au degré). Il lui reconnaissait la propriété de séparer l’or de l’argent et de transformer le fer et le mercure en chaux métalliques.

En 1225, Raymond Lulle fit connaître le premier procédé manufacturier pour obtenir l’acide nitrique, consistant à distiller un mélange d’argile et de salpêtre, dans des cornues en grès appelées cuines. Sous l’action de la chaleur élevée nécessaire à cette réaction, la silice de l’argile se combinait avec la potasse tandis que l’acide nitrique, mis eu liberté, se décomposait en acide liyponitrique et oxygène. Les produits gazeux de la réaction passaient dans une allonge contenant de l’eau : les vapeurs rutilantes s’y transformaient en bioxyde d’azote que l’on perdait, et en acide nitrique qui se dissolvait dans l’eau. Ce procédé donnait un rendement très faible, puisque, d’une part, la décomposition du salpêtre n’était jamais complète, et que, d’autre part, une partie des produits nitreux était perdue à l’état de bioxyde d’azote. Le Conservatoire des Arts-ef-Métiers possède un modèle de fabrique d’acide nitrique montée d’après ce procédé primitif. Les résidus de la fabrication étaient vendus sous le nom de ciment à' eau forte.

Plus tard, on substitua à l’argile le sulfate de fer [couperose verte) calciné, qui permit d’opérer à une température moins élevée; mais on n’évitait encore, par ce moyen, qu’une partie des -pertes éprouvées dans la fabrication primitive : la chaleur nécessaire à la réaction était encore assez forte pour décomposer partiellement l’acide nitrique mis en liberté, et pour donner de l’acide hj'ponitrique, lequel, en présence de l’eau employée à la condensation, produisait du bioxyde d’azote.

Le problème de la fabrication économique de l’acide nitrique ne fut résolu que

lorsque le prix de revient de l’acide sulfurique permit d’employer directement ce corps à la mise en liberté de l’acide nitrique.

Composition de l’acide nitrique. — Pour exposer plus clairement les principes de la fabrication de l’acide nitrique rappelons quelques propriétés de ce corps. 11 forme plusieurs hydrates, dont les deux plus importants contiennent un et quatre équivalents d’eau.

L’acide azotique monohydraté pur a pour densité 1,559 à 0», 1,552 à 15“, 1,510 à 20“, il a pour composition :

AzO’ 51 85.71

et marque 50“ B.

Pour l’acide à quatre équivalents sition :

Azo“

HO

d’eau, la densité est 1.121, il a pour compo-

lis 100

et marque 15“ B.

L’acide le plus concentré qu’on trouve dans le commerce contient toujours plus d’un équivalent d’eau. Il est très rarement employé dans l’industrie; on utilise géné. râlement de l’acide à des degrés de concentration plus faibles, quelquefois désignés sous les noms d’eau forte et de double eau forte. Ce dernier produit est l’acide quadrihydraté (15“B) et contient par suite 10 pour 100 d’eau. L’eau forte ordinaire marque de 56“ à 10“ B et contient par suite de 55 à 17 pour 100 d’eau.

On prépare en outre pour certains usages de l’acide nitrique rouge fumant chargé de proportions variables d’acide hyponitrique.

Principales propriétés. — Action de la chaleur. — L’acide monohydraté, incolore, quand il est pur, se décompose partiellement et jaunit sous l’action de la lumière. 11 s’évapore lentement à la température ordinaire en dégageant des fumées épaisses dues à ce que la vapeur forme avec l’humidité de l’air un hydrate moins volatil. Soumis à l’action de la chaleur, il commence à bouillir à 80", en donnant un liquide teinté en jaune par l’acide hyponitrique provenant d’une décomposition partielle ; peu à peu le point d’ébullition s’élève, et finit par se fixer à 125“. Il distille alors de l’acide quadrihydraté.

Si au contraire on distille de l’acide contenant plus de 40 “/» d’eau le point d’ébullition s’élève encore peu à peu jusqu’à 125“, l’acide se concentre, et finalement on obtient encore de l’acide quadrihydraté. Ce composé est donc celui qui présente le plus de stabilité.

La lumière décompose, comme la chaleur, l’acide monohydraté, et le ramène à l’état d’acide quadrihydraté.

Si l’on cherche à concentrer de l’acide nitrique en le chauffant mélangé avec de l’acide sulfurique concentré, il se dégage des Vapeurs rutilantes et de l’oxygène, parce que l’acide sulfurique s'empare d’une partie de l’eau qui était unie à l’acide

nitrique. C’est un phénomène dont il faut tenir compte dans la fabrication de l’acide nitrique.

L’acide rouge fumant est plus corrosif et présente des propriétés oxydantes plus énergiques que l’acide ordinaire. Il possède l’odeur de l’acide hyponitriqne et émet des vapeurs rouges même à la température ordinaire. Sa densité atteint 1.50 (48“B) mais elle est souvent beaucoup pins faible. Il perd d’antant plus facilement son acide liyponitrique qu’il est plus étendu. L’aclde|marquant moins de 46“ se décolore facilement à une température modérée. Quand il est plus concentré, on peut le décolorer en le distillant avec du perxoyde de manganèse ou du bichromate de potasse, et même lïen que par une addition de bioxyde de plomb d’après Pelonze. D’après Smith, un courant d’air sec snffit pour oxyder complètement l’acide hyponitriqne à la température de 77“.

La table suivante empruntée à Kolb, fait connaître les densités correspondantes aux divers degrés de l’aréomètre Baumé, ainsi que la teneur de l’acide nitrique étendu en acide anhydre et acide monohydraté, aux températures de 0“ et de 15» G.