Chap 8: Heavy chemical industries."

# Chap 8: Heavy chemical industries." ## Objectifs et prérequis Ce chapitre vise à permettre à l'élève de comprendre les principes fondamentaux des industries chimiques lourdes, notamment la production des acides minéraux, de l'ammoniaque, de la soude caustique, des engrais et des polymères. Il doit être capable d'identifier les matières premières et sources d'énergie utilisées, d'expliquer les procédés industriels clés (Haber-Bosch, Ostwald, Contact, électrolyse de la saumure), de calculer la composition des engrais, de distinguer les types de polymérisation et d'évaluer les impacts environnementaux associés. Les prérequis incluent une maîtrise des notions de stoichiométrie, d'équilibres chimiques, de propriétés des acides et bases, et de la structure moléculaire de base (covalence, groupes fonctionnels). ## Introduction Les industries chimiques lourdes transforment des matières premières abondantes (air, eau, sel, soufre, phosphates, hydrocarbures) en produits essentiels à l'agriculture, à l'industrie manufacturière et à la vie quotidienne. Ces procédés, souvent énergivores, reposent sur des réactions chimiques optimisées à grande échelle. Leur étude permet de saisir l'interdépendance entre chimie, économie et environnement, particulièrement pertinente dans le contexte du développement durable au Cameroun et en Afrique subsaharienne. ## I. Raw materials and sources of energy for heavy chemical industry ### Définition et exemples > Les matières premières des industries chimiques lourdes sont des substances naturelles ou transformées utilisées en grande quantité comme réactifs ou intermédiaires dans les procédés industriels. Les sources d'énergie comprennent les combustibles fossiles (charbon, pétrole, gaz naturel), l'électricité et, de plus en plus, les énergies renouvelables. Les matières premières clés incluent : - **Air** : source d'azote (N₂) et d'oxygène (O₂) - **Eau** : source d'hydrogène (H₂) et d'oxygène - **Sel gemme (NaCl)** : source de chlore et de sodium - **Soufre natif ou pyrite (FeS₂)** : source de dioxyde de soufre (SO₂) - **Phosphates rocheux** : source de phosphore pour les engrais - **Hydrocarbures (gaz naturel, naphta)** : source d'hydrogène et de carbone pour les polymères Les sources d'énergie dominantes sont le gaz naturel (pour la vapeur et l'hydrogène via reformage) et l'électricité (pour l'électrolyse). Au Cameroun, le gaz naturel de Kribi et l'hydroélectricité (barrages de Lagdo, Song Loulou) sont des atouts stratégiques. ### Exemple résolu : Calcul de la matière première nécessaire Une usine produit 1000 kg d'ammoniac (NH₃) par jour via le procédé Haber-Bosch : N₂ + 3H₂ → 2NH₃. Quelle masse d'hydrogène est nécessaire ? **Solution :** Masse molaire NH₃ = 14 + 3×1 = 17 g/mol Moles de NH₃ produites = 1000000 g / 17 g/mol ≈ 58823.5 mol D'après l'équation : 2 mol NH₃ nécessitent 3 mol H₂ → mol H₂ = (3/2) × 58823.5 ≈ 88235.3 mol Masse molaire H₂ = 2 g/mol → Masse H₂ = 88235.3 × 2 = 176470.6 g ≈ **176.5 kg** ### Exercices d'application **Exercice 1** : Pour produire 500 kg d'acide sulfurique (H₂SO₄) par le procédé Contact (SO₂ + ½O₂ → SO₃, puis SO₃ + H₂O → H₂SO₄), quelle masse de soufre est nécessaire si tout le soufre est converti en SO₂ ? *Correction* : Masse molaire H₂SO₄ = 98 g/mol → Moles = 500000 / 98 ≈ 5102 mol Chaque H₂SO₄ vient d'un SO₃, qui vient d'un SO₂, qui vient d'un S → moles S = 5102 mol Masse molaire S = 32 g/mol → Masse S = 5102 × 32 = 163264 g ≈ **163.3 kg** **Exercice 2** : Une usine utilise du gaz naturel (CH₄) pour produire de l'hydrogène par reformage à la vapeur : CH₄ + H₂O → CO + 3H₂. Si elle produit 200 kg de H₂ par jour, quelle masse de CH₄ est nécessaire ? *Correction* : Moles H₂ = 200000 / 2 = 100000 mol D'après l'équation : 1 mol CH₄ produit 3 mol H₂ → moles CH₄ = 100000 / 3 ≈ 33333.3 mol Masse molaire CH₄ = 16 g/mol → Masse CH₄ = 33333.3 × 16 = 533333 g ≈ **533.3 kg** ## II. Industrial manufacture of ammonia and its uses ### Procédé Haber-Bosch > Le procédé Haber-Bosch synthétise l'ammoniac à partir de l'azote atmosphérique et de l'hydrogène selon l'équation : N₂(g) + 3H₂(g) ⇌ 2NH₃(g), ΔH = -92 kJ/mol. Il utilise un catalyseur de fer promu par K₂O et Al₂O₃, à haute pression (150-300 atm) et température modérée (400-500°C) pour optimiser le rendement et la vitesse. L'hydrogène provient principalement du reformage du gaz naturel : CH₄ + H₂O → CO + 3H₂, suivi de la réaction eau-gaz : CO + H₂O → CO₂ + H₂. L'azote est obtenu par distillation fractionnée de l'air liquéfié. ### Conditions optimales et rendement Malgré l'exothermicité de la réaction, une température trop basse ralentit la réaction ; une pression trop basse diminue le rendement d'équilibre (Le Chatelier). Le compromis industriel (450°C, 200 atm) donne un rendement par passage d'environ 15-20%, avec recyclage des gaz non réagis. ### Utilisations de l'ammoniac - **Engrais** : 80% de la production mondiale (nitrate d'ammonium, urée) - **Industrie** : production d'acide nitrique, de fibres synthétiques (nylon), de produits pharmaceutiques - **Réfrigération** : comme fluide frigorigène (R717) - **Nettoyage** : dans les solutions alcalines domestiques ### Exemple résolu : Rendement effectif Une usine traite 1000 m³/h de gaz de synthèse (N₂:H₂ = 1:3) à 450°C et 200 atm. À l'équilibre, la fraction molaire de NH₃ est 0,18. Quel est le débit massique de NH₃ produit si le gaz non réagis est recyclé et que l'efficacité globale est de 95% ? **Solution** : Débit molaire total entrant ≈ (P V)/(RT) = (200×10⁵ Pa × 1000 m³/h) / (8,314 × 723 K) ≈ 3320 mol/h (approximation simplifiée pour illustration) En réalité, on utilise des débits massiques connus. Supposons un débit massique d'entrée de 100 kg/h de gaz de synthèse (N₂ + 3H₂). Masse molaire mélange N₂:3H₂ = 28 + 3×2 = 34 g/mol → moles entrée = 100000 / 34 ≈ 2941 mol/h À l'équilibre, moles NH₃ = 0,18 × total moles à l'équilibre. Comme la réaction diminue le nombre de moles, on résout : Soit x = moles de N₂ réagis → moles NH₃ formés = 2x À l'équilibre : n_N₂ = n₀_N₂ - x, n_H₂ = n₀_H₂ - 3x, n_NH₃ = 2x, n_total = n₀_total - 2x Avec n₀_N₂ : n₀_H₂ = 1:3, soit n₀_N₂ = a, n₀_H₂ = 3a → n₀_total = 4a Kp = (P_NH₃)² / (P_N₂ × P_H₂³) = [ (2x/(4a-2x)) × P ]² / [ ( (a-x)/(4a-2x) × P ) × ( (3a-3x)/(4a-2x) × P )³ ] Après simplification et utilisation de Kp ≈ 0,0006 à 450°C, on trouve x ≈ 0,27a → n_NH₃ = 0,54a Fraction molaire NH₃ = 0,54a / (4a - 2×0,27a) = 0,54a / 3,46a ≈ 0,156 (proche de 0,18 donné) En utilisant la valeur donnée de 0,18 : si fraction molaire = 0,18, et sachant que pour chaque 2 NH₃ formés, 2 moles sont perdues, on peut approcher : Débit massique NH₃ = (fraction molaire) × (débit molaire total sortant) × M_NH₃ Avec recyclage, le débit effectif dépend de la purge. Pour simplifier, si on considère que le débit de gaz frais équivaut à la production nette : Production nette de NH₃ = (fraction molaire à l'équilibre) × (débit de gaz de synthèse frais) × (2/4) × M_NH₃ × efficacité Mais une approche plus directe : si le mélange à l'équilibre contient 18% de NH₃ en volume, et que le débit volumétrique sortant est similaire à l'entrée (approx), alors : Débit volumétrique NH₃ ≈ 0,18 × 1000 m³/h = 180 m³/h À STP, 1 mole = 22,4 L, mais à 450°C et 200 atm, on utilise la loi des gaz parfaits : n = PV/RT = (200×10⁵ Pa × 180 m³) / (8,314 × 723 K) ≈ 6000 mol/h Masse NH₃ = 6000 mol/h × 17 g/mol = 102000 g/h = **102 kg/h** Avec efficacité globale de 95% (tenant compte des pertes et du recyclage), production nette = 102 × 0,95 ≈ **96,9 kg/h** ### Exercices d'application **Exercice 1** : Expliquez pourquoi une pression élevée favorise la formation d'ammoniac dans le procédé Haber-Bosch, en vous référant au principe de Le Chatelier. *Correction* : La réaction N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃ entraîne une diminution du nombre total de moles gazeuses (4 moles de réactifs → 2 moles de produit). Selon le principe de Le Chatelier, une augmentation de la pression favorise le côté comportant moins de moles, donc la formation d'ammoniac. **Exercice 2** : Une usine produit 50 tonnes d'ammoniac par jour. Quelle quantité d'azote atmosphérique (en m³ à STP) est nécessaire théoriquement ? *Correction* : 2NH₃ nécessite 1 N₂ → moles NH₃ = 50000000 g / 17 g/mol ≈ 2941176 mol Moles N₂ nécessaires = 2941176 / 2 = 1470588 mol À STP, 1 mole = 22,4 L → Volume = 1470588 × 22,4 L = 32941171 L ≈ **32941 m³** ## III. Industrial manufacture of Nitric acid, its uses and effects on the environment ### Procédé Ostwald > L'acide nitrique est produit par l'oxydation catalytique de l'ammoniac en trois étapes : (1) 4NH₃ + 5O₂ → 4NO + 6H₂O (Pt-Rh catalyst, 800-900°C), (2) 2NO + O₂ → 2NO₂, (3) 3NO₂ + H₂O → 2HNO₃ + NO. Le NO de l'étape 3 est recyclé vers l'étape 2. L'étape 1 est exothermique et limitée par l'équilibre ; une température trop élevée favorise la décomposition du NO. L'utilisation d'un catalyseur platine-rhodium permet une réaction rapide à relativement basse température. ### Utilisations de l'acide nitrique - **Engrais** : nitrate d'ammonium, nitrate de calcium - **Industrie** : production d'explosifs (TNT, nitroglycérine), de colorants, de médicaments - **Traitement des métaux** : gravure, passivation de l'acier inoxydable - **Nettoyage** : dans les mixtures pour nettoyer le silicium en microélectronique ### Effets sur l'environnement > La production d'acide nitrique libère des oxydes d'azote (NOₓ : NO, NO₂) qui contribuent à la formation de smog photochimique, de pluies acides (via formation d'HNO₃ dans l'atmosphère) et à l'appauvrissement de la couche d'ozone stratosphérique. Le NO₂ est également un gaz à effet de serre indirect. Les mesures d'atténuation comprennent l'utilisation de catalyseurs à haute efficacité, la réduction de la température de fonctionnement, et le traitement des gaz résiduels par absorption dans l'eau ou réduction catalytique sélective (SCR) avec de l'ammoniac. ### Exemple résolu : Calcul de rendement et pertes Dans une usine Ostwald, 1000 kg d'ammoniac sont traités par jour. Si le rendement global de l'acide nitrique est de 85%, quelle masse d'HNO₃ est produite ? Quelle masse de NOₓ est perdue si l'on considère que tout l'azote non converti en HNO₃ apparaît sous forme de NO₂ ? **Solution** : Équation globale approximée : NH₃ + 2O₂ → HNO₃ + H₂O (en tenant compte du recyclage du NO) Masse molaire NH₃ = 17 g/mol, HNO₃ = 63 g/mol Moles NH₃ = 1000000 / 17 ≈ 58823,5 mol Théoriquement, moles HNO₃ = moles NH₃ = 58823,5 mol → Masse théorique = 58823,5 × 63 ≈ 3705880 g = **3706 kg** Avec rendement de 85% : Masse réelle HNO₃ = 3706 × 0,85 = **3150 kg** Azote entrant : 58823,5 mol N (depuis NH₃) Azote dans HNO₃ produit : 3150000 g / 63 g/mol = 50000 mol N Azote perdu = 58823,5 - 50000 = 8823,5 mol N Si tout apparaît comme NO₂ (masse molaire 46 g/mol) : Masse NO₂ perdue = 8823,5 × 46 ≈ 405881 g = **406 kg** ### Exercices d'application **Exercice 1** : Pourquoi le catalyseur platine-rhodium est-il préféré au platine pur dans le procédé Ostwald ? *Correction* : Le rhodium ajouté au platine réduit la volatilisation du catalyseur à haute température et améliore sa résistance à l'empoisonnement par les impuretés présentes dans l'ammoniac ou l'air. **Exercice 2** : Calculer le volume de gaz NO₂ (à 25°C et 1 atm) libéré lors de la production de 100 kg d'acide nitrique, en supposant un rendement de 70% et que les pertes d'azote sont entièrement sous forme de NO₂. *Correction* : Moles HNO₃ réelles = 100000 / 63 ≈ 1587,3 mol Rendement 70% → moles théoriques nécessaires = 1587,3 / 0,7 ≈ 2267,6 mol NH₃ Azote entrant = 2267,6 mol N Azote dans HNO₃ = 1587,3 mol N Azote perdu = 2267,6 - 1587,3 = 680,3 mol N → sous forme NO₂ : 680,3 mol NO₂ À 25°C (298 K) et 1 atm : V = nRT/P = 680,3 × 0,0821 × 298 / 1 ≈ **16650 L** ou **16,65 m³** ## IV. Industrial manufacture of Sulphuric acid and its uses ### Procédé de Contact > L'acide sulfurique est fabriqué par l'oxydation catalytique du dioxyde de soufre en trioxyde de soufre, suivi d'absorption dans l'acide sulfurique concentré : (1) S ou SO₂ + O₂ → SO₂ (si départ du soufre), (2) 2SO₂ + O₂ ⇌ 2SO₃ (V₂O₅ catalyst, 400-450°C, 1-2 atm), (3) SO₃ + H₂O → H₂SO₄ (en pratique, absorption dans 98-99% H₂SO₄ pour former de l'oléum, puis dilution). L'étape 2 est exothermique et réversible ; une température trop basse ralentit la réaction, une température trop élevée diminue le rendement d'équilibre (Le Chatelier). L'utilisation d'un lit à plusieurs étages avec refroidissement intermédiaire permet d'optimiser le rendement (>98%). ### Utilisations de l'acide sulfurique - **Engrais** : production d'engrais phosphatés (superphosphate, phosphate d'ammonium) - **Industrie** : métallurgie (nettoyage des aciers), production de pigments, de détergents, de fibres synthétiques - **Pétrole** : alkylation dans le raffinage - **Batteries** : électrolyte dans les batteries au plomb - **Laboratoire** : agent déshydratant, catalyseur ### Effets sur l'environnement > La principale pollution atmosphérique provient des émissions de SO₂ non converti, qui contribue à la formation de pluies acides (H₂SO₄) et de particules sulfatées nocives pour la santé respiratoire. Les usines modernes utilisent des lavages à la chaux ou des catalyseurs à haute efficacité pour réduire les émissions SO₂ en dessous de 0,5 kg/tonne d'acide produit. ### Exemple résolu : Calcul du rendement et consommation d'oxygène Une usine produit 2000 kg d'acide sulfurique par jour via le procédé Contact. Si le rendement de l'étape d'oxydation (SO₂ à SO₃) est de 92%, quelle masse de SO₂ doit être fournie à l'entrée du réacteur ? Quelle masse d'O₂ est consommée théoriquement ? **Solution** : Étape clé : 2SO₂ + O₂ → 2SO₃, puis SO₃ + H₂O → H₂SO₄ Globalement : SO₂ + ½O₂ + H₂O → H₂SO₄ Masse molaire H₂SO₄ = 98 g/mol → Moles H₂SO₄ = 2000000 / 98 ≈ 20408,2 mol Théoriquement, moles SO₂ nécessaires = moles H₂SO₄ = 20408,2 mol Avec rendement de 92% pour l'étape SO₂→SO₃ : moles SO₂ à fournir = 20408,2 / 0,92 ≈ 22182,8 mol Masse molaire SO₂ = 64 g/mol → Masse SO₂ = 22182,8 × 64 ≈ 1419699 g = **1420 kg** D'après l'équation globale : moles O₂ consommés = ½ × moles H₂SO₄ produits = 0,5 × 20408,2 = 10204,1 mol Masse molaire O₂ = 32 g/mol → Masse O₂ = 10204,1 × 32 ≈ 326531 g = **326,5 kg** ### Exercices d'application **Exercice 1** : Justifiez pourquoi l'absorption du SO₃ se fait dans de l'acide sulfurique concentré plutôt que directement dans l'eau. *Correction* : L'absorption directe de SO₃ dans l'eau produit un brouillard d'acide sulfurique extrêmement fin et corrosif, difficile à contenir et dangereux pour les équipements et la santé. L'absorption dans l'acide concentré forme de l'oléum (H₂S₂O₇), qui peut être dilué de manière contrôlée sans émission de brouillard. **Exercice 2** : Une usine émet 50 kg de SO₂ par jour malgré un rendement de 98% dans le procédé Contact. Quelle est la production quotidienne d'acide sulfurique ? *Correction* : Si le rendement est de 98%, alors 2% du SO₂ entrant est perdu. Soit S = masse de SO₂ entrant → 0,02 S = 50 kg → S = 2500 kg Masse d'acide sulfurique produite = (masse de SO₂ converti) × (M_H₂SO₄ / M_SO₂) = (0,98 × 2500) × (98/64) = 2450 × 1,53125 ≈ **3751,6 kg** ## V. Manufacture of NaOH and its uses ### Électrolyse de la saumure > La soude caustique (NaOH) est produite industriellement par l'électrolyse d'une solution concentrée de chlorure de sodium (saumure) selon deux procédés principaux : le procédé à membrane (le plus courant aujourd'hui) et le procédé à diaphragme. À l'anode : 2Cl⁻ → Cl₂ + 2e⁻ ; à la cathode : 2H₂O + 2e⁻ → H₂ + 2OH⁻. Globalement : 2NaCl + 2H₂O → 2NaOH + H₂ + Cl₂. Le procédé à membrane utilise une membrane perméable sélective aux cations (Na⁺) qui empêche le mélange du gaz chlore (anode) et de l'hydrogène/catholyte (cathode), produisant une NaOH très pure (~50% en poids) sans contamination par le NaCl. ### Utilisations de la soude caustique - **Industrie du papier** : procédé Kraft pour éliminer la lignine - **Textile** : mercerisation du coton - **Chimie** : production de savons, de détergents, de composés organiques (époxydes, alcools) - **Alimentation** : régulateur d'acidité (E524), épluchage de fruits/légumes - **Traitement de l'eau** : neutralisation des eaux acides, précipitation des métaux lourds - **Détergents domestiques** : agent alcalin puissant ### Effets sur l'environnement > La production de chlore gazeux (Cl₂) présente un risque toxique et nécessite des systèmes de confinement et de traitement rigoureux. Le chlore peut réagir avec la matière organique pour former des composés organochlorés persistants (dioxines, furanes) si mal géré. L'hydrogène produit est généralement valorisé comme carburant ou matière première. Les effluents aqueux contenant du chlorure doivent être traités pour éviter la salinisation des milieux récepteurs. ### Exemple résolu : Calcul de rendement et production associée Une usine d'électrolyse de la saumure fonctionne avec un courant de 100 kA et une efficacité actuelle de 88%. Quelle masse de NaOH, de H₂ et de Cl₂ est produite par heure ? **Solution** : Loi de Faraday : masse = (I × t × M) / (n × F) I = 100 kA = 100000 A, t = 3600 s, F = 96485 C/mol Pour NaOH : à la cathode, 2e⁻ produisent 2OH⁻ → n = 1 mol e⁻ par mol de NaOH Masse NaOH = (100000 × 3600 × 40) / (1 × 96485) × 0,88 ≈ (1,430×10¹⁰) / 96485 × 0,88 ≈ 148200 × 0,88 ≈ **130416 g/h** ou **130,4 kg/h** Pour H₂ : 2e⁻ produisent 1 mol H₂ → n = 2 Masse H₂ = (100000 × 3600 × 2) / (2 × 96485) × 0,88 = (7,2×10⁸) / 96485 × 0,88 ≈ 7462 × 0,88 ≈ **6567 g/h** ou **6,57 kg/h** Pour Cl₂ : à l'anode, 2e⁻ produisent 1 mol Cl₂ → n = 2 Masse Cl₂ = (100000 × 3600 × 71) / (2 × 96485) × 0,88 = (2,556×10¹⁰) / 96485 × 0,88 ≈ 264900 × 0,88 ≈ **233112 g/h** ou **233,1 kg/h** ### Exercices d'application **Exercice 1** : Pourquoi le procédé à membrane est-il préféré au procédé à mercure pour la production de NaOH ? *Correction* : Le procédé à mercure entraîne une pollution par le mercure, un métal lourd toxique et bioaccumulable, tandis que le procédé à membrane évite l'utilisation de mercure et produit une NaOH plus pure avec moins de déchets dangereux. **Exercice 2** : Une usine produit 10 tonnes de NaOH par jour avec une efficacité actuelle de 85%. Quel est le courant électrique moyen utilisé ? *Correction* : Production quotidienne NaOH = 10000 kg → horaire = 10000/24 ≈ 416,67 kg/h = 416670 g/h Masse molaire NaOH = 40 g/mol → moles/h = 416670 / 40 = 10416,75 mol/h Comme 1 mol e⁻ produit 1 mol NaOH, charge nécessaire par heure = 10416,75 × 96485 C Courant I = (charge par seconde) = (10416,75 × 96485) / 3600 ≈ 279000 A Avec efficacité 85% : I réel = 279000 / 0,85 ≈ **328235 A** ou **328,2 kA** ## VI. Fertilizers – definition, composition and types ### Définition et composition > Un engrais est une substance naturelle ou synthétique apportant aux plantes un ou plusieurs éléments nutritifs essentiels (principalement azote N, phosphore P, potassium K) sous une forme assimilable pour améliorer leur croissance et leur rendement. Les engrais sont caractérisés par leur titre NPK, exprimé en pourcentage de masse de N, P₂O₅ et K₂O. Par exemple, un engrais 10-20-10 contient 10% d'azote, 20% de pentoxyde de phosphore et 10% d'oxyde de potassium. ### Types d'engrais - **Engrais azotés** : urée (CO(NH₂)₂, 46% N), nitrate d'ammonium (NH₄NO₃, 34% N), sulfate d'ammonium ((NH₄)₂SO₄, 21% N) - **Engrais phosphatés** : superphosphate simple (Ca(H₂PO₄)₂, 16-20% P₂O₅), triple superphosphate (Ca(H₂PO₄)₂·H₃PO₄, 46% P₂O₅), phosphate d'ammonium (18-46-0) - **Engrais potassiques** : chlorure de potassium (KCl, 60% K₂O), sulfate de potassium (K₂SO₄, 50% K₂O) - **Engrais composés** : mélanges contenant deux ou trois éléments nutritifs (ex. NPK 15-15-15) - **Engrais organiques** : fumier, compost, farine de poisson (libération lente, améliorent la structure du sol) ### Exemple résolu : Calcul du titre NPK Un engrais contient 12 g d'azote, 24 g de phosphore exprimé comme P₂O₅ et 16 g de potassium exprimé comme K₂O dans un échantillon de 100 g. Quel est son titre NPK ? **Solution** : % N = (12 g / 100 g) × 100 = 12% % P₂O₅ = (24 g / 100 g) × 100 = 24% % K₂O = (16 g / 100 g) × 100 = 16% Titre NPK = **12-24-16** ### Exercices d'application **Exercice 1** : Pourquoi l'urée est-elle l'engrais azoté le plus utilisé dans le monde malgré sa sensibilité à l'hydrolyse ? *Correction* : L'urée possède la plus forte teneur en azote (46%) parmi les engrais solides courants, ce qui réduit les coûts de transport et d'application par unité de nutriment. Son hydrolysis enzymatique par l'uréase dans le sol est relativement lente et contrôlée, permettant une libération progressive de l'azote. **Exercice 2** : Un agriculteur souhaite appliquer 50 kg d'azote pur par hectare en utilisant de l'urée (46% N). Quelle masse d'urée doit-il épandre ? *Correction* : Masse d'urée nécessaire = (masse d'N souhaitée) / (fraction massique d'N) = 50 kg / 0,46 ≈ **108,7 kg/ha** ## VII. Calculation of components of fertilizers and environmental effects ### Calcul des composants > Pour déterminer la quantité réelle d'élément nutritif apportée par un engrais, on multiplie la masse de l'engrais par sa fraction massique de l'élément exprimé sous sa forme conventionnelle (N, P₂O₅, K₂O), puis on convertit si nécessaire en masse de l'élément élémentaire (P ou K) en utilisant les facteurs de conversion. Facteurs de conversion : - Masse P = (masse P₂O₅) × (62/142) ≈ masse P₂O₅ × 0,437 - Masse K = (masse K₂O) × (78/94) ≈ masse K₂O × 0,830 ### Effets sur l'environnement > Une utilisation excessive d'engrais minéraux entraîne des pertes par lessivage (nitrates dans les nappes phréatiques, eutrophisation des eaux de surface) et par volatilisation (ammoniac, oxydes d'azote). La production d'engrais azotés consomme de l'énergie fossile (gaz naturel pour l'Haber-Bosch), contribuant aux émissions de CO₂. Les engrais phosphatés dépendent de réserves de roche phosphate finies, et leur extraction peut libérer des radionucléides (uranium, thorium) présents naturellement dans le minerai. Les bonnes pratiques agricoles comprennent l'analyse de sol, l'application fractionnée, l'utilisation d'inhibiteurs de nitrification, et la préférence pour les engrais à libération contrôlée ou les amendements organiques. ### Exemple résolu : Calcul de l'azote réellement disponible et pertes Un champ reçoit 200 kg d'urée par hectare. Si 15% de l'azote est perdu par volatilisation d'ammoniac et 10% par lessivage de nitrates, quelle masse d'azote est effectivement absorbée par les plantes ? **Solution** : Masse d'urée = 200 kg/ha Teneur en N = 46% → Masse d'N appliquée = 200 × 0,46 = 92 kg N/ha Pertes totales = 15% + 10% = 25% Masse d'N perdue = 92 × 0,25 = 23 kg N/ha Masse d'N absorbée = 92 - 23 = **69 kg N/ha** ### Exercices d'application **Exercice 1** : Expliquez pourquoi le lessivage des nitrates est plus problématique en sols sableux qu'en sols argileux. *Correction* : Les sols sableux ont une faible capacité d'échange cationique et une grande porosité, ce qui permet aux ions nitrate (NO₃⁻), fortement solubles et non adsorbés, de percoler rapidement vers les nappes phréatiques. Les sols argileux retiennent mieux l'eau et ont une plus grande capacité d'adsorption, ralentissant le déplacement des nitrates. **Exercice 2** : Un engrais composé 12-24-12 est appliqué à raison de 300 kg/ha. Calculer les masses de phosphore élémentaire (P) et de potassium élémentaire (K) apportés. *Correction* : Masse P₂O₅ appliquée = 300 × 0,24 = 72 kg/ha Masse P = 72 × (62/142) = 72 × 0,4366 ≈ **31,4 kg P/ha** Masse K₂O appliquée = 300 × 0,12 = 36 kg/ha Masse K = 36 × (78/94) = 36 × 0,8298 ≈ **29,9 kg K/ha**