Karamö, le prof virtuelLeçon 3 sur 4
Les engrais minéraux
Je sais nommer les principaux engrais minéraux azotés, phosphatés et potassiques, écrire les équations de leur fabrication et calculer leur teneur en éléments fertilisants à partir de leur formule chimique.
- 50 min
- 6 exercices corrigés
- 3 schémas
- QCM de 5 questions
À la fin de la leçon, tu sauras :
- Définir un engrais minéral simple et citer les principaux engrais azotés, phosphatés et potassiques
- Écrire les équations de la synthèse de l'ammoniac, de l'ammonitrate, de l'urée et des superphosphates
- Calculer le pourcentage d'azote, de P₂O₅ ou de K₂O d'un composé pur
- Calculer une masse d'engrais à épandre ou une masse de produit fabriqué
- Connaître les précautions d'emploi et de stockage
Avant de commencer : Les leçons « Les engrais » et « Les engrais organiques » ; masse molaire, quantité de matière (n = m/M) et proportions d'une équation chimique.
1Je découvre
Ibrahima vend des intrants agricoles au marché de Kankan. Sur ses étagères, des sacs de 50 kg : « Urée 46 % », « Sulfate d'ammonium 21 % », « Superphosphate triple 46 % », « Chlorure de potassium 60 % ». Ses clients, cultivateurs de maïs et de coton, lui posent souvent la même question : « Lequel est le meilleur ? »
Hawa, sa nièce, élève en Terminale, regarde les étiquettes. Elle remarque que l'urée et le sulfate d'ammonium apportent tous les deux de l'azote, mais pas dans la même proportion. D'où viennent ces pourcentages ? Comment l'industrie fabrique-t-elle ces produits, alors que l'azote de l'air ne peut pas être utilisé par la plupart des plantes ? Et comment choisir le sac qui revient le moins cher pour une même quantité d'azote ?
Que sont les engrais minéraux, comment les fabrique-t-on, et comment calculer ce qu'ils apportent ?
2Je comprends
1. Définition
Un engrais minéral (ou engrais chimique) est un engrais d'origine minérale, extrait de gisements naturels ou fabriqué par l'industrie chimique. Ses éléments fertilisants sont sous forme de sels (ou de composés qui en donnent rapidement dans le sol) : ils se dissolvent dans l'eau du sol et libèrent des ions directement absorbables. Son action est donc rapide.
Dans cette leçon, on étudie les engrais minéraux simples, qui n'apportent qu'un seul élément majeur. On les classe en trois familles : azotés, phosphatés, potassiques.
2. Calculer la teneur d'un composé pur
La teneur d'un engrais se déduit de sa formule chimique. On utilise les masses molaires atomiques : M(H) = 1 ; M(C) = 12 ; M(N) = 14 ; M(O) = 16 ; M(P) = 31 ; M(S) = 32 ; M(Cl) = 35,5 ; M(K) = 39 ; M(Ca) = 40 (en g/mol).
Méthode
Pour calculer le pourcentage d'un élément fertilisant dans un composé pur :
- Je calcule la masse molaire M du composé.
- Pour l'azote : je compte les atomes d'azote x ; % N = (x × 14 / M) × 100.
- Pour le phosphore : 2 atomes de P donnent 1 P₂O₅ (142 g/mol) ; % P₂O₅ = (nombre de P / 2) × 142 / M × 100.
- Pour le potassium : 2 atomes de K donnent 1 K₂O (94 g/mol) ; % K₂O = (nombre de K / 2) × 94 / M × 100.
- Je compare avec la teneur écrite sur le sac : elle est souvent un peu plus faible, car le produit vendu n'est pas pur (eau, impuretés, produits d'enrobage).
Exemple
Calculer le pourcentage d'azote de l'urée, de formule CO(NH₂)₂.
M = 12 + 16 + 2 × (14 + 2 × 1) = 12 + 16 + 32 = 60 g/mol.
Il y a 2 atomes d'azote : 2 × 14 = 28 g d'azote par mole.
% N = 28/60 × 100 ≈ 46,7 %.
L'urée pure contient 46,7 % d'azote ; l'urée vendue est notée 46-0-0.
3. Les engrais azotés
| Engrais | Formule | M (g/mol) | % N du composé pur |
|---|---|---|---|
| Urée | CO(NH2)2 | 60 | 2860 ≈ 46,7 % |
| Nitrate d'ammonium (ammonitrate) | NH4NO3 | 80 | 2880 = 35 % |
| Sulfate d'ammonium | (NH4)2SO4 | 132 | 28132 ≈ 21,2 % |
| Nitrate de calcium | Ca(NO3)2 | 164 | 28164 ≈ 17,1 % |
Tous ces engrais viennent de l'ammoniac NH3, lui-même fabriqué à partir de l'azote de l'air. C'est une des plus grandes réussites de la chimie industrielle.
La synthèse de l'ammoniac (procédé Haber-Bosch). On fait réagir le diazote de l'air avec du dihydrogène (obtenu surtout à partir du gaz naturel), sous forte pression (de l'ordre de 200 bars), vers 400 à 500 °C, en présence d'un catalyseur à base de fer :
N2 + 3 H2 rightleftharpoons 2 NH3
La double flèche indique que la réaction est limitée (elle n'est pas totale) : on sépare l'ammoniac formé et on recycle les gaz qui n'ont pas réagi.
L'acide nitrique est obtenu par oxydation de l'ammoniac (procédé Ostwald) :
4 NH3 + 5 O2 → 4 NO + 6 H2O ; 2 NO + O2 → 2 NO2 ; 3 NO2 + H2O → 2 HNO3 + NO
Les engrais azotés se forment ensuite par réactions simples :
- ammonitrate (réaction acide-base) : NH3 + HNO3 → NH4NO3
- sulfate d'ammonium : 2 NH3 + H2SO4 → (NH4)2SO4
- urée (à partir d'ammoniac et de dioxyde de carbone) : 2 NH3 + CO2 → CO(NH2)2 + H2O
- 1Air (N₂) + gaz naturel (source de H₂)
- 2Synthèse de l'ammoniac : N₂ + 3 H₂ ⇌ 2 NH₃
- 3Oxydation d'une partie de NH₃ en acide nitrique HNO₃
- 4NH₃ + HNO₃ donne l'ammonitrate ; NH₃ + H₂SO₄ donne le sulfate d'ammonium
- 52 NH₃ + CO₂ donne l'urée
Dans le sol, l'urée est transformée par une enzyme (l'uréase) : CO(NH2)2 + H2O → 2 NH3 + CO2 ; l'ammoniac donne ensuite des ions ammonium, puis nitrate par nitrification. Si l'urée reste en surface sur un sol chaud et sec, une partie de l'ammoniac part dans l'air : il vaut mieux l'enfouir légèrement ou l'épandre sur un sol humide.
Exemple
Quelle masse d'ammonitrate peut-on fabriquer avec 34 kg d'ammoniac, l'acide nitrique étant en excès ?
M(NH₃) = 14 + 3 = 17 g/mol ; n(NH₃) = 34 000/17 = 2 000 mol.
D'après l'équation NH₃ + HNO₃ → NH₄NO₃, n(NH₄NO₃) = n(NH₃) = 2 000 mol.
m(NH₄NO₃) = 2 000 × 80 = 160 000 g = 160 kg.
On obtient 160 kg d'ammonitrate.
4. Les engrais phosphatés
Le phosphore provient des phosphates naturels, roches extraites de gisements (le Maroc en possède d'importantes réserves). Leur constituant principal peut être représenté par le phosphate tricalcique Ca3(PO4)2, insoluble dans l'eau : broyé et épandu tel quel, il agit très lentement (un peu mieux en sol acide).
Pour le rendre soluble, on le traite par un acide :
- superphosphate simple (action de l'acide sulfurique) :
Ca3(PO4)2 + 2 H2SO4 → Ca(H2PO4)2 + 2 CaSO4
Le produit est un mélange de dihydrogénophosphate de calcium (soluble) et de sulfate de calcium (le plâtre), qui « dilue » le phosphore : environ 16 à 20 % de P2O5.
- acide phosphorique (acide sulfurique en plus grande quantité) :
Ca3(PO4)2 + 3 H2SO4 → 2 H3PO4 + 3 CaSO4
- superphosphate triple (action de l'acide phosphorique) :
Ca3(PO4)2 + 4 H3PO4 → 3 Ca(H2PO4)2
Il n'y a plus de plâtre : il est beaucoup plus riche, environ 45 à 46 % de P2O5.
Vérifions la dernière équation : à gauche, 3 Ca, 2 + 4 = 6 P, 12 H et 8 + 16 = 24 O ; à droite, 3 Ca, 6 P, 3 × 4 = 12 H et 3 × 8 = 24 O. Elle est équilibrée.
Exemple
Calculer le pourcentage de P₂O₅ du dihydrogénophosphate de calcium pur Ca(H₂PO₄)₂.
M = 40 + 2 × (2 × 1 + 31 + 4 × 16) = 40 + 2 × 97 = 234 g/mol.
Il contient 2 atomes de P, donc l'équivalent de 1 P₂O₅ (M = 2 × 31 + 5 × 16 = 142 g/mol).
% P₂O₅ = 142/234 × 100 ≈ 60,7 %.
Le produit vendu en contient moins car il n'est pas pur.
Le phosphore bouge très peu dans le sol : on l'apporte au semis ou à la plantation, près des racines.
5. Les engrais potassiques
Le potassium provient de gisements de sels (comme la sylvinite, mélange de chlorure de potassium et de chlorure de sodium), que l'on purifie.
| Engrais | Formule | M (g/mol) | % K₂O du composé pur | Teneur usuelle du produit vendu |
|---|---|---|---|---|
| Chlorure de potassium | KCl | 74,5 | 942 × 74,5 ≈ 63,1 % | 60 % |
| Sulfate de potassium | K2SO4 | 174 | 94174 ≈ 54,0 % | 50 % |
Le chlorure de potassium est le moins cher. Le sulfate de potassium est préféré pour les cultures sensibles au chlore (certains légumes, le tabac) ; il apporte aussi du soufre.
6. Avantages, limites et précautions
- Riches : peu de masse pour beaucoup d'éléments
- Action rapide, éléments directement disponibles
- Composition connue, dosage précis
- Faciles à transporter et à stocker
- Coûteux, souvent importés
- Pas d'amélioration de la structure du sol
- Lessivage des nitrates, pollution des eaux si excès
- Certains acidifient le sol (sulfate d'ammonium)
Précautions : stocker les sacs à l'abri de l'humidité, de la chaleur et du feu, loin des aliments et des enfants ; ne jamais mélanger n'importe quels produits ; porter des gants et se laver les mains. L'ammonitrate est un produit oxydant : en grande quantité, chauffé ou mélangé à des matières combustibles, il peut provoquer une explosion. On ne le stocke jamais près d'un carburant.
3Je retiens
Je retiens
Engrais minéral simple : sel d'origine minérale ou industrielle qui apporte un seul élément majeur ; action rapide.
Azotés : urée CO(NH₂)₂ (46 %), ammonitrate NH₄NO₃ (33,5 à 35 %), sulfate d'ammonium (NH₄)₂SO₄ (21 %).
Synthèse de l'ammoniac : N₂ + 3 H₂ ⇌ 2 NH₃ (catalyseur au fer, haute pression, environ 450 °C). NH₃ + HNO₃ → NH₄NO₃ ; 2 NH₃ + CO₂ → CO(NH₂)₂ + H₂O.
Phosphatés : phosphate naturel Ca₃(PO₄)₂ insoluble ; superphosphate simple (+ H₂SO₄, 16 à 20 % P₂O₅) ; superphosphate triple (+ H₃PO₄, environ 46 % P₂O₅).
Potassiques : KCl (60 % K₂O), K₂SO₄ (50 % K₂O).
% N = (nombre de N × 14 / M) × 100 ; P₂O₅ = 142 g/mol ; K₂O = 94 g/mol.
Précautions : stockage au sec, loin du feu et des aliments ; l'ammonitrate est oxydant.
4Erreurs fréquentes
- Oublier qu'il y a 2 atomes d'azote dans l'urée et dans l'ammonitrate : % N = 28/M et non 14/M.
- Pour KCl, oublier que 1 K₂O correspond à 2 KCl : % K₂O = 94/(2 × 74,5), et non 94/74,5 (qui donnerait plus de 100 %).
- Croire que le phosphate naturel broyé agit aussi vite qu'un superphosphate : il est insoluble dans l'eau.
- Laisser l'urée en surface sur un sol sec et chaud : une partie de l'azote s'échappe sous forme d'ammoniac.
5Je m’exerce
1Exercice 1
Classe les engrais suivants en azotés, phosphatés ou potassiques : KCl ; NH4NO3 ; Ca(H2PO4)2 ; CO(NH2)2 ; K2SO4 ; (NH4)2SO4.
Voir le corrigéCacher le corrigé
- Azotés : NH4NO3 (ammonitrate), CO(NH2)2 (urée), (NH4)2SO4 (sulfate d'ammonium).
- Phosphatés : Ca(H2PO4)2 (constituant des superphosphates).
- Potassiques : KCl, K2SO4.
2Exercice 2
Calcule le pourcentage massique d'azote du sulfate d'ammonium (NH4)2SO4 pur, puis le pourcentage de K2O du sulfate de potassium K2SO4 pur.
Voir le corrigéCacher le corrigé
M((NH4)2SO4) = 2 × (14 + 4) + 32 + 4 × 16 = 36 + 32 + 64 = 132 g/mol ; masse d'azote 2 × 14 = 28 g. % N = 28132 × 100 ≈ 21,2 %.
M(K2SO4) = 2 × 39 + 32 + 64 = 174 g/mol ; il contient 2 K, soit l'équivalent de 1 K2O (94 g/mol). % K2O = 94174 × 100 ≈ 54,0 %.
3Exercice 3
Écris l'équation de la synthèse de l'ammoniac. Quelle masse d'urée peut-on fabriquer avec 34 tonnes d'ammoniac, le dioxyde de carbone étant en excès ?
Voir le corrigéCacher le corrigé
N2 + 3 H2 rightleftharpoons 2 NH3.
Urée : 2 NH3 + CO2 → CO(NH2)2 + H2O.
n(NH3) = 34 × 10617 = 2 × 106 mol. D'après l'équation, n(urée) = n(NH3)2 = 1 × 106 mol.
m(urée) = 1 × 106 × 60 = 60 × 106 g = 60 t. On peut fabriquer 60 tonnes d'urée.
4Exercice 4
Fatoumata doit apporter 90 unités de K2O par hectare sur 2 hectares de pommes de terre. Elle achète du chlorure de potassium à 60 % de K2O.
a) Quelle masse de chlorure de potassium lui faut-il ?
b) On suppose qu'un sac de 50 kg de ce produit coûte 400 000 GNF. Quel sera le coût de cette fertilisation ?
Voir le corrigéCacher le corrigé
a) Besoin total : 90 × 2 = 180 kg de K2O. Masse de KCl : m × 60100 = 180, donc m = 180 × 10060 = 300 kg.
b) 30050 = 6 sacs ; coût : 6 × 400 000 = 2 400 000 GNF.
5Exercice 5
(Type examen) On veut comparer l'urée (46 % N) et le sulfate d'ammonium (21 % N) pour apporter 92 unités d'azote sur un hectare de maïs. On suppose les prix suivants : sac de 50 kg d'urée à 450 000 GNF ; sac de 50 kg de sulfate d'ammonium à 300 000 GNF.
a) Calcule, pour chaque engrais, la masse nécessaire et le nombre de sacs à acheter (on n'achète que des sacs entiers).
b) Calcule le coût de chaque solution. Laquelle est la moins chère ?
c) Donne un avantage du sulfate d'ammonium et une précaution d'emploi de l'urée.
Voir le corrigéCacher le corrigé
a) Urée : m = 92 × 10046 = 200 kg, soit 20050 = 4 sacs.
Sulfate d'ammonium : m = 92 × 10021 ≈ 438 kg, soit 43850 ≈ 8,8 : il faut 9 sacs.
b) Urée : 4 × 450 000 = 1 800 000 GNF. Sulfate d'ammonium : 9 × 300 000 = 2 700 000 GNF. Avec ces prix, l'urée est la solution la moins chère, et il y a moins de sacs à transporter.
c) Avantage du sulfate d'ammonium : il apporte aussi du soufre, utile aux plantes ; son azote ammoniacal est moins vite lessivé que le nitrate. Précaution pour l'urée : l'enfouir légèrement ou l'épandre sur sol humide, pour éviter les pertes d'ammoniac dans l'air.
6Exercice 6
(Type examen) On fabrique du superphosphate triple à partir de 310 kg de phosphate tricalcique pur.
a) Écris l'équation de la réaction et vérifie qu'elle est équilibrée.
b) Calcule la masse molaire de Ca3(PO4)2 et la quantité de matière utilisée.
c) Calcule la masse d'acide phosphorique H3PO4 nécessaire et la masse de Ca(H2PO4)2 obtenue.
Voir le corrigéCacher le corrigé
a) Ca3(PO4)2 + 4 H3PO4 → 3 Ca(H2PO4)2. À gauche : 3 Ca, 6 P, 12 H, 24 O ; à droite : 3 Ca, 6 P, 12 H, 24 O. Elle est équilibrée.
b) M(Ca3(PO4)2) = 3 × 40 + 2 × (31 + 4 × 16) = 120 + 190 = 310 g/mol. n = 310 000310 = 1 000 mol.
c) n(H3PO4) = 4 × 1 000 = 4 000 mol ; M(H3PO4) = 3 + 31 + 64 = 98 g/mol ; m = 4 000 × 98 = 392 000 g = 392 kg.
n(Ca(H2PO4)2) = 3 × 1 000 = 3 000 mol ; m = 3 000 × 234 = 702 000 g = 702 kg.
Contrôle par la conservation de la masse : 310 + 392 = 702 kg. C'est cohérent.
Cherche d’abord seul, sur ton cahier, puis ouvre le corrigé pour comparer.
6Je vérifie
Choisis une réponse pour chaque question : la correction s’affiche aussitôt.
Crée ton compte élève gratuit pour cocher les leçons terminées, suivre ta progression et gagner des points au QCM.
