ChapitreI : Généralités
17
Ces deux formes se trouvent dans l’eau dans des proportions relatives qui dépendent du pH,
de la température et de la salinité (Aminot, 1983). Selon Gaujous 1996, le domaine de la
prédominance de l’une de ces deux espèces traduit un équilibre acido-basique d’où :
· pH< 9 ,2 on trouve L’ammonium (NH 4
+
).
· pH> 9,2 on a L’ammoniac (NH 3 ).
Selon Ballay, L’ammoniac est la forme la plus toxique pour les organismes marins d’ou son
effet est très différent dans un milieu froid et acide et dans un milieu plus chaud et plus alcalin
(Lacaze, 1996 (b)).
La source interne de l’ammonium est la décomposition de l’azote organique par un
mécanisme bactérien appelé ammonification et de la réduction des nitrites en ammonium se
fait aussi par un mécanisme bactérien en milieu anaérobique selon la réaction
suivante :(Kodex, 2006)
L’azote ammoniacal provient aussi des excrétions animales et de la décomposition
bactérienne des composés organiques azote (Gaujous, 1996).
Dans un milieu naturel non pollué les concentrations sont généralement inferieures à 1µmol/l,
et qui peuvent atteindre plusieurs dizaine voir centaines de micromoles par litre dans le cas de
pollution urbaine ce qui traduit son rôle de traceur de pollution (Aminot et al, 1983).
Azote nitreux (NO 2
-
) :
Dans le cycle de l’azote, les ions nitrites sont des intermédiaires entre l’azote ammoniacal et
ions nitrites, les concentrations retrouvées dans les eaux naturelles, douces, saumâtre, marines
vont de zéro à quelques (μmol /l) (Aminot et al, 1983).
Les nitrites résultent de l’oxydation de l’ammonium. La réaction est exothermique. Cette
oxydation est opérée par des bactéries (Le Nitrosomonas) et s’appelle la nitrosation.
NH4
+
+ OH
-
+ 3/2 O 2 ⇐⇒ NO 2
-
+ H+ + 2H 2 O
NO 2
-
+ H
+
+ 2H2O ⇐⇒ NH4
+
+ OH
- + 3/2 O2
17
Ces deux formes se trouvent dans l’eau dans des proportions relatives qui dépendent du pH,
de la température et de la salinité (Aminot, 1983). Selon Gaujous 1996, le domaine de la
prédominance de l’une de ces deux espèces traduit un équilibre acido-basique d’où :
· pH< 9 ,2 on trouve L’ammonium (NH 4
+
).
· pH> 9,2 on a L’ammoniac (NH 3 ).
Selon Ballay, L’ammoniac est la forme la plus toxique pour les organismes marins d’ou son
effet est très différent dans un milieu froid et acide et dans un milieu plus chaud et plus alcalin
(Lacaze, 1996 (b)).
La source interne de l’ammonium est la décomposition de l’azote organique par un
mécanisme bactérien appelé ammonification et de la réduction des nitrites en ammonium se
fait aussi par un mécanisme bactérien en milieu anaérobique selon la réaction
suivante :(Kodex, 2006)
L’azote ammoniacal provient aussi des excrétions animales et de la décomposition
bactérienne des composés organiques azote (Gaujous, 1996).
Dans un milieu naturel non pollué les concentrations sont généralement inferieures à 1µmol/l,
et qui peuvent atteindre plusieurs dizaine voir centaines de micromoles par litre dans le cas de
pollution urbaine ce qui traduit son rôle de traceur de pollution (Aminot et al, 1983).
Azote nitreux (NO 2
-
) :
Dans le cycle de l’azote, les ions nitrites sont des intermédiaires entre l’azote ammoniacal et
ions nitrites, les concentrations retrouvées dans les eaux naturelles, douces, saumâtre, marines
vont de zéro à quelques (μmol /l) (Aminot et al, 1983).
Les nitrites résultent de l’oxydation de l’ammonium. La réaction est exothermique. Cette
oxydation est opérée par des bactéries (Le Nitrosomonas) et s’appelle la nitrosation.
NH4
+
+ OH
-
+ 3/2 O 2 ⇐⇒ NO 2
-
+ H+ + 2H 2 O
NO 2
-
+ H
+
+ 2H2O ⇐⇒ NH4
+
+ OH
- + 3/2 O2