AZOTE NITREUX
CHAPITRE VIII
DOSAGE DE L’AZOTE NITREUX
A. AMINOT
2
Dans le cycle de l’azote, les ions nitrite sont des intermédiaires relativement fugaces entre l’azote ammoniacal et les ions nitrate. Les concentrations
généralement trouvées dans les eaux naturelles, douces, saumâtres, marines,
vont de zéro à quelques micromoles par litre d’azote nitreux.
Dans les eaux océaniques, les concentrations sont extrêmement basses
(souvent moins de 0,1 pmol.l-1) : en eaux côtières elles sont de l’ordre de
0,5 à 1 pmol.l-1 en hiver et peuvent chuter à moins de 0,01 pmol.l-1 en
été, suivant ainsi le cycle d’utilisation de l’azote par le phytoplancton.
Dans les eaux estuariennes où l’on trouve de faibles teneurs en oxygène
la réduction des ions nitrate peut entraîner des concentrations en nitrite
supérieures à 5 pmol.l-1. La richesse en matière organique de ces zones est
généralement à l’origine de ces phénomènes.
Des concentrations élevées de nitrite en milieu océanique sont possibles,
dues à plusieurs types de phénomènes. Un premier maximum se situe à la
limite de la zone euphotique au niveau du gradient de nitrate (Kiefer et al.,
1976) et parfois un maximum secondaire, plus profond, est associé au minimum d’oxygène (Fiadeiro et Strickland, 1968). Des valeurs de plus de
2pmol.l-1 peuvent alors être observées : au large du Pérou, Barber et
Huyer (1979) ont trouvé des concentrations de 8pmol.l-1. Les zones de
forte production primaire telles que les zones de remontée d’eau profonde
(upwelling) sont enrichies en nitrite provenant de l’excrétion directe ou de
l’oxydation des composés azotés excrétés.
1. PRINCIPES DE LA MÉTHODE
La méthode décrite, fondée sur la réaction de Griess, et appliquée à l'eau
de mer par Bendschneider et Robinson (1952), est une des plus sensibles et
des plus spécifiques pour l’analyse des eaux naturelles.^
Les ions nitrite forment un diazoïque avec la sulfanilamide en milieu
acide (pH < 2) selon la réaction :
NH2SO2C6H4—NH2 + NO2 +2 H+ -> (NH2SO2C6H4—N=N) + + 2 H2O
sulfanilamide
119
CHAPITRE VIII
DOSAGE DE L’AZOTE NITREUX
A. AMINOT
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Dans le cycle de l’azote, les ions nitrite sont des intermédiaires relativement fugaces entre l’azote ammoniacal et les ions nitrate. Les concentrations
généralement trouvées dans les eaux naturelles, douces, saumâtres, marines,
vont de zéro à quelques micromoles par litre d’azote nitreux.
Dans les eaux océaniques, les concentrations sont extrêmement basses
(souvent moins de 0,1 pmol.l-1) : en eaux côtières elles sont de l’ordre de
0,5 à 1 pmol.l-1 en hiver et peuvent chuter à moins de 0,01 pmol.l-1 en
été, suivant ainsi le cycle d’utilisation de l’azote par le phytoplancton.
Dans les eaux estuariennes où l’on trouve de faibles teneurs en oxygène
la réduction des ions nitrate peut entraîner des concentrations en nitrite
supérieures à 5 pmol.l-1. La richesse en matière organique de ces zones est
généralement à l’origine de ces phénomènes.
Des concentrations élevées de nitrite en milieu océanique sont possibles,
dues à plusieurs types de phénomènes. Un premier maximum se situe à la
limite de la zone euphotique au niveau du gradient de nitrate (Kiefer et al.,
1976) et parfois un maximum secondaire, plus profond, est associé au minimum d’oxygène (Fiadeiro et Strickland, 1968). Des valeurs de plus de
2pmol.l-1 peuvent alors être observées : au large du Pérou, Barber et
Huyer (1979) ont trouvé des concentrations de 8pmol.l-1. Les zones de
forte production primaire telles que les zones de remontée d’eau profonde
(upwelling) sont enrichies en nitrite provenant de l’excrétion directe ou de
l’oxydation des composés azotés excrétés.
1. PRINCIPES DE LA MÉTHODE
La méthode décrite, fondée sur la réaction de Griess, et appliquée à l'eau
de mer par Bendschneider et Robinson (1952), est une des plus sensibles et
des plus spécifiques pour l’analyse des eaux naturelles.^
Les ions nitrite forment un diazoïque avec la sulfanilamide en milieu
acide (pH < 2) selon la réaction :
NH2SO2C6H4—NH2 + NO2 +2 H+ -> (NH2SO2C6H4—N=N) + + 2 H2O
sulfanilamide
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