Monochloramine

Désinfection de l'eau potable

La chloramine est de plus en plus utilisée à faibles concentrations comme désinfectant secondaire dans les réseaux municipaux de distribution d'eau, en remplacement de la chloration, car la monochloramine est beaucoup moins réactive et ne se dissipe pas aussi rapidement que le chlore élémentaire (appelé chlore libre dans le traitement de l'eau ). La chloramine a également une tendance beaucoup plus faible, mais toujours active, que le chlore libre à convertir les matières organiques en chlorocarbures tels que le chloroforme et le tétrachlorure de carbone. Ces composés ont été identifiés comme cancérigènes et, en 1979, l'Agence américaine de protection de l'environnement (EPA) a commencé à réglementer leurs niveaux dans l'eau potable américaine^[4].

Certains sous-produits non réglementés peuvent présenter des risques sanitaires plus importants que les produits chimiques réglementés^[5].^[pas clair]

En raison de son acidité, l'ajout de chloramine à l'eau potable peut accroître l'exposition au plomb, notamment dans les zones où les logements sont anciens ; cette exposition peut entraîner une augmentation du taux de plomb dans le sang, ce qui peut constituer un risque important pour la santé. Heureusement, les usines de traitement des eaux peuvent ajouter des produits chimiques caustiques à l'usine, ce qui a le double objectif de réduire la corrosivité de l'eau et de stabiliser le désinfectant^[6].

Désinfection des piscines

Dans les piscines, les chloramines se forment par la réaction du chlore libre avec les groupes amines présents dans les substances organiques, principalement celles d'origine biologique (par exemple, l'urée dans la sueur et l'urine ). Les chloramines, comparées au chlore libre, sont à la fois moins efficaces comme désinfectant et, si elles ne sont pas utilisées correctement, plus irritantes pour les yeux des nageurs. Les chloramines sont responsables de l'odeur caractéristique de « chlore » des piscines, souvent attribuée à tort au chlore élémentaire par le public^[7],[8]. Certains kits de test pour piscine conçus pour être utilisés par les propriétaires ne font pas la distinction entre le chlore libre et les chloramines, ce qui peut être trompeur et conduire à des niveaux non optimaux de chloramines dans l'eau de la piscine^[9]. Il existe également des preuves que l’exposition à la chloramine peut contribuer à des problèmes respiratoires, notamment l'asthme, chez les nageurs^[10]. Les problèmes respiratoires liés à l’exposition aux chloramines sont fréquents et répandus chez les nageurs de compétition^[11].

Bien que l'odeur caractéristique de la chloramine ait été décrite par certains comme agréable, voire nostalgique^[12], sa formation dans l'eau de la piscine suite à l'exposition des fluides corporels au chlore peut être minimisée en encourageant la prise d'une douche et d'autres mesures d'hygiène avant d'entrer dans la piscine^[13], ainsi qu'en s'abstenant de nager en cas de troubles digestifs et en faisant des pauses pour aller aux toilettes, au lieu d'uriner directement dans la piscine^[14],[15].

Désinfection industrielle

En France, elle est utilisée dans neuf centrales nucléaires pour contrôler la prolifération des amibes (Naegleria fowleri) et des légionnelles (Legionella pneumophila) dans le circuit de refroidissement dû à la chauffe de l'eau par son passage dans le condenseur.

Les centrales concernées sont Golfech, Civaux, Cattenom, Belleville sur Loire, Nogent sur Seine, Dampierre en Burly, Chooz, Bugey et Tricastin^[16].

Intoxication au plomb

Lorsqu'un réseau d'approvisionnement en eau communautaire passe du chlore à la monochloramine comme désinfectant, il est connu que le plomb s'infiltre à partir des tuyaux en plomb ^[20].

Le pouvoir oxydant du chlore stabilise une couche de passivation de dioxyde de plomb dans les tuyaux en plomb, mais la chloramine est un oxydant plus faible que le chlore élémentaire. Ainsi, lorsque le chlore est remplacé par la monochloramine dans les réseaux d'eau potable, le dioxyde de plomb peut être réduit en formes de plomb plus solubles dans l'eau, ce qui entraîne une augmentation des concentrations de plomb dans l'eau potable^[21].

Production

En solution aqueuse diluée, la chloramine est préparée par la réaction de l'ammoniac avec l'hypochlorite de sodium :

NH₃ + NaOCl → NH₂Cl + NaOH

La chloramine se forme également à partir de la réaction de l'urée dans l'urine :

2 HClO + CO(NH₂)² → CO₂ + H₂O + 2 NH₂Cl

On peut obtenir de la chloramine gazeuse par réaction de l'ammoniac gazeux avec du chlore gazeux (dilué avec de l'azote gazeux) :

2 NH₃ + Cl₂ ⇌ NH₂Cl + NH₄Cl

On peut préparer de la chloramine pure en faisant passer de la fluoroamine à travers du chlorure de calcium :

2 NH₂F + CaCl₂ → 2 NH₂Cl + CaF₂

Décomposition

Les liaisons covalentes N−Cl des chloramines sont facilement hydrolysées avec libération d'acide hypochloreux^[24] :

RR′NCl + H2O ⇌ RR′NH + HOCl

La constante d'hydrolyse quantitative (valeur K ) représente le pouvoir bactéricide des chloramines et se situe généralement entre 10 ⁻⁴ et 10 ⁻¹⁰ ( 2,8 pour la monochloramine). Elle est donnée par la formule ci-dessous :

${\displaystyle K={\frac {c_{{\text{RR}}'{\text{NH}}}\cdot c_{\text{HOCl}}}{c_{{\text{RR}}'{\text{NCl}}}}}}$

En solution aqueuse, la chloramine se décompose lentement en diazote et en chlorure d'ammonium dans un milieu neutre ou légèrement alcalin ( pH ≤ 11 ) :

3 NH₂Cl → N₂ + NH₄Cl + 2 HCl

Cependant, seulement quelques pour cent d'un 0,1 La solution de chloramine M dans l'eau se décompose selon la formule en quelques semaines. À des valeurs de pH supérieures à 11, la réaction suivante avec les ions hydroxyde se produit lentement :

3 NH₂Cl + 3 OH⁻ → NH₃ + N₂ + 3 Cl⁻ + 3 H₂O

En milieu acide, à des valeurs de pH d'environ 4, la chloramine se dismute pour former de la dichloramine, qui à son tour se dismute à nouveau à des valeurs de pH inférieures à 3 pour former du trichlorure d'azote :

2 NH₂Cl + H+ ⇌ NHCl₂ + NH₄⁺

3 NHCl₂ + H+ ⇌ 2 NCl3 + NH₄⁺

À faible pH, le trichlorure d'azote domine et à pH La 3-5-dichloramine est dominante. Ces équilibres sont perturbés par la décomposition irréversible des deux composés :

NHCl₂ + NCl₃ + 2 H₂O → N₂ + 3 HCl + 2 HOCl

Réactions

Dans l'eau, la chloramine a un pH neutre. C'est un agent oxydant (solution acide : E° = +1.48 V, en solution basique E° = +0.81 V ):

NH₂Cl + 2 H⁺ + 2 e⁻ → NH₄ ⁺+ Cl⁻

Les réactions de la chloramine comprennent la substitution radicalaire, nucléophile et électrophile du chlore, la substitution électrophile de l'hydrogène et les additions oxydantes.

La chloramine peut, comme l'acide hypochloreux, donner du chlore chargé positivement dans les réactions avec les nucléophiles (Nu ⁻ ) :

Nu⁻ + NH₃Cl⁺ → NuCl + NH₃

Les réactions de chloration comprennent notamment les transformations en dichloramine et en trichlorure d'azote en milieu acide, comme décrit dans la section sur la décomposition.

La chloramine peut également aminer les nucléophiles ( amination électrophile ) :

Nu⁻ + NH₂Cl → NuNH₂ + Cl⁻

L'amination de l'ammoniac par la chloramine pour former de l'hydrazine est un exemple de ce mécanisme observé dans le procédé Olin Raschig :

NH₂Cl + NH₃ + NaOH → N₂H₄ + NaCl + H₂O

La chloramine s'amine électrophile en milieu neutre et alcalin pour amorcer sa décomposition :

2 NH₂Cl → N₂H₃Cl + HCl

La chlorhydrazine (  formé lors de l'autodécomposition est instable et se décompose lui-même, ce qui conduit à la réaction de décomposition nette suivante :

3 NH2Cl → N₂ + NH₄Cl + 2 HCl