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Azote 183 langues

Azote
Azote liquide  dans un bécher .
Carbone  ← Azote  → Oxygène —     7 N                                                                                                                                                                                                                                                                                           ↑ N ↓ P Tableau complet  • Tableau étendu
Position dans le tableau périodique
Symbole	N
Nom	Azote
Numéro atomique	7
Groupe	15
Période	2 e période
Bloc	Bloc p
Famille d'éléments	Non-métal
Configuration électronique	[He ] 2s 2 2p 3
Électrons  par niveau d’énergie	2, 5
Propriétés atomiques de l'élément
Masse atomique	14,006 7  ± 0,000 2 u 1
Rayon atomique  (calc)	65  pm  (56  pm )
Rayon de covalence	71  ± 1 pm 2
Rayon de van der Waals	150  pm 3
État d’oxydation	-3, 0, +2, +3, +4, +5
Électronégativité  (Pauling )	3,04
Oxyde	Acide fort
Énergies d’ionisation 4
1re : 14,534 1  eV	2e : 29,601 3  eV
3e : 47,449 24  eV	4e : 77,473 5  eV
5e : 97,890 2  eV	6e : 552,071 8  eV
7e : 667,046  eV
Isotopes les plus stables
Iso AN Période MD Ed PD MeV 13 N {syn.} 9,965  min ε 2,22 13C 14 N 99,634  % stable  avec 7 neutrons 15N 0,366  % stable  avec 8 neutrons 16N {syn.} 7,13  s β– 10,419 16O
Propriétés physiques du corps simple
État ordinaire	Gaz
Allotrope  à l'état standard	Diazote  N2
Masse volumique	1,249 82  g ·l -1 1
Système cristallin	Hexagonal
Couleur	Incolore
Point de fusion	−210,00  °C 1
Point d’ébullition	−195,798  °C 1
Énergie de fusion	0,360 4  kJ ·mol -1
Énergie de vaporisation	2,792 8  kJ ·mol -1
Température critique	−146,94  °C 1
Pression critique	3,395 8  MPa
Volume molaire	22,414 ×10-3  m 3·mol -1
Vitesse du son	334,5  m ·s -1  à 20  °C
Chaleur massique	1 040  J ·kg -1·K -1
Conductivité thermique	0,025 98  W ·m -1·K -1
Divers
No CAS	17778-88-0  (atome) 7727-37-9  (molécule)
No CE	231-783-9
Précautions
SGH 5
Attention H280  et P403 [+]
Transport 5
20    1066     [+] 22    1977     [+]

L'azote  est l'élément chimique  de numéro atomique  7, de symbole  N (du latin  nitrogenium ). C'est la tête de file du groupe  des pnictogènes . Dans le langage courant, l'azote désigne le corps simple  N2 (diazote ), constituant majoritaire de l'atmosphère terrestre , représentant presque les 4/5e de l'air (78,06 %, en volumea ). L'azote est le 34e élément constituant la croûte terrestre  par ordre d'importance.

Les minéraux  contenant de l'azote sont essentiellement les nitrates , notamment le nitrate de potassium  KNO3 (constituant du salpêtre ) ou nitre , qui servait jusqu'à la fin du xix e siècle, à faire des poudres explosives (la poudre noire ), et le nitrate de sodium  NaNO3 (constituant du salpêtre du Chili).

L'azote a de nombreux usages industriels. Il est notamment massivement employé comme engrais en agriculture industrielle  (sous forme de composés d'ammonium ), au point que c'est aujourd'hui son principal usage dans le monde[réf. souhaitée] , un usage responsable d'une pollution généralisée de l'environnement[réf. nécessaire] .

Histoire

Nomenclature et origine

Antoine Lavoisier  a choisi le nom azote , composé de a-  (privatif) et du radical grec ζωτ-  (« vivant ») et qui signifie donc « privé de vie », du fait que contrairement à l'oxygène  il n'entretient pas la vie des animaux6 .

L'origine du symbole N est son nom latin nitrogenium  qui provient du grec  nitron gennan , ce qui signifie « formateur de salpêtre  » (nitrate  de potassium ). Le terme anglais nitrogen  a conservé cette racine pour désigner l'azote, alors que le terme français « nitrogène » n'est plus utilisé de nos jours.

Chronologie

Bien que des composés contenant l'élément chimique azote fussent connus depuis l'Antiquité, (par exemple le salpêtre, c'est-à-dire les nitrates de sodium et de potassium), le diazote ne fut isolé par Daniel Rutherford  qu'en 1772 , et indépendamment par Carl Wilhelm Scheele  et Henry Cavendish .

Le protoxyde d'azote  N2O fut préparé par Joseph Priestley  en 1772.

L'ammoniac  NH3 fut préparé en 1774, également par J. Priestley.

Le premier composé accepteur - donneur faisant intervenir l'azote, H3N.BF3 fut préparé en 1809 par Louis Joseph Gay-Lussac .

Le premier composé présentant une liaison azote-halogène, le trichlorure d'azote  NCl3 fut préparé par Pierre Louis Dulong  qui perdit un œil et l'extrémité d'un doigt7 , 8  en étudiant les propriétés de ce corps très instable et violemment explosif.

Isotopes

L'azote possède 16 isotopes  connus de nombre de masse  variant de 10 à 25, ainsi qu'un isomère nucléaire , 11mN. Deux d'entre eux sont stables et présents dans la nature, l'azote 14 (14N) et l'azote 15  (15N), le premier représentant la quasi-totalité de l'azote présent (99,64 %). On assigne à l'azote une masse atomique standard de 14,0067 u . Tous les radioisotopes de l'azote ont une durée de vie courte, l'azote 13  (13N) ayant la demi-vie la plus longue, 9,965 minutes, tous les autres ayant une demi-vie inférieure à 7,15 secondes, et la plupart d'entre eux inférieure à 625 ms.

Entités contenant l'élément chimique azote

L'élément chimique azote est présent dans des entités ne contenant que l'élément chimique N et dans les composés de l'azote, à différents degrés d'oxydation .

Entités ne contenant que l'élément chimique N

Il existe plusieurs entités chimiques ne contenant que l'élément chimique azote, la molécule de diazote, l'atome, et deux ions de l'azote.

Le diazote

Le diazote  N2 est la forme la plus courante d'entité ne contenant que l'élément chimique azote. La triple liaison liant les deux atomes est une des liaisons chimiques les plus fortes (avec le monoxyde de carbone  CO). De ce fait, le diazote est cinétiquement inerte. C'est le composant le plus abondant de l'atmosphère terrestre. Industriellement, le diazote est obtenu par distillation de l'air ambiant.

Sa réactivité principale est la formation d'ammoniac par le procédé Haber

N2 (g) + 3H2 (g) → 2NH3 (g)

L'atome

Il peut être obtenu en laboratoire à partir de diazote sous faible pression (0,1 - 2  mmHg ) en présence d'une décharge électrique. À sa formation succède pendant plusieurs minutes une pale lueur jaune. Celle-ci résulte de la désexcitation de N2* à la suite de la recombinaison de deux atomes N. Cette forme excitée de diazote peut être mise en évidence en présence de CO2. Il se forme alors CO et de l'oxygène atomique dans un état triplet.

Les ions de l'azote

Il existe deux ions  stables de l'azote :

• l'ion nitrure  N3− qui n'existe que dans les solides (nitrures métalliques) ou dans les complexes  métalliques .
• l'ion azoture  N3−, forme basique de l'acide azothydrique  HN3 ; Il peut former aussi bien des sels  inorganiques comme l'azoture de sodium  NaN3 que des composés organiques  substitués  tels que la zidovudine  dans lesquels il se comporte généralement comme un pseudohalogénure .

Composés de l'azote

L'azote forme des composés avec de nombreux autres éléments chimiques. Il est présent dans des composés organiques  et inorganiques. Il forme des espèces réactives  qui ont un rôle de signalisation cellulaire, dans l'immunité, mais qui peuvent aussi être délétères.

Azote et hydrogène

Le principal composé comportant une des liaisons chimique N-H est l'ammoniac  NH3. D'autres composés contiennent également cette liaison :

• les ions  ammonium  NH4+
• les ions amidure  NH2−
• les amines  primaires RNH2 et secondaires R2NH
• l'acide azothydrique  HN3
• l'hydrazine  N2H4
• et une grande famille de composés moins courants, les azanes  et les azènes , comme le trans-diazène  N2H2 et son isomère  le 1,1-diazène , le triazène  N3H3, le triazane  N3H5, etc.

Azote et oxygène

Les oxydes d'azote

Les oxydes d'azote connus9  sont, par nombre d'oxydation (moyen) croissant :

• l'azoture de nitrosyle N4O, découvert en 1993 ;
• le protoxyde de diazote N2O, communément appelé protoxyde d'azote  ;
• le monoxyde d'azote  NO ;
• le trioxyde de diazote  N2O3,
  • et le trinitramide  N(NO2)3 ;
• le dioxyde d'azote  NO2,
  • et son dimère  le tétraoxyde de diazote  N2O4 ;
• le pentaoxyde de diazote  N2O5.

Tous sont thermodynamiquement instables au regard de la décomposition en N2  et O2  à température ambiante.

Les oxoanions de l'azote

Les principaux oxoanion °s de l'azote, stables en milieu aqueux, sont les ions nitrate NO3− et nitrite NO2−. L'ion nitrate est la base conjuguée d'un acide fort, l'acide nitrique . L'ion nitrite est la base conjuguée d'un acide faible, l'acide nitreux. Ce dernier est instable et, dans l'eau, il se "dismute"  en monoxyde d'azote (qui se réoxyde en dioxyde d'azote en présence d'air) et en ion nitrate.

Azote et halogène

Le plus stable des halogènures d'azote, NF3  ne fut préparé qu'en 1928 , plus d'un siècle après le très instable trichlorure NCl3 . Le tribromure d'azote  NBr3, très explosif, ne fut isolé qu'en 1975. Le triiodure NI3  n'a jamais été isolé, mais son adduit  I3N.NH3, solide noir hautement instable au choc et à la température, a été préparé en 1812. Des combinaisons comme N2F2  et bien d'autres existent également.

Azote et métaux

De nombreux azotures métalliques existent. Plusieurs voies de synthèse sont possibles :

La réaction entre le métal et le diazote à chaud

3Ca + N2 → Ca3N2

La réaction entre le métal et l'ammoniac à haute température

3Mg + 2NH3 → Mg3N2 + 3H2

La décomposition d'amidures

3Zn(NH2)2 → Zn3N2 + 3NH3

Des réactions de transfert

Al2O2 + 3C + N2 → 2AlN + 3CO2ZrCl4 + 4H2 + N2 → 2ZrN + 8HCl Le cycle de l'azote. Un excédent d'azote (source d'eutrophisation  de l'eau, des sols et des écosystèmes) est relevé partout en Europe (ici pour 2005 ), selon les données disponibles de la Commission européenne  et de l'Agence européenne de l'environnement .

Exploitation et usages

Diazote

Aujourd'hui, l'azote gazeux ou diazote  est généralement obtenu par liquéfaction de l'air , dont il est le principal constituant avec une concentration de 78,06 % en volume et de 75,5 % en massea . La production mondiale est d'environ 150 millions de tonnes par an.

Le gaz diazote lui-même a en particulier les applications suivantes :

• Emballage  de denrées alimentaires (MAP ): L'inertage des aliments emballés augmente leur durée de conservation en remplaçant l'air ambiant (contenant de l'oxygène) par de l'azote (pureté de 95 à 99,5 %)10 * gaz « neutre »  utilisé pour protéger (grâce à la constitution d'une atmosphère inerte  confinée) des produits, des objets ou des contenants (citernes par exemple) dans l'industrie, les musées ou autres lieux : protection contre la corrosion, des insectes, champignons…
• En biologie, l'azote liquide est utilisé comme milieu pour la congélation des cellules et pour le broyage manuel des tissus lors de l'extraction de l'ADN ou des protéines.
• Gaz utilisé comme pesticide  doux pour éliminer par asphyxie les vers du bois ou certains organismes (ex : Petite vrillette ) ayant colonisé des objets anciens fragiles (cadres, sculptures et objets de bois, incunables, les parchemins, gravures, etc.) ;
• Gaz de gonflage de pneumatiques . Bien que l'air contienne déjà 78 % d'azote (de diazote  pour être plus précis), certains professionnels de l'aviation  ou de la Formule 1  (par exemple), augmentent cette proportion et gonflent les pneumatiques avec de l'azote presque pur. Ce gaz ayant la propriété d'être inerte et stable conserve une pression  plus constante même en cas d'échauffement intense du pneumatique [réf. nécessaire] . Une polémique existe d'ailleurs quant à l'introduction de cette méthode pour les véhicules particuliers . En effet, ceux-ci sont soumis à des contraintes bien moindres ce qui rend la différence avec l'air moins notable. Par contre le gonflage devient payant et on lui reproche souvent d'avoir un prix non justifié (le gonflage à l'air est souvent gratuit et jugé satisfaisant). Ceux qui l'utilisent devraient avoir, en principe, à rectifier le gonflage plus rarement, mais ils doivent néanmoins contrôler les pressions régulièrement.
• Gaz utile pour gonfler les accumulateurs hydrauliques  en raison de sa passivité vis-à-vis des huiles.
• Construction mécanique : Beaucoup de machines de découpe modernes fonctionnent avec un rayon laser, celui-ci nécessite de l'azote comme gaz moteur ou comme gaz d'inertage10 .
• Agent de lutte contre les incendies : allié à 50 % d'argon  et parfois avec du dioxyde de carbone , il est présent dans certaines installations d'extinction automatique à gaz  protégeant des salles informatiques ou des stockages particuliers ne devant pas être endommagés par de la poudre ou de l'eau. Conservé dans des bonbonnes métalliques sous une pression d'environ 200 bars, il est libéré dans un local où un début d'incendie  a été détecté . Le volume de diazote injecté remplace une partie de l'atmosphère de la pièce et entraine une chute du taux d'oxygène dans l'air. Le niveau généralement retenu de 15 % de comburant  interrompt le phénomène de combustion  sans effet létal  sur la respiration humaine.
• Métallurgie : l'azote est régulièrement injecté dans des fours de production de métaux hautement oxydables (p.ex. l'aluminium et ses alliages) pour en empêcher la réaction avec l'oxygène de l'air. Il est également utilisé pour éviter la corrosion lors de brasures (p.ex. brasure du cuivre)10 .
• Azote liquide : agent réfrigérant.

Le diazote, contrairement aux gaz inhibiteurs chimiques halogénés et aux CFC  ne présente a priori  aucun effet nocif pour l'environnement (pas d'impact sur l'effet de serre , ni sur la couche d'ozone ). Mais il requiert des réservoirs volumineux, des canalisations adaptées et des mesures constructives pour faire face à la détente brutale d'un équivalent de 40 à 50 % du volume protégé.

Danger du gaz diazote : l'utilisation de diazote pour créer des atmosphères confinées inertes est à l'origine de plusieurs morts par asphyxie, lorsqu'une personne pénètre sans s'en rendre compte dans une enceinte inertée ; il est nécessaire de vérifier la présence d'une proportion suffisante d'oxygène dans de tels espaces confinés avant d'y pénétrer, ou de s'équiper d'un appareil respiratoire autonome.

En plongée, l'azote contenu dans l'air respiré sous pression est à l'origine du phénomène de la narcose. Elle est perceptible à partir d'une PpN2 = 3,2 bars (soit 30 mètres pour une plongée à l'air au niveau de la mer) pour les personnes les plus sensibles et plus communément dans la zone des 40 à 60 mètres. Elle devient « toxique » pour l'organisme à partir d'une PpN2 = 5,6 bars (soit 60m pour une plongée à l'air au niveau de la mer)11 . C'est la raison pour laquelle la plongée à l'air est limitée à 60 mètres en France12 .

L'azote est aussi l'unique élément dictant la durée et la profondeur des paliers de décompression  d'une plongée à l'air.

Usage des composés de l'azote

Paradoxalement, et malgré son nom, l'élément chimique « azote » est (avec le carbone , l'oxygène  et l'hydrogène ) un des composants principaux du vivant et des écosystèmes  ainsi que des agrosystèmes . Il entre dans la composition des protéines  (pour environ 15 %). L'azote est présent dans de très nombreux produits chimiques, dont certains pesticides  dits à « urées substituées » .

L'azote a été et est encore exploité en tant qu'engrais  naturel dans l'urée  animale (ou humaine) et le guano  (excréments secs d'oiseau  ou de chauve-souris ), notamment au Chili , au Pérou , en Inde , en Bolivie , en Espagne , en Italie  et en Russie . Le nitre (nitrate naturel minéral) était autrefois récolté pour produire la poudre à canon .

Les balles de tennis de table sont fabriquées en celluloïd  dont la composante majeure est la nitrocellulose .

Aujourd'hui, ses composés sont essentiellement produits industriellement par synthèse chimique  pour de nombreux usages, dont :

• fertilisants agricoles (engrais ) ; les sels d'ammonium sont absorbés par les plantes, qui sont alors forcées d'absorber plus d'eau (équilibre osmotique). Ces sels forcent ainsi la plante à grossir. Si d'autres minéraux sont présents en suffisance (phosphore, potassium en particulier) cet azote dope la croissance des plantes cultivées. De l'azote est pour cette raison utilisé sous forme de nitrate  d'ammonium , NH4NO3, de sulfate d'ammonium , (NH4)2SO4, de monophosphate d'ammonium , NH4H2PO4, ou d'urée, CO(NH2)2. C'est aujourd'hui le principal usage de l'azote dans le monde, qui est également responsable d'une pollution généralisée (eutrophisation , dystrophisation ) de l'environnement (eaux de nappes, estuaires, certains littoraux, avec l'apparition de vastes zones mortes  dans les océans jugées très préoccupantes par l'ONU )[réf. nécessaire] .
• produits pharmaceutiques :
  • certains composés organique s nitrés, telle la nitroglycérine , sont utilisés pour soigner certaines affections cardiovasculaires ;
  • le protoxyde d'azote  (gaz hilarant) est utilisé comme anesthésiant  ;
• l'ammoniac  NH3, utilisé comme matière première de production de polymères , d'explosifs, d'engrais, ou comme fluide réfrigérant dans certains installations industrielles ;
• combustibles (l'hydrazine  et autres dérivés comme combustibles de fusée) ;
• explosifs (composés chimiques organiques qui possèdent plusieurs groupes -ONO2 ou -NO2 : dynamite ) ;
• gaz propulseurs pour bombes aérosols  (N2O) ou aérographes ;
• conservateur  (nitrite de sodium , NaNO2, sous le numéro E  E250) ;
• azoture de sodium , utilisé pour gonfler instantanément les coussins gonflables de sécurité  (d'une automobile par exemple) en cas de choc.

Bilan azoté

La principale source d'azote alimentaire se retrouve dans les acides aminés . En effet les seuls organismes capables d'utiliser de l'azote atmosphérique sont les bactéries. Le bilan azoté est la seule manière connue de mesurer l'azote de manière non-invasive[réf. nécessaire] . En géologie par exemple, on irradie les cailloux pour quantifier la teneur en atome de certains éléments comme l'azote. Ceci n'est pas reproductible chez l'Homme pour des raisons éthiques.

Le bilan azoté est déduit en fonction des apports et des pertes en azote.

En pratique, le bilan azoté est estimé en fonction de l'excrétion urinaire d'urée selon deux formules :

• la formule de Lee et Hartley
• la formule de Mac Kenzie