azote (suite)
Atome
L’azote est l’élément de numéro atomique 7, d’où la structure atomique de l’état fondamental de cet atome : 1s2, 2s2, 2p3. L’énergie nécessaire pour l’arrachement d’un électron prend les valeurs successives suivantes : 14,1 eV pour le premier électron, 29,7 eV pour le deuxième, 47,7 eV pour le troisième, 77,5 eV pour le quatrième, 100 eV pour le cinquième, puis 507 eV pour le sixième et 665 eV pour le dernier. On voit que l’énergie d’arrachement du premier électron est déjà élevée. Puis, lorsqu’on passe des électrons de la couche externe à ceux de la couche interne, on a un accroissement d’énergie considérable pour continuer l’ionisation. Il résulte de ces valeurs que les liaisons de l’azote avec d’autres atomes ont surtout un caractère covalent. Le rayon de l’atome est de 0,74 Å.
Corps simple
L’azote est un gaz dans les conditions normales. La température normale d’ébullition est – 196 °C, et celle de solidification – 210 °C. Les molécules sont diatomiques, et leur chaleur de dissociation en atomes est particulièrement élevée ; elle est de 225 kcal par mole, et on considère que ces deux atomes sont unis par une triple liaison.
L’azote est très inerte, mais donne à une température suffisante quelques réactions de grand intérêt, en particulier avec l’hydrogène, l’oxygène, le silicium et divers métaux.
Avec l’oxygène, dans l’arc électrique, on obtient une faible conversion en monoxyde NO, selon la réaction N2 + O2 ⇄ 2 NO.
La réaction N2 + 3 H2 ⇄ 2 NH3 est à la base de la synthèse de l’ammoniac (v. plus loin).
Seul des métaux, le lithium se combine à une température modérée, et on obtient le nitrure Li3N. La combinaison avec le magnésium, les métaux alcalino-terreux, le bore, l’aluminium ou le silicium s’obtient à un rouge plus ou moins vif.
L’azote, après traversée d’un arc électrique, prend un état « actif » où se trouve un pourcentage important d’atomes libres ; dans ces conditions, il réagit déjà à la température ordinaire sur le mercure, et se combine directement avec le soufre et le phosphore.
On obtient l’azote commercial par liquéfaction fractionnée de l’air. On peut préparer au laboratoire de petites quantités d’azote pur (sans argon) en décomposant un composé azoté ; c’est en particulier le cas de diverses oxydations de l’ammoniac.
Principaux dérivés
Certains composés de l’azote ont une grande importance industrielle ; tels sont l’ammoniac et les sels d’ammonium, l’acide nitrique et les nitrates ainsi que diverses familles de dérivés azotés organiques : aminés, dérivés nitrés, etc. Enfin, l’azote est un constituant indispensable des substances nécessaires à la vie.
Nous nous limiterons ici à présenter brièvement quelques importantes substances minérales azotées.
Les composés binaires d’azote et d’hydrogène sont l’ammoniac NH3, de beaucoup le plus important, l’hydrazine N2H4 et l’acide azothydrique HN3, auxquels il y a lieu de joindre les produits de réaction de l’acide azothydrique avec l’ammoniac NH4N3 et avec l’hydrazine N2H5N3.
L’hydrazine est un composé de formation endothermique et de formule NH2—NH2. Elle se décompose de façon appréciable dès 50 °C, elle a les propriétés basiques du radical —NH2, et ses sels (sels d’hydrazinium) sont plus stables. On connaît aussi des hydrazines substituées, telle la substance de formule (CH3)2N—NH2, qui fut employée comme propergol par suite de caractéristiques appropriées de son oxydation très facile et vive. On prépare l’hydrazine sous la forme plus stable d’un sulfate par action de l’hypochlorite de sodium sur l’ammoniac.
L’hydroxylamine NH2OH est peu stable et fond à 38 °C ; c’est un corps réducteur, qui donne naissance à des sels d’hydroxylammonium, tel NH3OH Cl. L’acide azothydrique HN3 est très instable, et ses sels aussi ; ce corps est également réducteur.
L’azote peut former cinq oxydes différents qui ont pour formules respectives N2O (l’hémioxyde), NO (le monoxyde), N2O3 (le sesquioxyde, encore appelé anhydride nitreux), NO2 (le dioxyde, nom préférable à celui traditionnel de peroxyde), enfin N2O5 (l’anhydride nitrique ou hémipentoxyde).
C’est le monoxyde NO qui présente le plus grand intérêt industriel, bien qu’il ne soit jamais isolé à l’état pur par suite de son oxydation. On l’obtient actuellement par oxydation de l’ammoniac par l’air selon la réaction
et il se combine spontanément dès la température ordinaire avec l’oxygène en donnant le dioxyde :
NO + 1/2 O2 → NO2.
Le nombre d’électrons de la molécule NO est impair. Aussi cette molécule est-elle un véritable radical libre (le nitrosyle) et réalise ainsi diverses réactions d’addition. Avec les halogènes, on a un halogénure de nitrosyle : tel est le chlorure NOCl. On connaît des métaux nitrosyles comme Fe(NO)4, des composés mixtes nitrosyles carbonyles tels que Co(NO)(CO)3 ou des halogénures de métaux nitrosyles Fe(NO)2X (X étant un halogène de Cl à I).
À 0 °C, le dioxyde est liquide et composé de molécules N2O4 ; à sa température normale d’ébullition, la dissociation de ces molécules est amorcée et devient totale à 150 °C ; elle correspond à la réaction N2O4 ⇄ 2 NO2.
L’anhydride nitreux est un liquide bouillant à 3 °C. Il est très instable et donne une solution acide avec l’eau, correspondant à un acide nitreux non isolé (HNO2) ; ses sels sont les nitrites. Cet acide nitreux donne des réactions de réduction, ainsi avec KMnO4 ; des réactions d’oxydation avec les sels ferreux ou stanneux et des réactions de condensation avec un chlorhydrate d’aminé conduisant alors à un diazoïque, tel C6H5—N=N—Cl.
Les nitrites alcalins, comme le nitrite de sodium NaNO2, sont solubles dans l’eau et plus stables que les nitrates correspondants, dont ils peuvent dériver par décomposition thermique.
Les nitrures des métaux très électropositifs (alcalins, magnésium) sont hydrolyses avec dégagement d’ammoniac. L’azote donne des produits d’insertion avec des métaux de transition, et certaines compositions de ces produits correspondent à des formules simples.