Lâazote est un Ă©lĂ©ment chimique (symbole N) qui nous est familier et qui nous paraĂźt bien inoffensif. En termes dâabondance, il pointe en 7Ăšme position dans la voie lactĂ©e (0,1 %). Sâil flirte avec la 30Ăšme position dans la croĂ»te terrestre (Ă Ă©galitĂ© avec lâyttrium et le cobalt) il est trĂšs prĂ©sent dans lâeau de mer et surtout dans lâatmosphĂšre (78 %). Dans le corps humain, il arrive en 4Ăšme position, avant le calcium, composant essentiel de notre squelette.
Ce quâon sait moins, câest que cet Ă©lĂ©ment que nous inhalons Ă pleins poumons tous les jours peut ĂȘtre un redoutable poison lorsquâil est associĂ© Ă dâautres Ă©lĂ©ments : oxydes dâazote, cyanure, PAN...
Caractéristiques physicochimiques
Lâazote est un Ă©lĂ©ment de la deuxiĂšme rangĂ©e du tableau pĂ©riodique des Ă©lĂ©ments. Son numĂ©ro atomique est 7. Câest un pnictogĂšne, comme le phosphore, lâarsenic ou lâantimoine. Il existe une quinzaine dâisotopes de lâazote mais seuls deux sont stables, le 14N (plus de 99,5 % de la quantitĂ© totale dâazote sur Terre) et le 15N. Le 13N a une demi-vie de 10 minutes et les autres de moins de 10 secondes.
Dans les conditions normales de tempĂ©rature et de pression, lâazote existe sous forme gazeuse. Sa tempĂ©rature dâĂ©bullition est de -195,8° C et sa tempĂ©rature de fusion de -209,9° C. A lâĂ©tat solide, sa structure cristalline est hexagonale. Son potentiel de premiĂšre ionisation vaut 14,5 eV. Son Ă©lectronĂ©gativitĂ© 3,04, elle est supĂ©rieure Ă celle de lâhydrogĂšne et du carbone mais infĂ©rieure Ă celle de lâoxygĂšne qui vaut 3,44.
Lâazote possĂšde 7 Ă©lectrons (1s2, 2s2, 2p3). A lâimage de tous les pnictogĂšnes, il possĂšde trois Ă©lectrons sur sa sous-couche 2p. Sa valence est donc thĂ©oriquement Ă©gale Ă 3. Il existe cependant de nombreux composĂ©s dans lesquels le cation azote entretient quatre liaisons covalentes. Câest le cas par exemple dans lâion nitronium [O=N=O]+, trĂšs instable, ou plus simplement dans lâacide nitrique et les ions nitrates.
Le degrĂ© dâoxydation de lâazote peut varier entre -3, comme dans lâammoniac NH3, Ă +4 dans les nitrates.
Lâazote peut entretenir des liaisons covalentes avec divers Ă©lĂ©ments. Les Ă©nergies de liaison relativement modĂ©rĂ©es de ces liaisons en font un Ă©lĂ©ment assez rĂ©actif.
Les dĂ©rivĂ©s de lâazote
La chimie de lâazote est riche. Il est Ă la fois nuclĂ©ophile et oxophile et il possĂšde donc de nombreux dĂ©rivĂ©s.
Avec lâhydrogĂšne, le composĂ© le plus connu est lâammoniac (NH3) et les ions dĂ©rivĂ©s (ammonium NH4+ et amidure NH2-). Lâammoniac est produit de maniĂšre industrielle et a de nombreuses applications : engrais, explosif, agent polymĂšre, fluide rĂ©frigĂ©rant. Les amines (formule gĂ©nĂ©rique RNH2 et R2NH) jouent un rĂŽle important en chimie organique.Â
Lâhydrazine N2H4 (aussi appelĂ©e diazane) a pour formule dĂ©veloppĂ©e H2N-NH2. Câest un carburant utilisĂ© dans les lanceurs et les piles Ă combustible. Lâacide azothydrique ou azoture dâhydrogĂšne HN3 est un acide faible.Â
Il existe plusieurs oxydes dâazote. Les plus connus sont le monoxyde dâazote NO et le dioxyde dâazote NO2 (que lâon qualifie de NOx et dont les effets polluants sont maintenant reconnus) mais on peut citer Ă©galement lâazoture de nitrosyle N4O, le protoxyde dâazote N2O (aussi appelĂ© gaz hilarant et utilisĂ© comme anesthĂ©siant), le trioxyde dâazote N2O3, le peroxyde dâazote N2O4, un dimĂšre du dioxyde dâazote, et le pentaoxyde dâazote N2O5. Dans la molĂ©cule de dioxyde dâazote, lâatome dâazote entretient une liaison covalente simple avec chaque atome dâoxygĂšne. IL possĂšde donc un Ă©lectron non appariĂ© sur sa couche externe. Le NO2 a toutes les caractĂ©ristiques dâun radical libre. Il est de fait trĂšs rĂ©actif, en particulier avec les molĂ©cules organiques. Dans la nature, il est en Ă©quilibre avec son dimĂšre, le peroxyde dâazote N2O4.
Dissous dans lâeau, le monoxyde dâazote et le dioxyde dâazote donnent respectivement de lâacide nitreux HNO2 et de lâacide nitrique HNO3. Les anions libĂ©rĂ©s par ces acides sont lâion nitrite NO2- et lâion nitrate NO3- et sont Ă la base de nombreux sels. Lâion nitrate est un oxydant puissant qui sâattaque au cuivre, au zinc et mĂȘme Ă lâargent.
Remarque : dans le schĂ©ma ci-dessus de lâacide nitrique, on a reprĂ©sentĂ© lâion azote avec une liaison double N=O et une liaison simple N-O. En fait, pour des raisons de symĂ©trie, il nây a pas localisation de la liaison double. Elle est partagĂ©e entre les atomes dâoxygĂšne qui, pour la mĂȘme raison, se partagent la charge Ă©lectrique nĂ©gative.
Lâazote peut ĂȘtre oxydĂ© par les halogĂšnes mais les halogĂ©nures dâazote sont gĂ©nĂ©ralement instables si lâon fait exception du trifluorure dâazote NF3.
Le cyanure CN- est lâanion libĂ©rĂ© par lâacide cyanhydrique HCN en solution. Il est caractĂ©risĂ© par une liaison triple entre le carbone et lâazote.
Les azotures sont les sels formĂ©s par lâacide azothydrique. La formule dĂ©taillĂ©e de lâion azoture est N-=N+=N-. Lâion azoture est un oxydant trĂšs corrosif, en particulier avec les mĂ©taux. Lâazoture de sodium NaN3 est utilisĂ© pour gonfler trĂšs rapidement les airbags (dĂ©composition en sodium et en diazote).
En chimie organique les azotures dâacyle sont des dĂ©rivĂ©s dâacide carboxylique de formule gĂ©nĂ©rique RCON3. Les azoture dâalkyle sont des dĂ©rivĂ©s des alcanes de formule RCN3. Lâazoture de mĂ©thyle H3CN3 est un explosif.
Les nitrures sont les sels formĂ©s Ă partir de lâion nitrure N3-. Il existe de nombreux nitrures mĂ©talliques, comme le nitrure dâaluminium AlN. La nitruration est un procĂ©dĂ© trĂšs utilisĂ© en mĂ©tallurgie (traitement de surface).
Lâion amidure NH2- est la base conjuguĂ©e de lâammoniac.
Les nitrites sont formĂ©s avec lâion nitrite NO2-.
Les nitrates sont les sels formĂ©s avec lâion nitrate NO3-.
Lâion nitrate a, comme lâacide nitrique, une configuration particuliĂšre. Il est constituĂ© par un cation N+ entourĂ© par trois anions O(-) porteurs dâune charge partielle. Le cation N+ est tĂ©travalent et on peut supposer que ses orbitales sont hybridĂ©es sp2. A partir de lĂ , on peut imaginer quâil entretient une double liaison avec un atome dâoxygĂšne et deux liaisons simples avec des ions O- qui possĂšdent tous deux un Ă©lectron cĂ©libataire. Mais la nature dĂ©teste les dissymĂ©tries, particuliĂšrement au niveau quantique. La double liaison N=O va se dĂ©localiser sur les trois atomes dâoxygĂšne, tout comme la charge. Cela fait de lâion nitrate un ion trĂšs stable. Les sels de nitrate sot facilement solubles dans lâeau, la charge de lâion Ă©tant rĂ©partie sur toute sa « surface ».
Lâazote peut intervenir dans des esters de lâacide nitrique. Ces esters portent Ă©galement le nom de nitrates :
Dans le cas dâun alcool primaire, le composĂ© obtenu est un nitrate dâalkyle (nitrate de mĂ©thyle H3C(ONO2), nitrate dâĂ©thyle C2H5(ONO2)âŠ). Les nitrates dâalkyle ont souvent des propriĂ©tĂ©s explosives lorsquâils sont chauffĂ©s. La dissociation thermique de la molĂ©cule de nitrate produit du dioxyde de carbone et du diazote. Câest la libĂ©ration de lâĂ©nergie de la triple liaison covalente entre les atomes qui constituent le diazote qui produit la dĂ©tonation. Lâexemple le plus typique est celui de la nitroglycĂ©rine CH2(ONO2)-CH(ONO2)-CH2(ONO2).
Le nitrate de peroxyacĂ©tyle CH3-C(=O)-OO-NO2 (ou peroxyacĂ©tyl nitrate, PAN) est une ester de lâacide peroxyacĂ©tique CH3-C(=O)-O-OH et de lâacide nitrique. Câest un polluant photochimique responsable de difficultĂ©s respiratoires graves.
Les nitrites dâalkyles sont des esters dâalkyle de lâacide nitreux HNO2. Leur formule est RON=O. Le nitrite dâamyle C5H11NO2 (dont la formule dĂ©veloppĂ©e est (CH3)2CH-CH2-CH2ON=O) est un ester de lâalcool amylique C5H11OH (mĂ©thylbutanol) et de lâacide nitreux. Câest un vasodilatateur utilisĂ© en pharmacie.
De par sa configuration Ă©lectronique, lâazote a des capacitĂ©s complexantes. Lâammoniac NH3 est une base de Lewis. Lâammoniac et les amines sont des ligands qui interviennent dans de nombreux complexes, comme lâhexaammino cobalt [Co(NH3)6]3+. Lâion NO2- est lui aussi un ligand. On le trouve par exemple dans le sel rouge de Roussin K2[Fe2S2(NO)4]. Le nitritopentaammino cobalt (formule [Co(NH3)5(ONO)]2+) combine ligand ammino et nitrito ONO-. Dans le cas du ligand nitrito, la liaison de coordination est portĂ©e par un atome dâoxygĂšne et non par lâatome dâazote. Câest Ă©galement le cas pour le ligand cyano CN- : câest lâatome de carbone qui porte la liaison de coordination (tĂ©tracyanocuprate [Cr(CN)4]2-). Pour plus de dĂ©tails, on se reportera au post sur les complexes.
Le rÎle de l'azote en chimie organique est détaillé dans un post ultérieur.
post dâintroduction Ă la chimie du vivant
post sur les éléments chimiques
post sur la classification périodique des éléments
post sur lâabondance des Ă©lĂ©ments dans le corps humain
post sur lâazote dans la chimie organique
post sur lâazote dans la chimie du vivant
post sur les acides et les bases
post sur les éléments nucléophiles
post sur les complexes et les ligands
post sur lâacide carboxylique
post sur les métaux alcalins
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glossaire de chimie organique