L'azote est un élément chimique bien connu, désigné par la lettre N. Cet élément est peut-être la base de la chimie inorganique ; il commence à être étudié en détail dès la 8e année. Dans cet article, nous examinerons cet élément chimique, ainsi que ses propriétés et ses types.
Histoire de la découverte d'un élément chimique
L'azote est un élément introduit pour la première fois par le célèbre chimiste français Antoine Lavoisier. Mais de nombreux scientifiques se battent pour le titre de découvreur de l'azote, notamment Henry Cavendish, Karl Scheele et Daniel Rutherford.
À la suite de l'expérience, il fut le premier à isoler un élément chimique, mais ne réalisa jamais qu'il avait obtenu une substance simple. Il a fait part de son expérience et a également réalisé de nombreuses études. Priestley a probablement également réussi à isoler cet élément, mais le scientifique ne pouvait pas comprendre exactement ce qu'il avait obtenu, il ne méritait donc pas le titre de découvreur. Karl Scheele a mené les mêmes recherches en même temps qu’eux, mais n’est pas parvenu à la conclusion souhaitée.
La même année, Daniel Rutherford réussit non seulement à obtenir de l'azote, mais aussi à le décrire, à publier une thèse et à indiquer les propriétés chimiques de base de l'élément. Mais même Rutherford n’a jamais vraiment compris ce qu’il avait obtenu. Cependant, c'est lui qui est considéré comme le découvreur, car il était le plus proche de la solution.
Origine du nom azote
Du grec « azote » se traduit par « sans vie ». C'est Lavoisier qui a travaillé sur les règles de nomenclature et a décidé de nommer ainsi l'élément. Au XVIIIe siècle, tout ce que l’on savait de cet élément, c’était qu’il ne supportait pas la respiration. Ce nom a donc été adopté.
En latin, l’azote est appelé « nitrogène », ce qui signifie « donner naissance au salpêtre ». La désignation de l'azote vient de la langue latine - la lettre N. Mais le nom lui-même n'a pas pris racine dans de nombreux pays.
Prévalence des éléments
L’azote est peut-être l’un des éléments les plus abondants sur notre planète, se classant au quatrième rang en termes d’abondance. L'élément se retrouve également dans l'atmosphère solaire, sur les planètes Uranus et Neptune. Les atmosphères de Titan, Pluton et Triton sont constituées d'azote. De plus, l'atmosphère terrestre contient 78 à 79 % de cet élément chimique.
L’azote joue un rôle biologique important, car il est nécessaire à l’existence des plantes et des animaux. Même le corps humain contient 2 à 3 pour cent de cet élément chimique. Une partie de la chlorophylle, des acides aminés, des protéines, des acides nucléiques.
Un azote liquide
L'azote liquide est un liquide transparent incolore, l'un des états agrégés de l'azote chimique, largement utilisé dans l'industrie, la construction et la médecine. Il est utilisé pour congeler des matières organiques, refroidir des équipements et en médecine pour éliminer les verrues (médecine esthétique).
L'azote liquide est non toxique et non explosif.
Azote moléculaire
L'azote moléculaire est un élément présent dans l'atmosphère de notre planète et qui en constitue la majeure partie. La formule de l'azote moléculaire est N 2. Cet azote ne réagit avec d’autres éléments ou substances chimiques qu’à des températures très élevées.
Propriétés physiques
Dans des conditions normales, l’élément chimique azote est inodore, incolore et pratiquement insoluble dans l’eau. L'azote liquide a une consistance semblable à celle de l'eau et est également transparent et incolore. L'azote a un autre état d'agrégation ; à des températures inférieures à -210 degrés, il se transforme en solide et forme de nombreux gros cristaux blancs comme neige. Absorbe l'oxygène de l'air.
Propriétés chimiques
L'azote appartient au groupe des non-métaux et acquiert les propriétés d'autres éléments chimiques de ce groupe. En général, les non-métaux ne sont pas de bons conducteurs d’électricité. L'azote forme divers oxydes, comme le NO (monoxyde). Le NO ou oxyde nitrique est un relaxant musculaire (une substance qui détend considérablement les muscles sans causer de dommages ni d'autres effets sur le corps humain). Les oxydes contenant plus d'atomes d'azote, par exemple le N 2 O, sont un gaz hilarant au goût légèrement sucré, utilisé en médecine comme anesthésique. Cependant, l'oxyde NO 2 n'a rien à voir avec les deux premiers, car il s'agit d'un gaz d'échappement plutôt nocif, contenu dans les gaz d'échappement des voitures et qui pollue gravement l'atmosphère.
L'acide nitrique, formé d'atomes d'hydrogène, d'atomes d'azote et de trois atomes d'oxygène, est un acide fort. Il est largement utilisé dans la production d'engrais, de bijoux, la synthèse organique, l'industrie militaire (production d'explosifs et synthèse de substances toxiques), la production de colorants, de médicaments, etc. L'acide nitrique est très nocif pour le corps humain ; ulcères et brûlures chimiques sur la peau.
Les gens croient à tort que le dioxyde de carbone est de l’azote. En effet, en raison de ses propriétés chimiques, l’élément ne réagit qu’avec un petit nombre d’éléments dans des conditions normales. Et le dioxyde de carbone est du monoxyde de carbone.
Application d'un élément chimique
L'azote liquide est utilisé en médecine pour le traitement par le froid (cryothérapie), mais également en cuisine comme réfrigérant.
Cet élément a également trouvé une large application dans l'industrie. L'azote est un gaz résistant aux explosions et au feu. De plus, cela évite la pourriture et l’oxydation. L'azote est désormais utilisé dans les mines pour créer un environnement antidéflagrant. L'azote gazeux est utilisé dans la pétrochimie.
Dans l’industrie chimique, il est très difficile de se passer d’azote. Il est utilisé pour la synthèse de diverses substances et composés, par exemple certains engrais, ammoniac, explosifs et colorants. De grandes quantités d’azote sont aujourd’hui utilisées pour la synthèse de l’ammoniac.
Dans l'industrie alimentaire, cette substance est enregistrée comme additif alimentaire.
Mélange ou substance pure ?
Même les scientifiques de la première moitié du XVIIIe siècle qui ont réussi à isoler l’élément chimique pensaient que l’azote était un mélange. Mais il existe une grande différence entre ces concepts.
Il possède toute une gamme de propriétés permanentes, telles que la composition, les propriétés physiques et chimiques. Un mélange est un composé contenant deux ou plusieurs éléments chimiques.
Nous savons désormais que l’azote est une substance pure car c’est un élément chimique.
Lorsqu’on étudie la chimie, il est très important de comprendre que l’azote est la base de toute chimie. Il forme divers composés que nous rencontrons tous, notamment le gaz hilarant, le gaz brun, l'ammoniac et l'acide nitrique. Ce n'est pas pour rien que la chimie à l'école commence par l'étude d'un élément chimique tel que l'azote.
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Caractéristiques de l'azote
L'atome d'azote possède un électron de plus que l'atome de carbone ; Selon la règle de Hund, cet électron occupe la dernière orbitale 2p vacante. Un atome d'azote dans un état non excité est caractérisé par trois électrons 2p dégénérés en présence de deux électrons appariés dans l'orbitale 2s. Les trois électrons non appariés de l’orbitale 2p sont principalement responsables de la tricovalence de l’azote. C'est pourquoi le composé hydrogène volatil caractéristique est l'ammoniac, dans lequel l'atome d'azote forme trois liaisons covalentes par un mécanisme d'échange avec trois atomes d'hydrogène. L'azote n'a pas la possibilité de faire passer les électrons à un état excité, car les orbitales les plus proches à n = 3 ont une énergie trop élevée. Par conséquent, la valence maximale de l’azote est de quatre. Dans ce cas, trois liaisons covalentes peuvent être formées par un mécanisme d'échange, et une par un mécanisme donneur-accepteur. Cependant, l’azote à l’état N+ peut former les quatre liaisons grâce à un mécanisme d’échange. L'azote présente une grande variété d'états d'oxydation : -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4 et +5. Les dérivés les plus courants proviennent des états d'oxydation -3, +5 et +3 (NH3, HNO3 et NaNO2).
Répartition de l'azote dans la nature
Parmi tous les éléments qui composent le globe, l'azote seul (à l'exception des gaz inertes) semble éviter de former des composés chimiques et entre dans la composition du globe principalement sous forme libre. Et comme l'azote à l'état libre est un gaz, sa majeure partie est concentrée dans l'enveloppe gazeuse de ce système chimique complexe que représente le globe : son atmosphère. La teneur en azote de la croûte terrestre sous forme de composés est de 0,01 fraction massique, %. L'atmosphère est constituée de plus de 75 fractions massiques, % d'azote gazeux, ce qui équivaut à ~4 * 1015 tonnes. L'azote lié forme des minéraux sous forme de nitrates : NaNO3 chilien, KNO3 indien et nitrate norvégien Ca(NO3)2. L'azote sous forme de dérivés organiques complexes fait partie des protéines et se trouve sous forme liée dans le pétrole (jusqu'à 1,5 fraction massique, %) et le charbon (jusqu'à 2,5 fraction massique, %).
La molécule N2 est la forme la plus stable de son existence, ce qui provoque ce que l'on appelle le problème de l'azote lié. La consommation d'azote fixe par les plantes et les animaux entraîne un appauvrissement des composés azotés dans l'environnement. Cette carence doit être comblée artificiellement, car la reconstitution naturelle des réserves d'azote liées (orages, activité des azotobactéries, etc.) ne compense pas ses pertes. Deux réactions sont d'une importance exceptionnelle pour résoudre le problème de l'azote fixe : la synthèse de l'ammoniac et son oxydation catalytique.
Obtenir de l'azote
En technologie, l'azote est obtenu par distillation fractionnée de l'air liquide. Dans ce cas, les substances les plus volatiles - l'azote et les gaz rares - sont éliminées en premier par distillation. Ces derniers n'interfèrent pas lorsque l'azote est utilisé pour créer un environnement inerte dans les industries chimiques et autres. L'azote est chimiquement libéré de l'oxygène impureté (plusieurs pour cent) en le faisant passer à travers un système avec du cuivre chauffé. Dans ce cas, presque tout l’oxygène est lié à CuO.
En laboratoire, l'azote est obtenu en chauffant un mélange de solutions fortes de chlorure d'ammonium et de nitrite de sodium : NH4Cl + NaNO2 = N2 + 2H2O + NaCl ou en décomposant le nitrite d'ammonium lorsqu'il est chauffé : NH4NO2 = N2 + 2H2O
L'azote le plus pur est obtenu à partir de la décomposition thermique d'azotures métalliques, par exemple : 2NaN3 = 2Na + 3N2
Propriétés physiques
L'azote est un gaz incolore et inodore. Le point d'ébullition de l'azote liquide est de -195,8 degrés. C, point de fusion de l'azote solide -210,5 degrés. L'azote solide est obtenu sous forme de poudre et sous forme de glace. L'azote est peu soluble dans l'eau et les solvants organiques. Dans 1 litre d'eau à 0 degré. Seulement 23,6 cm3 d'azote se dissolvent. 1 litre d'azote dans des conditions normales pèse 1,2505 g.
Propriétés chimiques
L'azote est situé dans le coin supérieur droit du tableau périodique, dans lequel sont concentrés les non-métaux ayant les affinités électroniques les plus élevées. Par conséquent, il devrait être peu enclin à agir comme un élément électropositif et, en tant qu'élément électronégatif, son activité chimique ne devrait être inférieure qu'à quelques non-métaux, principalement l'oxygène et le fluor à sa droite. Pendant ce temps, la caractérisation chimique de l'azote, comme historiquement les premiers rapports à son sujet, commence toujours non pas par des signes positifs, mais par des signes négatifs : en soulignant son inertie chimique. La première raison de l'inertie chimique de l'azote dans des conditions normales est l'adhésion particulièrement forte de ses atomes dans la molécule N2.
N2=2N-711kJ.
À température ambiante, l'azote réagit uniquement avec le lithium, formant du nitrure de lithium : N2 + 6Li = 2Li3N ; l'azote interagit avec d'autres métaux lorsqu'il est chauffé : N2 + 3Ca = Ca3N2. Dans les réactions de l'azote avec les métaux, l'azote présente des propriétés oxydantes, et il présente également des propriétés oxydantes lorsqu'il interagit avec l'hydrogène (avec chauffage, pression élevée et en présence d'un catalyseur) : N2 + 3H2 = 2NH3. L'azote interagit également avec d'autres non-métaux, présentant des propriétés réductrices : N2 + O2 = 2NO, N2 + 3F2 = 2NF3.
Il existe d'autres composés azotés contenant des éléments électronégatifs, mais ils sont instables et beaucoup d'entre eux, notamment le chlorure d'azote et l'iodure d'azote, sont explosifs.
Composés hydrogènes de l'azote
Le composé volatil caractéristique de l’azote est l’ammoniac. En termes d'importance dans l'industrie chimique inorganique et la chimie inorganique, l'ammoniac est le composé hydrogène le plus important de l'azote. De par sa nature chimique, il s'agit du nitrure d'hydrogène H3N. Dans la structure chimique de l'ammoniac, les orbitales hybrides sp3 de l'atome d'azote forment trois liaisons avec trois atomes d'hydrogène, qui occupent les trois sommets d'un tétraèdre légèrement déformé. Le quatrième sommet du tétraèdre est occupé par une seule paire électronique d'azote, qui assure l'insaturation chimique et la réactivité des molécules d'ammoniac. Dans des conditions normales, l'ammoniac est un gaz incolore avec une odeur âcre. Il est toxique : il irrite les muqueuses et une intoxication aiguë provoque des lésions oculaires et une pneumonie. Une fois refroidi à -33 degrés. L'ammoniac se liquéfie et à -78 degrés. C durcit. Dans l'ammoniac liquide et solide, des liaisons hydrogène opèrent entre les molécules, ce qui confère à l'ammoniac un certain nombre de propriétés extrêmes par rapport aux autres composés hydrogènes d'éléments du cinquième groupe du sous-groupe principal. En raison de la polarité des molécules et de la constante diélectrique assez élevée, l'ammoniac liquide est un bon solvant non aqueux. Les métaux alcalins et alcalino-terreux, le soufre, le phosphore, l'iode et de nombreux sels et acides se dissolvent bien dans l'ammoniac liquide. Les substances comportant des groupes polaires fonctionnels dans l'ammoniac liquide subissent une dissociation électrolytique.
En termes de solubilité dans l'eau, l'ammoniac est supérieur à tout autre gaz : à 0 deg. Avec 1 volume d'eau, il absorbe 1 200 volumes de gaz ammoniac. L'excellente solubilité de l'ammoniac dans l'eau est due à la formation de liaisons hydrogène intermoléculaires. Dans ce cas, il existe deux mécanismes possibles pour l'apparition de liaisons hydrogène entre les molécules d'ammoniac et d'eau :
Étant donné que la capacité donneuse des molécules d'ammoniac est plus prononcée que celle de l'eau et que la liaison O-H est plus polaire que la polarité de la liaison N-H dans l'ammoniac, une liaison hydrogène intermoléculaire se forme selon le premier mécanisme. Ainsi, les processus physico-chimiques dans une solution aqueuse d'ammoniaque peuvent être représentés comme suit.
L'apparition d'ions hydroxyde crée une réaction alcaline de la solution d'ammoniaque dans l'eau. La constante d'ionisation est faible (pK 5). Dans des conditions de basses températures, les hydrates cristallins NH3 H2O (fusion = -77 degrés C), 2NH3 H2O (fusion = -78 degrés C) et NH3·2H2O (fonte = -97 degrés C) peuvent être isolés des solutions aqueuses d'ammoniac. Les hydrates cristallins sont constitués de chaînes de molécules d’ammoniac et d’eau réticulées par des liaisons hydrogène en un réseau tridimensionnel dépourvu de motifs structurels NH4OH. Cela signifie que ce qu'on appelle l'hydroxyde d'ammonium n'existe pas en tant qu'individu chimique, tout comme il n'existe pas d'hydroxyde d'oxonium OH3OH ni d'hydroxyde de fluoronium FH2OH. Ainsi, les solutions aqueuses d'ammoniac ont des propriétés fondamentales non pas dues à la formation d'un composé imaginaire NH4OH, mais dues à l'activité donneuse exceptionnellement prononcée de l'atome d'azote dans NH3.
L'équilibre dans l'ammoniac aqueux peut être déplacé vers la droite en ajoutant de l'acide. Dans ce cas, des sels d'ammonium se forment dans la solution. Ils sont également obtenus par interaction directe de substances gazeuses :
NH3 + HCl = NH4Cl
L'ion ammonium lui-même et la plupart de ses sels sont incolores. À l'état solide, les sels d'ammonium forment des structures caractéristiques des substances avec une proportion importante du composant ionique de la liaison. Par conséquent, ils se dissolvent bien dans l’eau et sont presque entièrement soumis à l’ionisation électrolytique. La structure de l'ion NH4+ est tétraédrique, dans laquelle tous les sommets du tétraèdre sont occupés par des atomes d'hydrogène et l'azote est situé en son centre. La charge positive est répartie uniformément entre tous les atomes d’hydrogène. Les propriétés des sels d'ammonium sont similaires à celles des sels de potassium en raison de la proximité des rayons ioniques NH4+ (0,142 nm) et K+ (0,133 nm). La seule différence significative est que les sels de potassium formés par les acides forts ne sont pas sujets à l'hydrolyse, tandis que les sels d'ammonium dans les solutions aqueuses sont hydrolysés en raison des propriétés basiques faiblement exprimées de l'ammoniac.
Les sels d'ammonium ont une faible stabilité thermique. La nature des produits finaux de décomposition thermique des sels d'ammonium est principalement déterminée par les propriétés de l'anion. Si l'anion provient d'un acide oxydant, alors l'oxydation de l'azote ammoniacal a lieu, par exemple : NH4NO3 = N2O + 2H2O
Dans cette réaction, l’azote ammoniacal cède 4 électrons à l’azote nitrate, et ce dernier agit donc comme agent oxydant. En revanche, cette réaction est un exemple de comportionation intramoléculaire. Pour les sels d'ammonium, les acides qui ne sont pas oxydants libèrent de l'ammoniac et de l'acide lors de leur décomposition thermique : (NH4)3PO4 = 3NH3 + H3PO4
Lorsque les sels d'ammonium sont traités avec des alcalis, de l'ammoniac est libéré :
2NH4Cl + Ca(OH)2 = 2NH3 + CaCl2 + 2H2O
Cette réaction peut constituer un moyen simple de produire de l’ammoniac en laboratoire. Dans l'industrie, l'ammoniac est obtenu par synthèse directe à partir de composants - substances simples.
L'ammoniac ne brûle pas dans l'air, mais dans une atmosphère d'oxygène, il est oxydé en azote libre : 4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O
En oxydation catalytique, la réaction se déroule différemment :
4NН3 + 5О2 = 4NO + 6Н2О
L'ammoniac agit comme agent réducteur dans les réactions avec d'autres agents oxydants. Plus rarement, l'ammoniac agit comme un agent oxydant, par exemple :
Na + NH3 = NaNH2 + 1/2H2
Dans cette réaction, le sodium métallique déplace l’hydrogène de l’ammoniac liquide. Dans ce cas, l'hydrogène ammoniacal abaisse son état d'oxydation et l'ammoniac joue le rôle d'agent oxydant. D'autre part, de telles réactions sont illustrées par la manifestation de propriétés acides de l'ammoniac. Les amides métalliques, par exemple NaNH2, sont des sels d'ammoniac qui correspondent à sa fonction acide. Il est bien évident que le caractère acide de l’ammoniac est bien moins prononcé que celui du H2O et du HF. La constante d'ionisation acide est négligeable (pKa 35), et donc les sels d'ammoniac, en tant qu'acides dans l'eau, sont complètement hydrolysés :
NaNH2 + H2O = NaOH + NH3
La fonction acide de l'ammoniac est assurée non seulement par les amides, mais également par les imides et les nitrures de métaux. Si dans les amides un atome d'hydrogène est remplacé (NаNН2), dans les imides - deux (Li2NН), puis dans les nitrures - les trois (AlN).
En oxydant soigneusement l'ammoniac avec un agent oxydant doux, tel que l'hypochlorure de sodium, on obtient un autre composé hydrogène de l'ammoniac - l'hydrazine ou le diamide :
2NH3 + NaOCl = N2H4 + NaCl + H2O
Le diamide est un liquide toxique incolore et facilement évaporé avec une constante diélectrique élevée (E=52 à 25 degrés C)
Les propriétés chimiques de l'hydrazine sont similaires à celles de l'ammoniac à bien des égards. Dans les solutions aqueuses d'hydrazine, des liaisons hydrogène se produisent également, comme dans le cas de l'ammoniac. Lorsque l'hydrazine interagit avec 1 molécule d'eau avec la participation d'une liaison hydrogène, un cation + se forme et avec deux - 2+.
L'existence d'hydroxydes de ces cations en tant que substances individuelles n'a pas été établie, cependant, deux types de sels d'hydrazine sont connus, par exemple N2H5Cl et N2H6Cl2 ;
Lorsqu'une solution d'acide nitrique est réduite avec de l'hydrogène atomique, on obtient de l'hydroxylamine :
HNO3 + 6H = NH2OH + 2H2O
Hydroxylamine - cristaux incolores (fondation = 33 degrés C), thermiquement instables, explosent au-dessus de 100 degrés C. Les solutions aqueuses d'hydroxylamine sont plus stables. Des liaisons hydrogène intermoléculaires apparaissent également dans la solution, et un équilibre dynamique s'établit :
Cependant, la fonction principale de l'hydroxylamine est encore moins prononcée (pKb 8) que celle de l'ammoniac et de l'hydrazine. Avec les acides, l'hydroxylamine donne des sels d'hydroxylammonium. Le médicament le plus connu est le chlorure d’hydroxylammonium Cl. Les solutions de sels d'hydroxylammonium sont plus stables que les solides et sont acides en raison de l'hydrolyse.
Étant donné que l’atome d’azote de l’hydroxylamine a un état d’oxydation de -1, il peut fonctionner à la fois comme agent oxydant et comme agent réducteur. Mais il se caractérise davantage par des propriétés réductrices, notamment en milieu alcalin.
Parmi les composés hydrogènes de l’azote, l’état d’oxydation négatif le plus bas de l’azote est représenté dans l’azoture d’hydrogène НN3. Dans ce composé, le degré d'oxydation de l'azote est de - 1/3. L'extraordinaire degré d'oxydation est dû à l'inégalité structurelle des atomes d'azote dans cette substance.
Du point de vue du MBC, cette inégalité structurelle peut être représentée par le schéma suivant :
L'essentiel de ce schéma est la délocalisation des liaisons P le long de la ligne droite reliant les atomes d'azote. La validité du schéma est prouvée par la distance entre les atomes d'azote 1-2 et 2-3, qui sont intermédiaires entre les longueurs de liaison
Une solution aqueuse de HN3 est appelée acide hydronitrique. Il est obtenu par oxydation de l'hydrazine avec de l'acide nitreux :
N2Н4 + НNO2 = НN3 + 2Н2О
Sa force est proche de celle du vinaigre. Dans les solutions diluées, l'acide hydronitrique se disproportionne lentement :
HN3 + H2O = N2 + NH2OH
A l'état anhydre, il peut exploser non seulement sous l'effet de la chaleur, mais aussi sous l'effet d'un choc :
2НN3 = 3N2 + H2
Un mélange d'acides hydronitreux et chlorhydrique concentré est capable de dissoudre même les métaux nobles. Les sels de l'acide hydronitrique - les azotures - ont une solubilité similaire dans l'eau à celle des halogénures. Ainsi, les azotures de métaux alcalins sont très solubles dans l’eau, tandis que AgN3, Pb(N3)2 et Hg(N3)2 sont peu solubles. Les azotures de métaux alcalins et alcalino-terreux sont stables jusqu'à fondre lorsqu'ils sont chauffés lentement. Les azotures de métaux lourds explosent facilement à l'impact :
Рb(N3)2 = Рb + 3N2
Composés oxygénés de l'azote
Avec l'oxygène, l'azote forme un certain nombre d'oxydes : N2O et NO sont des gaz incolores, N2O3 est un solide bleu (en dessous de -100 degrés C), NO2 est un gaz brun, N2O4 est un gaz incolore, N2O5 est des cristaux incolores.
L'oxyde N2O (protoxyde d'azote, « gaz hilarant » car il a un effet narcotique) est obtenu par décomposition thermique du nitrate d'ammonium ou hydroxylammonium :
[HN3OH]NO2 = N2O + 2H2O (comportionation intramoléculaire)
L'oxyde nitrique (+1) est un composé endothermique. Cependant, à température ambiante, il est chimiquement peu actif. Lorsqu'elle est chauffée, sa réactivité augmente considérablement. Il oxyde l'hydrogène, les métaux, le phosphore, le soufre, le charbon, les substances organiques et autres, par exemple :
Cu + N2O = N2 + CuO
Lorsque le N2O est chauffé au-dessus de 700 degrés C, simultanément à la réaction de décomposition, sa dismutation se produit :
2N2О = 2N2 + О2 ; 2N2О = 2NO + N2
L'oxyde nitrique (+1) n'interagit pas avec l'eau, bien que l'on connaisse l'acide H2N2O2, dans lequel l'azote a également un état d'oxydation de +1. Cet acide est appelé acide nitreux et se voit attribuer une structure avec deux atomes d'azote équivalents :
L'acide nitreux libre peut être préparé comme suit :
NH2OH + HNO2 = H2N2O2 + H2O
Il se dissout bien dans l’eau, mais c’est un acide faible. L'acide nitreux est très instable et explose lorsqu'il est légèrement chauffé :
Н2N2О2 = N2О + Н2О
Les sels H2N2O2 - hyponitrites et hydrohyponitrites - sont très sensibles à l'hydrolyse dans l'eau. La plupart des hyponitrites sont légèrement solubles dans l'eau ; les hydrohyponitrites se dissolvent beaucoup mieux.
Même les états d’oxydation sont relativement inhabituels pour l’azote. Ces composés comprennent l'oxyde nitrique (+2). La molécule NO contient un nombre impair d’électrons et est essentiellement un radical de faible activité. La molécule possède un mécanisme donneur-accepteur covalent et deux liaisons P. Malgré la nature endothermique et l'énergie de Gibbs positive de la formation de NO à partir de substances simples, l'oxyde d'azote (+2) ne se décompose pas en éléments. Le fait est que, selon MMO, l'ordre des obligations en NO est assez élevé et égal à 2,5. La molécule NO est plus forte que la molécule O2, puisque la première n’a qu’un seul électron sur l’antiliaison MO P2p*, et la seconde a deux électrons.
En laboratoire, l'oxyde nitrique (+2) est le plus souvent obtenu en traitant de la limaille de cuivre avec de l'acide dilué :
3Сu + 8НNO3 = 3Сu(NO3)2 + 2NO + 4Н2О
Dans l'air, l'oxyde d'azote (+2) est instantanément oxydé :
2NO + O2 = 2NO2
Oxydé par le NO et les halogènes, formant des halogénures de nitrosyle :
2NO + Г2 = 2NOГ
Lors de l'interaction avec des agents réducteurs, NO est réduit en N2O, N2, NH2OH, NH3, en fonction de la capacité réductrice du partenaire et des conditions des processus.
Une solution aqueuse d'oxyde nitrique (+2) est neutre. Il ne forme aucun composé avec l'eau, bien que l'on connaisse des sels (hyponitrates) de l'acide nitrique H2N2O3, qui n'est pas isolé à l'état libre, dans lesquels l'azote a également un état d'oxydation de +2.
L'oxyde nitrique N2O3 existe à l'état solide (en dessous de -100 degrés C). À l'état liquide et vapeur, l'oxyde nitrique (+3) est largement dissocié en raison de la disproportion :
N2О3-NO + NO2
Le N2O3 est obtenu en refroidissant des quantités équimolaires de NO et de NO2. Et un courant uniforme d'un mélange de la composition souhaitée est obtenu par l'interaction de 50 % de НNO3 avec l'oxyde d'arsenic (+3) :
2HNO3 + As2O3 = 2HAsO3 + NON + NO2
L'oxyde nitrique (+3) correspond à l'acide nitreux instable HNO2, connu uniquement en solution. Il peut être obtenu en dissolvant des volumes égaux de NO et de NO2 dans l'eau :
NON + NO2 + H2O = 2HNO2
Lorsqu'il est stocké et chauffé, le НNO2 est disproportionné :
3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O
Ses propriétés oxydantes les plus caractéristiques sont :
НNO2 + 2НI = I2 + 2NO + 2Н2О
Cependant, des agents oxydants puissants convertissent l’acide nitreux en acide nitrique :
5НNO2 + 2КмnО4 + 3Н2SO4 = К2SO4 + 2МnSO4 + 5НNO3 + 3Н2О
L'oxyde nitrique (+4) est obtenu en dissolvant du cuivre dans de l'acide nitrique concentré : Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
C'est un bon agent oxydant ; le phosphore, le soufre, le charbon et certaines substances organiques y brûlent. Au-dessus de 150 degrés C, le dioxyde d'azote commence à se décomposer :
2NO2 = 2NO + O2
Parce qu’une molécule de dioxyde d’azote avec un électron non apparié est essentiellement un radical, elle se dimérise facilement :
Le dimère est incolore et diamagnétique, contrairement à la couleur rouge-brun et paramagnétique.
Le dioxyde d'azote, lorsqu'il interagit avec l'eau, est disproportionné :
2NO2 + H2O = HNO2 + HNO3
Lorsque le NO2 est dissous dans l'eau chaude, on obtient de l'acide nitrique, car l'acide nitreux initialement formé est disproportionné avec la libération d'oxyde nitrique (+2) et la formation d'acide nitrique.
L'oxyde nitrique (+5) a une structure moléculaire uniquement en phase gazeuse. À l’état solide, N2O5 a une structure formée d’ions NO2+ et NO3-. Le N2O5 sont des cristaux facilement sublimés et les molécules s'évaporent. Ainsi, lors de la sublimation du monoxyde d'azote (+5), les ions NO2+ et NO3- se combinent en molécules N2O5. L'oxyde d'azote (+5) est obtenu par déshydratation de l'acide nitrique avec P2O5 ou oxydation du NO2 avec l'ozone :
2HNO3 + P2O5 = 2HPO3 + N2O5 ; 6NO2 + O3 = 3N2O5
L'oxyde nitrique (+5) est un agent oxydant énergétique ; de nombreuses réactions le impliquant se produisent très vigoureusement. Dissous dans l'eau, il donne de l'acide nitrique :
N2O5 + H2O = 2HNO3
L'acide nitrique fait partie des acides forts. La molécule HNO3 et l'ion nitrate ont une structure représentée par les schémas
L'acide nitrique anhydre est un liquide incolore et volatil. Lorsqu'il est stocké (surtout à la lumière) et chauffé, il se décompose partiellement :
4HNO3 = 4NO2 + 2H2O + O2
L’acide nitrique dit « fumant » (rouge) est une solution de dioxyde d’azote libéré dans du HNO3 concentré.
En laboratoire, le HNO3 est obtenu en chauffant du nitrate de sodium avec de l'acide sulfurique :
NaNO3 + H2SO4 = HNO3 + NaHSO4
Dans l'industrie, l'acide nitrique est obtenu à partir de l'ammoniac. Premièrement, l'ammoniac est oxydé catalytiquement en oxyde d'azote (+2), qui est ensuite oxydé en
NON2. L'oxyde nitrique (+4) est ensuite dissous dans l'eau chaude pour produire de l'acide nitrique.
L'acide nitrique est un agent oxydant puissant et oxyde presque tous les métaux et non-métaux. Ces derniers, en règle générale, sont convertis par celui-ci en dérivés du degré d'oxydation le plus élevé, par exemple :
S + 6НNO3 = Н2SO4 + 6NO2 + 2Н2О
Parmi les métaux, seuls l'or, le platine, l'osmium, l'iridium, le niobium, le tantale et le tungstène résistent à l'acide nitrique. Certains métaux (par exemple le fer, l'aluminium, le chrome) sont passivés avec de l'acide nitrique concentré. Les solutions aqueuses d'acide nitrique ont également des propriétés oxydantes. Généralement, le processus de réduction du HNO3 se déroule dans plusieurs directions parallèles, entraînant un mélange de différents produits de réduction. La nature de ces produits et leur teneur relative dans le mélange dépendent de la force de l'agent réducteur, de la concentration en acide nitrique et de la température.
Un agent oxydant plus puissant est un mélange d'acides nitrique et chlorhydrique concentrés - « l'eau régale ». Il dissout même l’or et le platine, qui ne se dissolvent pas dans l’acide nitrique et encore moins dans l’acide chlorhydrique. Son activité oxydante est due à une diminution du potentiel rédox des métaux dissolvants, c'est-à-dire une augmentation de leurs propriétés réductrices due à la formation de complexes chlorés forts :
Au + HNO3 + 4HCl = H[AuCl4] + NO + 2H2O
Les sels d'acide nitrique - les nitrates - sont connus pour presque tous les métaux. La plupart d'entre eux sont incolores et se dissolvent bien dans l'eau. Dans les solutions aqueuses acides, les nitrates sont des agents oxydants plus faibles que l'acide nitrique et, dans un environnement neutre, ils n'ont aucune propriété oxydante. Ce sont de puissants agents oxydants dans les matières fondues lorsque la décomposition se produit avec libération d'oxygène. L'oxyde nitrique (+5) lorsqu'il interagit avec le peroxyde d'hydrogène à 100 % forme de l'acide peroxonitrique (supernitrique) :
N2O5 + 2H2O2 = 2HNO4 + H2O
L'acide peroxonitrique est instable, explose facilement et est complètement hydrolysé par l'eau :
H-O-O-N + H2O = H2O2 + HNO3
Composés avec des non-métaux
Tous les halogénures d'azote NG3 sont connus. Le trifluorureNF3 est obtenu en faisant réagir du fluor avec de l'ammoniac :
3F2 + 4NH3 = 3NH4F + NF3
Le trifluorure d'azote est un gaz toxique incolore dont les molécules ont une structure pyramidale. Les atomes de fluor sont situés à la base de la pyramide et le sommet est occupé par un atome d'azote avec une seule paire d'électrons. Le NF3 est très résistant à divers réactifs chimiques et à la chaleur.
Les trihalogénures d'azote restants sont endothermiques et donc instables et réactifs. NCl3 est formé en faisant passer du chlore gazeux dans une solution forte de chlorure d'ammonium :
3Cl2 + NH4Cl = 4HCl + NCl3
élément chimique azoté
Le trichlorure d'azote est un liquide très volatil (point d'ébullition = 71 degrés C) avec une odeur âcre. Un léger échauffement ou un impact s'accompagne d'une explosion dégageant une grande quantité de chaleur. Dans ce cas, NCl3 se décompose en éléments. Les trihalogénures NBr3 et NI3 sont encore moins stables.
Les dérivés azotés contenant des chalcogènes sont très instables en raison de leur forte endothermie. Tous sont mal étudiés et explosent lorsqu’ils sont chauffés et impactés.
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L'azote est un gaz, une substance chimique simple, un non-métal, un élément du tableau périodique. Le nom latin Nitrogenium se traduit par « donner naissance au salpêtre ».
Le nom « azote » et ses consonnes sont utilisés dans de nombreux pays : France, Italie, Russie, Turquie, certains pays slaves de l’Est et de l’ex-URSS. Selon la version principale, le nom « azote » vient du mot grec azoos - « sans vie », car il ne convient pas à la respiration.
L'azote se trouve principalement sous forme de gaz, soit environ 78 % (en volume) dans l'air. Les gisements de minéraux qui en contiennent - par exemple le salpêtre chilien (nitrate de sodium), le salpêtre indien (nitrate de potassium) ont été pour la plupart épuisés, donc à l'échelle industrielle le réactif est extrait par synthèse chimique directement de l'atmosphère.
Propriétés
Dans des conditions normales, le N2 est un gaz insipide, incolore et inodore. Ne brûle pas, est ignifuge et antidéflagrant, peu soluble dans l'eau et l'alcool et non toxique. Conduit mal la chaleur et l’électricité. À des températures inférieures à -196 °C, il devient d'abord liquide puis solide. L'azote liquide est un liquide transparent et mobile.
La molécule d'azote est très stable, de sorte que le réactif chimique est fondamentalement inerte, réagissant dans des conditions normales uniquement avec les complexes de lithium, de césium et de métaux de transition. Pour réaliser des réactions avec d'autres substances, des conditions particulières sont nécessaires : température et pression très élevées, et parfois un catalyseur. Ne réagit pas avec les halogènes, le soufre, le carbone, le silicium, le phosphore.
L'élément est extrêmement important pour la vie de tous les êtres vivants. Il fait partie intégrante des protéines, des acides nucléiques, de l'hémoglobine, de la chlorophylle et de nombreux autres composés biologiquement importants. Joue un rôle majeur dans le métabolisme des cellules et des organismes vivants.
L'azote est produit sous forme de gaz comprimé à 150 atmosphères, fourni dans des cylindres noirs avec une grande inscription jaune claire. Le réactif liquide est conservé dans des flacons de Dewar (un thermos à double paroi, avec un placage argenté à l'intérieur et un vide entre les parois).
Danger d'azote
Dans des conditions normales, l'azote n'est pas nocif pour les humains et les animaux, mais à pression élevée, il provoque une intoxication narcotique et, en cas de manque d'oxygène, il provoque une suffocation. Un accident de décompression très dangereux est associé à l'azote et à son effet sur le sang humain lors d'une forte diminution de la pression.
Tout le monde l'a probablement vu au moins une fois dans des films ou des séries télévisées, 
comment l'azote liquide gèle instantanément les personnes ou verrouille les barres, les coffres-forts, etc., après quoi ils deviennent fragiles et se brisent facilement. En fait, l’azote liquide gèle assez lentement en raison de sa faible capacité thermique. C'est pourquoi il ne peut pas être utilisé pour congeler des personnes en vue d'une décongélation ultérieure - il n'est pas possible de congeler l'ensemble du corps et des organes de manière uniforme et simultanée.
L'azote appartient aux pnictogènes - éléments chimiques du même sous-groupe du tableau périodique que lui-même. Outre l'azote, les pnictogènes comprennent le phosphore, l'arsenic, l'antimoine, le bismuth et le muscovium obtenu artificiellement.
L'azote liquide est un matériau idéal pour éteindre les incendies, notamment ceux impliquant des objets de valeur. Après extinction à l'azote, il ne reste plus d'eau, de mousse, de poudre et le gaz disparaît tout simplement.
Application
— Les trois quarts de tout l'azote produit dans le monde sont destinés à la production d'ammoniac, à partir duquel ils produisent à leur tour de l'acide nitrique, largement utilisé dans diverses industries.
— En agriculture, les composés azotés sont utilisés comme engrais, et l'azote lui-même est utilisé pour une meilleure conservation des légumes dans les magasins de légumes.
— Pour la production d'explosifs, de détonateurs, de carburant pour engins spatiaux (hydrazine).
— Pour la production de colorants et de médicaments.
— Lors du pompage de substances inflammables dans des canalisations, dans des mines, dans des appareils électroniques.
— Pour éteindre le coke en métallurgie, pour créer une atmosphère neutre dans les processus industriels.
— Pour purger les canalisations et les réservoirs ; éclatement des couches dans les mines ; pomper du carburant dans des fusées.
— Pour injection dans les pneus d'avions, parfois dans les pneus de voitures.
- Pour la production de céramiques spéciales - le nitrure de silicium, qui présente une résistance mécanique, thermique, chimique accrue et de nombreuses autres caractéristiques utiles.
— L'additif alimentaire E941 est utilisé pour créer dans les emballages un environnement conservateur qui empêche l'oxydation et le développement de micro-organismes. L'azote liquide est utilisé pour la mise en bouteille de boissons et d'huiles.
L'azote liquide est utilisé comme :
— Réfrigérant dans les cryostats, les unités à vide, etc.
— En thérapie cryogénique en cosmétologie et en médecine, pour réaliser certains types de diagnostics, pour conserver des échantillons de biomatériaux, sperme, ovules.
— En découpe cryogénique.
- Pour éteindre les incendies. En s'évaporant, le réactif forme une masse de gaz 700 fois supérieure au volume de liquide. Ce gaz éloigne l’oxygène de la flamme et s’éteint.
Notre famille adore les poivrons doux, nous les plantons donc chaque année. La plupart des variétés que je cultive ont été testées par moi pendant plus d'une saison ; je les cultive constamment. J'essaie aussi d'essayer quelque chose de nouveau chaque année. Le poivre est une plante thermophile et assez fantaisiste. Les variétés variétales et hybrides de poivrons doux savoureux et productifs, qui poussent bien pour moi, seront discutées plus en détail. Je vis en Russie centrale.
La floriculture domestique n'est pas seulement un processus fascinant, mais aussi un passe-temps très fastidieux. Et, en règle générale, plus un cultivateur a d’expérience, plus ses plantes paraissent saines. Que devraient faire ceux qui n'ont pas d'expérience, mais qui veulent avoir des plantes d'intérieur à la maison - pas des spécimens allongés et rabougris, mais des spécimens beaux et sains qui ne provoquent pas de sentiment de culpabilité avec leur décoloration ? Pour les débutants et les floriculteurs qui n'ont pas beaucoup d'expérience, je vais vous parler des principales erreurs faciles à éviter.
Des cheesecakes luxuriants dans une poêle avec de la confiture banane-pomme - une autre recette pour le plat préféré de tous. Pour éviter que les cheesecakes ne tombent après la cuisson, rappelez-vous quelques règles simples. Premièrement, uniquement du fromage cottage frais et sec, deuxièmement, pas de levure chimique ni de bicarbonate de soude, troisièmement, l'épaisseur de la pâte - vous pouvez la sculpter, elle n'est pas serrée, mais souple. Une bonne pâte avec une petite quantité de farine ne peut être obtenue qu'à partir d'un bon fromage cottage, et là encore voir le « premier » point.
Ce n'est un secret pour personne que de nombreux médicaments des pharmacies ont migré vers les chalets d'été. Leur utilisation, à première vue, semble si exotique que certains estivants sont perçus avec hostilité. Dans le même temps, le permanganate de potassium est un antiseptique connu de longue date, utilisé à la fois en médecine et en médecine vétérinaire. En culture végétale, une solution de permanganate de potassium est utilisée à la fois comme antiseptique et comme engrais. Dans cet article, nous vous expliquerons comment bien utiliser le permanganate de potassium dans le jardin.
La salade de viande de porc aux champignons est un plat rural que l'on retrouve souvent sur la table des fêtes du village. Cette recette est à base de champignons, mais si vous avez la possibilité d'utiliser des champignons sauvages, assurez-vous de les cuisiner de cette façon, ce sera encore plus savoureux. Vous n'avez pas besoin de passer beaucoup de temps à préparer cette salade : mettez la viande dans une poêle pendant 5 minutes et encore 5 minutes pour la trancher. Tout le reste se passe pratiquement sans la participation du cuisinier : la viande et les champignons sont bouillis, refroidis et marinés.
Les concombres poussent bien non seulement dans une serre ou une véranda, mais aussi en pleine terre. Généralement, les concombres sont semés de mi-avril à mi-mai. La récolte dans ce cas est possible de la mi-juillet à la fin de l'été. Les concombres ne supportent pas le gel. C'est pourquoi nous ne les semons pas trop tôt. Il existe cependant un moyen de rapprocher leur récolte et de goûter aux beautés juteuses de votre jardin au début de l'été ou même en mai. Il suffit de prendre en compte certaines caractéristiques de cette plante.
Polyscias est une excellente alternative aux arbustes panachés classiques et aux ligneux. Les élégantes feuilles rondes ou plumeuses de cette plante créent une couronne bouclée étonnamment festive, et ses silhouettes élégantes et son caractère plutôt modeste en font un excellent candidat pour le rôle de la plus grande plante de la maison. Des feuilles plus grandes ne l'empêchent pas de remplacer avec succès le ficus Benjamin and Co. De plus, les polyscias offrent beaucoup plus de variété.
La cocotte de citrouille et de cannelle est juteuse et incroyablement savoureuse, un peu comme la tarte à la citrouille, mais contrairement à la tarte, elle est plus tendre et fond dans la bouche ! C'est la recette sucrée parfaite pour une famille avec des enfants. En règle générale, les enfants n’aiment pas vraiment la citrouille, mais cela ne les dérange pas de manger quelque chose de sucré. La cocotte sucrée de potiron est un dessert délicieux et sain, qui de plus est très simple et rapide à préparer. Essayez-le ! Tu aimeras!
Une haie n’est pas seulement l’un des éléments les plus importants de l’aménagement paysager. Il remplit également diverses fonctions de protection. Si, par exemple, le jardin borde une route ou s'il y a une autoroute à proximité, alors une haie est tout simplement nécessaire. Les « murs verts » protégeront le jardin de la poussière, du bruit, du vent et créeront un confort et un microclimat particuliers. Dans cet article, nous examinerons les plantes optimales pour créer une haie capable de protéger de manière fiable la zone de la poussière.
De nombreuses cultures nécessitent une cueillette (et plus d’une) dans les premières semaines de développement, tandis que pour d’autres, la transplantation est « contre-indiquée ». Pour « faire plaisir » à tous les deux, vous pouvez utiliser des contenants non standards pour les semis. Une autre bonne raison de les essayer est d’économiser de l’argent. Dans cet article, nous vous expliquerons comment vous passer des boîtes, pots, cassettes et comprimés habituels. Et faisons attention aux contenants pour semis non traditionnels, mais très efficaces et intéressants.
Soupe de légumes saine à base de chou rouge avec céleri, oignon rouge et betteraves - une recette de soupe végétarienne qui peut également être préparée les jours de jeûne. Pour ceux qui décident de perdre quelques kilos en trop, je conseillerais de ne pas ajouter de pommes de terre, et de réduire légèrement la quantité d'huile d'olive (1 cuillère à soupe suffit). La soupe s'avère très aromatique et épaisse, et pendant le Carême, vous pouvez servir une partie de la soupe avec du pain maigre - elle sera alors satisfaisante et saine.
Tout le monde a sûrement déjà entendu parler du terme populaire « hygge », qui nous vient du Danemark. Ce mot ne peut être traduit dans d’autres langues du monde. Parce que cela signifie beaucoup de choses à la fois : confort, bonheur, harmonie, atmosphère spirituelle... Dans ce pays du nord, d'ailleurs, la plupart du temps de l'année, le temps est nuageux et peu ensoleillé. L'été est également court. Et le niveau de bonheur est l’un des plus élevés (le pays se classe régulièrement premier au classement mondial de l’ONU).
Boulettes de viande en sauce avec purée de pommes de terre - un deuxième plat simple préparé à base de cuisine italienne. Le nom le plus courant pour ce plat est boulettes de viande ou boulettes de viande, mais les Italiens (et pas seulement eux) appellent ces petites escalopes rondes boulettes de viande. Les côtelettes sont d'abord frites jusqu'à ce qu'elles soient dorées, puis cuites dans une sauce aux légumes épaisse - cela s'avère très savoureux, tout simplement délicieux ! N'importe quelle viande hachée convient à cette recette - poulet, bœuf, porc.
L'azote est un gaz légèrement soluble dans l'eau et n'a ni couleur, ni odeur, ni goût. Sous sa forme libre, l’azote peut être utilisé dans diverses industries. Examinons de plus près les industries qui utilisent de l'azote.
Métallurgie
- Pendant le recuit, frittage avec de la poudre métallique.
- Avec durcissement neutre, soudure dure.
- Lors de la cyanuration (l'azote est nécessaire pour protéger les métaux ferreux et non ferreux).
- L'azote joue également un rôle important dans le fonctionnement du dispositif de chargement du haut fourneau et de la machine de décapage des métaux.
- À la production de coke.
Chimie, gaz, pétrole
- L'azote gazeux est utilisé pendant le développement des puits. Il est utilisé pour réduire le niveau d’eau dans les puits. Cette méthode est très prometteuse ; elle se caractérise par sa fiabilité, ainsi que par sa facilité de contrôle et de régulation du processus sur une large plage de pressions et de débits. À l'aide de l'azote gazeux, les puits profonds sont vidés rapidement, avec une diminution rapide et brutale ou une diminution lente et progressive de la pression dans le puits. L'azote assure le drainage de la formation et le réapprovisionnement du gaz comprimé, nécessaire à l'écoulement du liquide.
- L'azote est utilisé pour créer un environnement inerte dans divers conteneurs lors des opérations de déchargement et de chargement. L'azote est également utilisé pour éteindre les incendies, lors des tests et de la purge des pipelines.
- L'azote sous sa forme pure est utilisé pour la synthèse de l'ammoniac, dans la production d'engrais de type azoté, ainsi que dans le traitement des gaz associés et la conversion du méthane.
- L'azote est utilisé pour réduire les dépôts dans les raffineries de pétrole, pour traiter les composants à indice d'octane élevé et pour augmenter la productivité des craqueurs de pétrole.
Lutte contre les incendies
- L'azote a des propriétés inertes, grâce auxquelles il est possible de déplacer l'oxygène et d'empêcher les réactions d'oxydation. La combustion est, par essence, une oxydation rapide, due à la présence d'oxygène dans l'atmosphère et à une source de combustion, qui peut être une étincelle, un arc électrique ou simplement une réaction chimique avec une grande quantité de chaleur générée. En utilisant de l'azote, cette situation peut être évitée. Si la concentration d’azote dans l’environnement est de 90 %, aucun incendie ne se produira.
- Les usines d’azote fixes et les stations mobiles de production d’azote peuvent prévenir efficacement les incendies. Avec leur aide, un incendie peut également être éteint avec succès.
Médecine
- En recherche en laboratoire, pour analyses hospitalières.
Industrie minière
- Dans les mines de charbon, l’azote est également nécessaire à la lutte contre les incendies.
Médicaments
- L'azote est utilisé pour conditionner, transporter et déplacer l'oxygène provenant de divers réservoirs de produits.
Industrie alimentaire
- L'azote est nécessaire à la manipulation, au stockage, au conditionnement des produits alimentaires (notamment les fromages et les produits gras, très rapidement oxydés par l'oxygène), à augmenter leur durée de conservation, ainsi qu'à préserver le goût de ces produits.
- Un mélange d'azote et de dioxyde de carbone aide à empêcher les bactéries de se multiplier.
- L'azote, créant un environnement inerte, aide à protéger les aliments des insectes nuisibles.
- L'azote agit comme un diluant pour créer un mélange gazeux.
Industrie des pâtes et papiers
- L'azote est utilisé dans les procédés à faisceau cathodique sur le papier, le carton et même certains articles en bois pour polymériser les revêtements de vernis. Cette méthode permet de réduire le coût des photoinitiateurs, de réduire les émissions de composés volatils et d'améliorer la qualité du traitement.
