Azote

Antoine Lavoisier a choisi le nom azote, composé du préfixe a- privatif et du grec ζωός / zōós, « vivant » et qui signifie donc « privé de vie », du fait que contrairement à l'oxygène il n'entretient pas la vie des animaux^[6].

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), terme suggéré par le chimiste Jean-Antoine Chaptal. 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.

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 doigt^[7],[8] en étudiant les propriétés de ce corps très instable et violemment explosif.

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.

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.

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 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

N_{2 (g)} + 3H_{2 (g)} → 2NH_{3 (g)}

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.

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.

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.

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.

Les oxydes d'azote connus^[9] 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 principaux oxoanions 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.

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.

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 + 3CO

2ZrCl₄ + 4H₂ + N₂ → 2ZrN + 8HCl

 

 

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 masse^[a]. La production mondiale est d'environ 150 millions de tonnes par an.

L'azote liquide est employé comme agent réfrigérant. Le gaz a diverses applications :

• 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, les insectes, les champignons, etc.) ;
• emploi comme pesticide doux pour éliminer par asphyxie les vers du bois ou certains organismes comme la Petite vrillette ayant colonisé des objets anciens fragiles (cadres, sculptures et objets de bois, incunables, les parchemins, gravures, etc.) ;
• 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 ;
• gonflage des 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, qui nécessite de l'azote comme gaz moteur ou comme gaz d'inertage^[10] ;
• 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 ;
• en métallurgie, injection dans des fours de production de métaux hautement oxydables comme 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, pour la brasure du cuivre par exemple^[10].

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.

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. Ce gaz a été employé lors d'une exécution d'un condamné à mort en 2024 aux États-Unis, soulevant une controverse sur le côté inhumain de la suffocation^[11].

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)^[12]. C'est la raison pour laquelle la plongée à l'air est limitée à 60 mètres en France^[13].

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

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 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.

 

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 et 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 organiques 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.

 

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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

• (en) Reich P.B & al. (2006) Nitrogen limitation constrains sustainability of ecosystem response to CO². Nature 440, 922–925
• (en) Stevenson F.J (1982) Inorganic forms of nitrogen in soil (Lien vers éditeur)

• Antiazote
• Cycle de l'azote

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• (en) « Technical data for Nitrogen » (consulté le 23 avril 2016), avec en sous-pages les données connues pour chaque isotope
• (en) Portail d’un groupe de travail international sur la pollution azotée (ONU), cadré par le Global Programme of Action for the Protection of the Marine Environment from Land-Based Activities (ONU / PNUED)

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