EntréeL'azote est une grande encyclopédie médicale. Azote : caractéristiques, propriétés chimiques, propriétés physiques, composés, place dans la nature
L'azote est un gaz peu soluble dans l'eau, incolore, inodore et insipide. Sous sa forme libre, l'azote peut être utilisé dans diverses industries. Examinons plus en détail les industries où l'azote est utilisé.
Métallurgie
- Lors du recuit, frittage avec de la poudre de métal.
- Avec trempe neutre, brasage fort.
- Lors de la cyanuration (l'azote est nécessaire pour protéger les métaux ferreux et non ferreux).
- L'azote joue aussi rôle important dans le fonctionnement du dispositif de chargement dans un haut fourneau, des machines pour le nettoyage au feu des métaux.
- A la cokerie.
Chimie, gaz, pétrole
- L'azote gazeux est utilisé dans le développement des puits. Avec son aide, le niveau d'eau dans les puits est abaissé. Cette méthode est très prometteuse, elle se caractérise par sa fiabilité, ainsi que par sa facilité de contrôle et de régulation du procédé dans une large gamme de pressions et de débits. A l'aide d'azote gazeux, la vidange s'effectue rapidement puits profonds, rapide et brusque, ou lente et douce diminution de la pression dans le puits. L'azote assure le drainage du réservoir et le réapprovisionnement en gaz sous pression, ce qui est nécessaire à l'écoulement du fluide.
- 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 canalisations.
- 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 afin d'augmenter la productivité des usines de craquage du pétrole.
Lutte contre l'incendie
- L'azote a des propriétés inertes, grâce auxquelles il est possible de déplacer l'oxygène et d'empêcher la réaction d'oxydation. La combustion est en fait 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 réaction chimique avec beaucoup de chaleur générée. En utilisant de l'azote, cette situation peut être évitée. Si la concentration d'azote dans l'environnement est de 90%, l'inflammation ne se produira pas.
- Les usines d'azote fixes et les stations mobiles de production d'azote peuvent prévenir efficacement les incendies. Avec leur aide, la source d'inflammation peut également être éteinte avec succès.
La médecine
- Dans les recherches en laboratoires, pour les analyses hospitalières.
industrie minière
- Dans les mines de charbon, l'azote est également nécessaire pour lutter contre les incendies.
médicaments
- L'azote est utilisé pour emballer, transporter et déplacer l'oxygène d'une variété de réservoirs de produits.
industrie alimentaire
- L'azote est nécessaire pour le transbordement, le stockage, le conditionnement des produits alimentaires (surtout les fromages et les produits oléo-grasseux, très rapidement oxydés par l'oxygène), pour augmenter leur durée de conservation, et aussi pour préserver le goût de ces produits.
- Un mélange d'azote et de dioxyde de carbone aide à arrêter la croissance des bactéries.
- L'azote, créant un environnement inerte, vous permet de 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 rayons cathodiques sur le papier, le carton et même certains produits en bois pour durcir les revêtements de vernis. Cette méthode permet de réduire le coût des photoinitiateurs, ainsi que de réduire l'émission de composés volatils et d'améliorer la qualité du traitement.
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 sa consonance sont utilisés dans de nombreux pays : en France, en Italie, en Russie, en Turquie, dans certains pays slaves orientaux et dans des pays 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 - il est d'environ 78 % (en volume) dans l'air. Les dépôts de minéraux, et qu'il contient - par exemple, le nitrate chilien (nitrate de sodium), le nitrate indien (nitrate de potassium) sont pour la plupart déjà épuisés, par conséquent, 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, résiste au feu et aux explosions, peu soluble dans l'eau, les alcools, non toxique. Mauvais conducteur de chaleur et d'électricité. À des températures inférieures à -196 ° C, il devient d'abord liquide, puis solide. L'azote liquide est un liquide clair et mobile.
La molécule d'azote est très stable, donc le réactif chimique est fondamentalement inerte, n'interagissant dans des conditions normales qu'avec des complexes de lithium, de césium et de métaux de transition. Les réactions avec d'autres substances nécessitent conditions spéciales: très haute température et pression, 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 acides nucléiques, l'hémoglobine, la chlorophylle et de nombreux autres composés biologiquement importants. Il 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 inscription large et claire couleur jaune. Le réactif liquide est stocké dans des flacons Dewar (thermos à double paroi avec placage d'argent à l'intérieur et vide entre les parois).
Le danger de l'azote
Dans des conditions normales, l'azote n'est pas nocif pour les humains et les animaux, mais sous hypertension artérielle provoque une intoxication narcotique, et avec un manque d'oxygène - suffocation. Un accident de décompression très dangereux est associé à l'azote et à son effet sur le sang humain avec une forte diminution de la pression.
Tout le monde a probablement vu au moins une fois dans des films ou des émissions de télévision, 
comment l'azote liquide gèle instantanément les gens ou se verrouille sur un gril, un coffre-fort, etc., après quoi ils deviennent cassants et se cassent facilement. En fait, l'azote liquide gèle assez lentement, en raison de sa faible capacité calorifique. C'est pourquoi il ne peut pas être utilisé pour congeler des personnes en vue d'un dégivrage ultérieur - il n'est pas possible de congeler tout le corps et les organes de manière uniforme et simultanée.
L'azote appartient aux pnictogènes - éléments chimiques du même sous-groupe du tableau périodique que lui-même. En plus de l'azote, les pnictogènes comprennent le phosphore, l'arsenic, l'antimoine, le bismuth et le moscovium obtenu artificiellement.
L'azote liquide est un matériau idéal pour éteindre les incendies, en particulier ceux avec des objets de valeur. Après extinction à l'azote, il ne reste ni eau, ni mousse, ni 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, à son tour, l'acide nitrique est largement utilisé dans diverses industries.
- À 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 fabrication de colorants, de médicaments.
- Lors du pompage de substances combustibles dans des tuyaux, dans des mines, dans des appareils électroniques.
— Pour éteindre le coke en métallurgie, pour créer une atmosphère neutre dans les procédés industriels.
— Pour la purge des canalisations et réservoirs ; éclatement des coutures dans l'exploitation minière; pomper du carburant dans des fusées.
- Pour l'injection dans les pneus d'avion, parfois - dans les pneus de voiture.
- Pour la production de céramiques spéciales - nitrure de silicium, qui a augmenté la résistance mécanique, thermique, chimique et bien d'autres fonctionnalités utiles.
- L'additif alimentaire E941 est utilisé pour créer un environnement conservateur dans les emballages qui exclut l'oxydation et le développement de micro-organismes. L'azote liquide est utilisé pour l'embouteillage des boissons et des huiles.
L'azote liquide est utilisé comme :
— Réfrigérant dans les cryostats, les unités de vide, etc.
– En thérapie cryogénique en cosmétologie et en médecine, pour la réalisation de certains types de diagnostics, pour le stockage d'échantillons de biomatériaux, de sperme, d'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 celle-ci s'éteint.
AZOTE
N (azote),
élément chimique(au numéro 7) Sous-groupe VA du tableau périodique des éléments. L'atmosphère terrestre contient 78 % (vol.) d'azote. Pour montrer l'importance de ces réserves d'azote, on note que dans l'atmosphère sur chaque kilomètre carré la surface de la terre il y a tellement d'azote que jusqu'à 50 millions de tonnes de nitrate de sodium ou 10 millions de tonnes d'ammoniac (un composé d'azote avec de l'hydrogène) peuvent en être extraits, et pourtant c'est une petite fraction de l'azote contenu dans la croûte terrestre. L'existence d'azote libre indique son inertie et la difficulté d'interagir avec d'autres éléments aux températures ordinaires. L'azote lié fait partie de la matière organique et inorganique. légumes et le monde animal contient de l'azote lié au carbone et à l'oxygène dans les protéines. De plus, les composés inorganiques contenant de l'azote tels que les nitrates (NO3-), les nitrites (NO2-), les cyanures (CN-), les nitrures (N3-) et les azotures (N3-) sont connus et peuvent être obtenus en grande quantité.
Référence historique. Les expériences d'A. Lavoisier, consacrées à l'étude du rôle de l'atmosphère dans le maintien de la vie et les processus de combustion, ont confirmé l'existence d'une substance relativement inerte dans l'atmosphère. Sans établir la nature élémentaire du gaz restant après combustion, Lavoisier l'a appelé azote, ce qui en grec ancien signifie "sans vie". En 1772, D. Rutherford d'Edimbourg a établi que ce gaz est un élément et l'a appelé "l'air nocif". Le nom latin de l'azote vient des mots grecs nitron et gen, qui signifie "formant du salpêtre".
Fixation de l'azote et cycle de l'azote. Le terme "fixation de l'azote" fait référence au processus de fixation de l'azote atmosphérique N2. Dans la nature, cela peut se produire de deux manières : soit les légumineuses, telles que les pois, le trèfle et le soja, accumulent des nodules sur leurs racines, dans lesquelles les bactéries fixatrices d'azote le transforment en nitrates, soit l'azote atmosphérique est oxydé par l'oxygène dans des conditions d'une décharge de foudre. S. Arrhenius a constaté que jusqu'à 400 millions de tonnes d'azote sont ainsi fixées chaque année. Dans l'atmosphère, les oxydes d'azote se combinent avec l'eau de pluie pour former des acides nitrique et nitreux. De plus, il a été établi qu'en cas de pluie et de neige, env. 6700 g d'azote ; atteignant le sol, ils se transforment en nitrites et nitrates. Les plantes utilisent les nitrates pour former des protéines végétales. Les animaux, en mangeant ces plantes, assimilent les substances protéiques des plantes et les transforment en protéines animales. Après la mort des animaux et des plantes, ils se décomposent, les composés azotés se transforment en ammoniac. L'ammoniac est utilisé de deux manières : les bactéries qui ne forment pas de nitrates le décomposent en éléments, libérant de l'azote et de l'hydrogène, et d'autres bactéries en forment des nitrites, qui sont oxydés en nitrates par d'autres bactéries. Ainsi, le cycle de l'azote dans la nature, ou le cycle de l'azote, se produit.
La structure du noyau et des couches d'électrons. Dans la nature, il existe deux isotopes stables de l'azote : avec un nombre de masse de 14 (N contient 7 protons et 7 neutrons) et avec un nombre de masse de 15 (contient 7 protons et 8 neutrons). Leur rapport est de 99,635:0,365, donc la masse atomique de l'azote est de 14,008. Les isotopes instables de l'azote 12N, 13N, 16N, 17N ont été obtenus artificiellement. Schématiquement, la structure électronique de l'atome d'azote est la suivante : 1s22s22px12py12pz1. Par conséquent, à l'extérieur (deuxième) coquille d'électrons il y a 5 électrons qui peuvent participer à la formation de liaisons chimiques ; les orbitales d'azote peuvent également accepter des électrons, c'est-à-dire la formation de composés avec un état d'oxydation de (-III) à (V) est possible, et ils sont connus.
Voir aussi STRUCTURE D'ATOME.
Azote moléculaire.À partir des définitions de la densité de gaz, il a été établi que la molécule d'azote est diatomique, c'est-à-dire la formule moléculaire de l'azote est NєN (ou N2). Au niveau de deux atomes d'azote, les trois électrons 2p externes de chaque atome forment une triple liaison :N:::N:, formant des paires d'électrons. Interatomique mesuré Distance NN est égal à 1,095. Comme dans le cas de l'hydrogène (voir HYDROGÈNE), il existe des molécules d'azote avec différents spins nucléaires - symétriques et antisymétriques. A température ordinaire, le rapport des formes symétriques et antisymétriques est de 2:1. A l'état solide, deux modifications de l'azote sont connues : a - cubique et b - hexagonale avec une température de transition a(r) b -237,39°C. La modification b fond à -209,96°C et bout à -195,78°C à 1 atm (voir tableau 1). L'énergie de dissociation d'une mole (28,016 g ou 6,023 * 10 23 molécules) d'azote moléculaire en atomes (N2 2N) est d'environ -225 kcal. Par conséquent, l'azote atomique peut être formé dans une décharge électrique silencieuse et est chimiquement plus actif que l'azote moléculaire.
Réception et candidature. La méthode d'obtention de l'azote élémentaire dépend de la pureté requise. D'énormes quantités d'azote sont obtenues pour la synthèse de l'ammoniac, tandis que de petits mélanges de gaz nobles sont acceptables.
l'azote de l'atmosphère. Sur le plan économique, la libération d'azote de l'atmosphère est due au faible coût de la méthode de liquéfaction de l'air purifié (la vapeur d'eau, le CO2, la poussière et d'autres impuretés sont éliminés). Des cycles successifs de compression, de refroidissement et de détente de cet air conduisent à sa liquéfaction. L'air liquide est soumis à une distillation fractionnée avec une lente montée en température. Les gaz nobles sont libérés en premier, puis l'azote et l'oxygène liquide reste. La purification est réalisée par plusieurs procédés de fractionnement. Cette méthode produit plusieurs millions de tonnes d'azote par an, principalement pour la synthèse de l'ammoniac, qui est la matière première de la technologie de production de divers composés azotés pour l'industrie et l'agriculture. De plus, une atmosphère d'azote purifié est souvent utilisée lorsque la présence d'oxygène est inacceptable.
méthodes de laboratoire. De petites quantités d'azote peuvent être obtenues en laboratoire différentes façons, oxydant l'ammoniac ou un ion ammonium, par exemple :
Le processus d'oxydation de l'ion ammonium avec l'ion nitrite est très pratique :
D'autres méthodes sont également connues - la décomposition des azotures lorsqu'ils sont chauffés, la décomposition de l'ammoniac avec l'oxyde de cuivre (II), l'interaction des nitrites avec l'acide sulfamique ou l'urée :
Avec la décomposition catalytique de l'ammoniac à haute température, l'azote peut également être obtenu :
propriétés physiques. Quelques propriétés physiques l'azote sont donnés dans le tableau. une.
Tableau 1. QUELQUES PROPRIÉTÉS PHYSIQUES DE L'AZOTE
Densité, g/cm3 0,808 (liquide) Point de fusion, °С -209,96 Point d'ébullition, °С -195,8 Température critique, °С -147,1 Pression critique, atma 33,5 Densité critique, g/cm3 a 0,311 Chaleur spécifique, J/(molChK ) 14,56 (15°C) Électronégativité de Pauling 3 Rayon covalent, 0,74 Rayon cristallin, 1,4 (M3-) Potentiel d'ionisation, Wb
premier 14.54 deuxième 29.60
un Température et pression auxquelles les densités d'azote liquide et gazeux sont identiques.
b La quantité d'énergie nécessaire pour éliminer les premiers électrons externes et suivants, basée sur 1 mole d'azote atomique.
Propriétés chimiques. Comme on l'a déjà noté, la propriété prédominante de l'azote dans des conditions normales de température et de pression est son inertie, ou sa faible activité chimique. La structure électronique de l'azote contient une paire d'électrons au niveau 2s et trois orbitales 2p à moitié remplies ; par conséquent, un atome d'azote ne peut pas lier plus de quatre autres atomes, c'est-à-dire son numéro de coordination est quatre. La petite taille d'un atome limite également le nombre d'atomes ou de groupes d'atomes qui peuvent s'y lier. Par conséquent, de nombreux composés d'autres membres du sous-groupe VA n'ont aucun analogue parmi les composés azotés, ou des composés azotés similaires s'avèrent instables. Ainsi, PCl5 est un composé stable, mais NCl5 n'existe pas. Un atome d'azote peut se lier à un autre atome d'azote pour former plusieurs composés assez stables, tels que l'hydrazine N2H4 et les azotures métalliques MN3. Ce type de liaison est inhabituel pour les éléments chimiques (à l'exception du carbone et du silicium). À des températures élevées, l'azote réagit avec de nombreux métaux pour former les nitrures partiellement ioniques MxNy. Dans ces composés, l'azote est chargé négativement. En tableau. La figure 2 montre les états d'oxydation et des exemples des composés correspondants.
Tableau 2. ÉTATS D'OXYDATION DE L'AZOTE ET COMPOSÉS APPARENTÉS
Etat d'oxydation Exemples de composés
-III Ammoniac NH3, ion ammonium NH4+, nitrures M3N2 -II Hydrazine N2H4 -I Hydroxylamine NH2OH I Hyponitrite de sodium Na2N2O2, monoxyde d'azote(I) N2O II Monoxyde d'azote(II) NO III Monoxyde d'azote(III) N2O3, nitrite de sodium NaNO2 IV Oxyde azote(IV) NO2, dimère N2O4 V Monoxyde d'azote(V) N2O5, acide nitrique HNO3 et ses sels (nitrates) Nitrures. Les composés azotés avec plus d'éléments électropositifs, les métaux et les non-métaux - les nitrures - sont similaires aux carbures et aux hydrures. Ils peuvent être divisés selon la nature de la liaison M-N en ionique, covalent et avec type intermédiaire Connexions. En règle générale, ce sont des substances cristallines.
Nitrures ioniques. La liaison dans ces composés implique le transfert d'électrons du métal vers l'azote avec la formation de l'ion N3-. Ces nitrures comprennent Li3N, Mg3N2, Zn3N2 et Cu3N2. En plus du lithium, les autres métaux alcalins du sous-groupe IA ne forment pas de nitrures. Les nitrures ioniques ont des points de fusion élevés et réagissent avec l'eau pour former du NH3 et des hydroxydes métalliques.
nitrures covalents. Lorsque les électrons de l'azote participent à la formation d'une liaison avec les électrons d'un autre élément sans les transférer de l'azote à un autre atome, des nitrures à liaison covalente se forment. Les nitrures d'hydrogène (par exemple l'ammoniac et l'hydrazine) sont entièrement covalents, tout comme les halogénures d'azote (NF3 et NCl3). Les nitrures covalents comprennent, par exemple, Si3N4, P3N5 et BN - des substances blanches très stables, et BN a deux modifications allotropiques : hexagonale et de type diamant. Ce dernier se forme à hautes pressions et températures et a une dureté proche de celle du diamant.
Nitrures avec un type de liaison intermédiaire. Les éléments de transition réagissent avec NH3 à haute température pour former une classe inhabituelle de composés dans lesquels les atomes d'azote sont répartis entre des atomes métalliques régulièrement espacés. Il n'y a pas de déplacement clair d'électrons dans ces composés. Des exemples de tels nitrures sont Fe4N, W2N, Mo2N, Mn3N2. Ces composés sont généralement totalement inertes et présentent une bonne conductivité électrique.
Composés hydrogénés de l'azote. L'azote et l'hydrogène interagissent pour former des composés qui ressemblent vaguement aux hydrocarbures (voir aussi CHIMIE ORGANIQUE). La stabilité des azotes hydrogénés diminue avec l'augmentation du nombre d'atomes d'azote dans la chaîne, contrairement aux hydrocarbures, qui sont également stables dans les chaînes longues. Les nitrures d'hydrogène les plus importants sont l'ammoniac NH3 et l'hydrazine N2H4. Ceux-ci comprennent également l'acide nitreux HNNN (HN3).
Ammoniac NH3. L'ammoniac est l'un des produits industriels les plus importants de l'économie moderne. A la fin du 20ème siècle Les États-Unis ont produit env. 13 millions de tonnes d'ammoniac par an (en termes d'ammoniac anhydre).
La structure de la molécule. La molécule NH3 a une structure quasi pyramidale. Injection Connexions H-N-H est de 107°, ce qui est proche de l'angle tétraédrique de 109°. La paire d'électrons non partagée est équivalente au groupe attaché, par conséquent, le nombre de coordination de l'azote est de 4 et l'azote est situé au centre du tétraèdre.
propriétés de l'ammoniac. Certaines propriétés physiques de l'ammoniac par rapport à l'eau sont données dans le tableau. 3.
Tableau 3. QUELQUES PROPRIÉTÉS PHYSIQUES DE L'AMMONIAC ET DE L'EAU
Les points d'ébullition et de fusion de l'ammoniac sont bien inférieurs à ceux de l'eau, malgré la similitude des poids moléculaires et la similitude de la structure des molécules. Cela est dû à la force relativement plus grande des liaisons intermoléculaires dans l'eau que dans l'ammoniac (une telle liaison intermoléculaire est appelée liaison hydrogène).
l'ammoniac comme solvant. La constante diélectrique élevée et le moment dipolaire de l'ammoniac liquide permettent de l'utiliser comme solvant pour les non polaires ou ioniques. matière organique. Le solvant ammoniac occupe une position intermédiaire entre l'eau et les solvants organiques tels que l'alcool éthylique. Les métaux alcalins et alcalino-terreux se dissolvent dans l'ammoniac, formant des solutions bleu foncé. On peut supposer que la solvatation et l'ionisation des électrons de valence se produisent en solution selon le schéma
La couleur bleue est associée à la solvatation et au mouvement des électrons ou à la mobilité des "trous" dans un liquide. À forte concentration de sodium dans l'ammoniac liquide, la solution prend une couleur bronze et se caractérise par une conductivité électrique élevée. Le métal alcalin non lié peut être séparé d'une telle solution par évaporation de l'ammoniac ou par addition de chlorure de sodium. Les solutions de métaux dans l'ammoniac sont de bons agents réducteurs. L'autoionisation se produit dans l'ammoniac liquide
similaire au processus qui se déroule dans l'eau
Quelques Propriétés chimiques les deux systèmes sont comparés dans le tableau. 4. L'ammoniac liquide en tant que solvant présente un avantage dans certains cas où il est impossible d'effectuer des réactions dans l'eau en raison de l'interaction rapide des composants avec l'eau (par exemple, oxydation et réduction). Par exemple, dans l'ammoniac liquide, le calcium réagit avec KCl pour former CaCl2 et K, car CaCl2 est insoluble dans l'ammoniac liquide, mais K est soluble et la réaction se déroule complètement. Dans l'eau, une telle réaction est impossible en raison de l'interaction rapide de Ca avec l'eau. Obtenir de l'ammoniac. Le NH3 gazeux est libéré des sels d'ammonium par l'action d'une base forte, telle que NaOH :
La méthode est applicable dans des conditions de laboratoire. La petite production d'ammoniac est également basée sur l'hydrolyse de nitrures, tels que Mg3N2, avec de l'eau. Le cyanamide de calcium CaCN2, lorsqu'il interagit avec l'eau, forme également de l'ammoniac. La principale voie industrielle de production d'ammoniac est sa synthèse catalytique à partir d'azote et d'hydrogène atmosphériques à haute température et pression :
L'hydrogène pour cette synthèse est obtenu par le craquage thermique des hydrocarbures, l'action de la vapeur d'eau sur le charbon ou le fer, la décomposition des alcools avec la vapeur d'eau, ou l'électrolyse de l'eau. De nombreux brevets ont été obtenus pour la synthèse de l'ammoniac, différant par les conditions du procédé (température, pression, catalyseur). Il existe une méthode de production industrielle lors de la distillation thermique du charbon. Les noms de F. Haber et K. Bosch sont associés au développement technologique de la synthèse d'ammoniac.
Propriétés chimiques de l'ammoniac. En plus des réactions mentionnées dans le tableau. 4, l'ammoniac réagit avec l'eau pour former le composé NH3CHH2O, qui est souvent considéré à tort comme l'hydroxyde d'ammonium NH4OH ; en fait, l'existence de NH4OH en solution n'a pas été prouvée. Une solution aqueuse d'ammoniaque (" ammoniac") se compose principalement de NH3, H2O et de petites concentrations d'ions NH4+ et OH- formés lors de la dissociation
La nature principale de l'ammoniac s'explique par la présence d'un seul couple d'électrons de l'azote : NH3. Par conséquent, NH3 est une base de Lewis, qui possède l'activité nucléophile la plus élevée, se manifestant sous la forme d'une association avec un proton, ou le noyau d'un atome d'hydrogène :
Tout ion ou molécule capable d'accepter une paire d'électrons (un composé électrophile) réagira avec NH3 pour former un composé de coordination. Par example:
Le symbole Mn+ représente un ion de métal de transition (sous-groupes B du tableau périodique, par exemple, Cu2+, Mn2+, etc.). Tout acide protique (c'est-à-dire contenant H) réagit avec l'ammoniac en solution aqueuse pour former des sels d'ammonium, tels que le nitrate d'ammonium NH4NO3, le chlorure d'ammonium NH4Cl, le sulfate d'ammonium (NH4)2SO4, le phosphate d'ammonium (NH4)3PO4. Ces sels sont largement utilisés en agriculture comme engrais pour introduire de l'azote dans le sol. Le nitrate d'ammonium est également utilisé comme explosif peu coûteux; pour la première fois, il a été appliqué avec du mazout (gazole). Une solution aqueuse d'ammoniac est utilisée directement pour l'introduction dans le sol ou avec de l'eau d'irrigation. L'urée NH2CONH2, obtenue par synthèse à partir d'ammoniac et de dioxyde de carbone, est également un engrais. L'ammoniac gazeux réagit avec des métaux tels que Na et K pour former des amides :
L'ammoniac réagit également avec les hydrures et les nitrures pour former des amides :
Les amides de métaux alcalins (par exemple, NaNH2) réagissent avec N2O lorsqu'ils sont chauffés pour former des azotures :
Le NH3 gazeux réduit les oxydes de métaux lourds en métaux à haute température, probablement en raison de l'hydrogène formé par la décomposition de l'ammoniac en N2 et H2 :
Les atomes d'hydrogène de la molécule NH3 peuvent être remplacés par un halogène. L'iode réagit avec une solution concentrée de NH3, formant un mélange de substances contenant du NI3. Cette substance est très instable et explose au moindre impact mécanique. Lorsque NH3 réagit avec Cl2, les chloramines NCl3, NHCl2 et NH2Cl se forment. Lorsqu'il est exposé à l'hypochlorite de sodium ammoniacal NaOCl (formé à partir de NaOH et de Cl2), le produit final est l'hydrazine :
Hydrazine. Les réactions ci-dessus sont un procédé de production de monohydrate d'hydrazine avec la composition N2H4CHH2O. L'hydrazine anhydre est formée par distillation spéciale du monohydrate avec du BaO ou d'autres substances éliminant l'eau. En termes de propriétés, l'hydrazine ressemble légèrement au peroxyde d'hydrogène H2O2. L'hydrazine anhydre pure est un liquide hygroscopique incolore bouillant à 113,5°C ; se dissout bien dans l'eau, formant une base faible
En milieu acide (H+), l'hydrazine forme des sels solubles d'hydrazonium de type []+X-. La facilité avec laquelle l'hydrazine et certains de ses dérivés (par exemple, la méthylhydrazine) réagissent avec l'oxygène lui permet d'être utilisée comme composant de propulseur liquide. L'hydrazine et tous ses dérivés sont hautement toxiques. oxydes d'azote. Dans les composés avec l'oxygène, l'azote présente tous les états d'oxydation, formant des oxydes : N2O, NO, N2O3, NO2 (N2O4), N2O5. Peu d'informations sont disponibles sur la formation de peroxydes d'azote (NO3, NO4). Le monoxyde d'azote (I) N2O (monoxyde de diazote) est obtenu par dissociation thermique du nitrate d'ammonium :
La molécule a une structure linéaire
N2O est plutôt inerte à température ambiante, mais à hautes températures peut favoriser la combustion de matériaux facilement oxydables. Le N2O, connu sous le nom de "gaz hilarant", est utilisé pour les anesthésies légères en médecine. L'oxyde nitrique (II) NO - un gaz incolore, est l'un des produits de la dissociation thermique catalytique de l'ammoniac en présence d'oxygène :
NO est également formé par la décomposition thermique de l'acide nitrique ou par la réaction du cuivre avec de l'acide nitrique dilué :
Le NO peut être obtenu par synthèse à partir de substances simples (N2 et O2) à très haute température, par exemple dans une décharge électrique. La structure de la molécule NO a un électron non apparié. Les composés avec une telle structure interagissent avec les champs magnétiques. A l'état liquide ou solide, l'oxyde est bleu car l'électron non apparié provoque une association partielle à l'état liquide et une faible dimérisation à l'état solide : 2NO N2O2. Monoxyde d'azote (III) N2O3 (trioxyde d'azote) - anhydride nitreux : N2O3 + H2O 2HNO2. Le N2O3 pur peut être obtenu sous forme de liquide bleu à basse température (-20°C) à partir d'un mélange équimoléculaire de NO et NO2. Le N2O3 n'est stable qu'à l'état solide à basse température (pf -102,3°C), à l'état liquide et gazeux il se décompose à nouveau en NO et NO2. L'oxyde nitrique (IV) NO2 (dioxyde d'azote) a également un électron non apparié dans la molécule (voir ci-dessus l'oxyde nitrique (II)). Une liaison à trois électrons est supposée dans la structure de la molécule, et la molécule présente les propriétés d'un radical libre (une ligne correspond à deux électrons appariés) :
Le NO2 est obtenu par oxydation catalytique de l'ammoniac en excès d'oxygène ou par oxydation du NO dans l'air :
ainsi que des réactions :
À température ambiante, le NO2 est un gaz brun foncé avec Propriétés magnétiques en raison de la présence d'un électron non apparié. A des températures inférieures à 0°C, la molécule de NO2 se dimérise en tétroxyde de diazote, et à -9,3°C, la dimérisation se poursuit complètement : 2NO2 N2O4. A l'état liquide, seul 1% de NO2 n'est pas dimérisé, alors qu'à 100°C 10% de N2O4 reste sous forme de dimère. NO2 (ou N2O4) réagit à eau chaude avec formation d'acide nitrique : 3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO. La technologie NO2 est donc très importante en tant qu'étape intermédiaire dans la production de l'acide nitrique, un produit important sur le plan industriel. Le monoxyde d'azote (V) N2O5 (anhydride nitrique obsolète) est une substance cristalline blanche obtenue par déshydratation de l'acide nitrique en présence d'oxyde de phosphore P4O10 :
N2O5 se dissout facilement dans l'humidité de l'air, reformant HNO3. Les propriétés du N2O5 sont déterminées par l'équilibre
Le N2O5 est un bon oxydant, il réagit facilement, parfois violemment, avec les métaux et les composés organiques et explose lorsqu'il est chauffé à l'état pur. La structure probable de N2O5 peut être représentée comme
Oxoacides d'azote. Trois acides oxo sont connus pour l'azote : H2N2O2 hyponitreux, HNO2 nitreux et HNO3 nitrique. L'acide hyponitreux H2N2O2 est un composé très instable, formé en milieu non aqueux à partir d'un sel de métal lourd - l'hyponitrite sous l'action d'un autre acide : M2N2O2 + 2HX 2MX + H2N2O2. L'évaporation de la solution produit un explosif blanc avec la structure proposée H-O-N=N-O-H.
L'acide nitreux HNO2 n'existe pas sous sa forme pure, cependant, des solutions aqueuses de sa faible concentration sont formées en ajoutant de l'acide sulfurique au nitrite de baryum :
L'acide nitreux est également formé en dissolvant un mélange équimolaire de NO et NO2 (ou N2O3) dans l'eau. L'acide nitreux est légèrement plus fort que l'acide acétique. L'état d'oxydation de l'azote qu'il contient est de +3 (sa structure est H-O-N=O), c'est-à-dire il peut s'agir à la fois d'un agent oxydant et d'un agent réducteur. Sous l'action d'agents réducteurs, il est généralement réduit en NO et, lorsqu'il interagit avec des agents oxydants, il est oxydé en acide nitrique. La vitesse de dissolution de certaines substances, telles que les métaux ou l'ion iodure, dans l'acide nitrique dépend de la concentration d'acide nitreux présent comme impureté. Les sels d'acide nitreux - les nitrites - se dissolvent bien dans l'eau, à l'exception du nitrite d'argent. NaNO2 est utilisé dans la production de colorants. L'acide nitrique HNO3 est l'un des produits de base inorganiques les plus importants industrie chimique. Il est utilisé dans la technologie de nombreuses autres substances inorganiques et organiques, telles que les explosifs, les engrais, les polymères et les fibres, les colorants, médicaments et etc.
voir égalementÉLÉMENTS CHIMIQUES.
LITTÉRATURE
Ouvrage de référence d'azotchik. M., 1969 Nekrasov B.V. Bases chimie générale. M., 1973 Problèmes de fixation de l'azote. Chimie inorganique et physique. M., 1982
Encyclopédie Collier. - Société ouverte. 2000 .
Synonymes:Voyez ce qu'est "AZOT" dans d'autres dictionnaires :
- (N) élément chimique, gazeux, incolore, insipide et inodore ; est 4/5 (79%) d'air; Beats poids 0,972 ; masse atomique 14 ; se condense en un liquide à 140°C. et une pression de 200 atmosphères ; composant de nombreuses substances végétales et animales. Vocabulaire… … Dictionnaire des mots étrangers de la langue russe
AZOTE- AZOTE, chim. élément, car. N (AZ français), numéro de série 7, à. dans. 14.008 ; point d'ébullition 195,7° ; 1 l A. à 0° et 760 mm de pression. pèse 1,2508 g [lat. Nitrogenium ("donnant naissance au salpêtre"), allemand. Stickstoff ("suffocant ... ... Grande encyclopédie médicale
- (lat. Nitrogenium) N, un élément chimique du groupe V du système périodique, numéro atomique 7, masse atomique 14,0067. Le nom vient du grec un préfixe négatif et zoe life (ne supporte pas la respiration et la brûlure). L'azote libre se compose de 2 atomes ... ... Grand dictionnaire encyclopédique
azote- un m. d'azote m. Arabe. 1787. Lexis.1. alchimie La première matière des métaux est le mercure métallique. Sl. 18. Il partit Paracelse jusqu'au bout du monde, offrant à chacun pour un prix très raisonnable son Laudanum et son Azoth, pour guérir tous les possibles... ... Dictionnaire historique des gallicismes de la langue russe
- (Azote), N, élément chimique du groupe V de la classification périodique, numéro atomique 7, masse atomique 14,0067 ; gaz, point d'ébullition 195,80 shS. L'azote est le principal composant de l'air (78,09% en volume), fait partie de tous les organismes vivants (dans le corps humain ... ... Encyclopédie moderne
Azote- (Azote), N, élément chimique du groupe V de la classification périodique, numéro atomique 7, masse atomique 14,0067 ; gaz, point d'ébullition 195,80 °С. L'azote est le principal composant de l'air (78,09% en volume), fait partie de tous les organismes vivants (dans le corps humain ... ... Illustré Dictionnaire encyclopédique
- (signe chimique N, poids atomique 14) un des éléments chimiques, un gaz incolore qui n'a ni odeur ni goût ; très peu soluble dans l'eau. Sa gravité spécifique est de 0,972. Pictet à Genève et Calhete à Paris ont réussi à épaissir l'azote en l'exposant à haute pression … Encyclopédie de Brockhaus et Efron
Azote
Azote- un élément du sous-groupe principal du cinquième groupe de la deuxième période du système périodique des éléments chimiques de D. I. Mendeleïev, de numéro atomique 7. Il est désigné par le symbole N (lat. Nitrogenium). substance simple azote - un gaz diatomique assez inerte dans les conditions normales, incolore, insipide et inodore (formule N2), qui constitue les trois quarts de l'atmosphère terrestre.
Il a été "ouvert" plusieurs fois et personnes différentes. Il s'appelait différemment, attribuant des propriétés presque mystiques - et "air phlogistique", et "air méphitique", et "mofette atmosphérique", et simplement "substance suffocante". Jusqu'à présent, il a plusieurs noms : l'anglais Nitrogen, le français Azote, l'allemand Stickstoff, le russe "nitrogen"...
L'histoire du "mauvais air"
Azote(du mot grec azoos - sans vie, en latin Nitrogenium) - le quatrième élément le plus courant système solaire(après hydrogène , hélium et oxygène ). Les composés azotés - salpêtre, acide nitrique, ammoniac - étaient connus bien avant que l'azote ne soit obtenu à l'état libre.
En 1777, Henry Cavendish a fait passer de l'air à plusieurs reprises sur du charbon ardent, puis l'a traité avec de l'alcali. Le résultat était un résidu que Cavendish appelait l'air suffocant (ou méphitique). De positions chimie moderne il est clair que dans la réaction avec le charbon chaud, l'oxygène de l'air était lié au dioxyde de carbone, qui réagissait ensuite avec l'alcali. Le reste du gaz était principalement de l'azote. Ainsi, Cavendish a isolé l'azote, mais n'a pas compris qu'il s'agit d'une nouvelle substance simple (élément chimique).
Cette même année, Cavendish rapporta l'expérience à Joseph Priestley. Priestley a alors mené une série d'expériences dans lesquelles il a également lié l'oxygène de l'air et éliminé le dioxyde de carbone résultant, c'est-à-dire qu'il a également reçu de l'azote, cependant, étant un partisan de la théorie du phlogistique en vigueur à cette époque, il a complètement mal interprété les résultats obtenus (à son avis, le processus était le contraire - non pas l'oxygène a été retiré du mélange gazeux, mais, au contraire, à la suite de la cuisson, l'air était saturé de phlogiston; il a appelé l'air restant (azote ) saturé de phlogistique, c'est-à-dire phlogistique).
Il est évident que Priestley, bien qu'il ait pu isoler l'azote, n'a pas compris l'essence de sa découverte et n'est donc pas considéré comme le découvreur de l'azote. Simultanément, des expériences similaires avec le même résultat ont été menées par Karl Scheele.
Même avant cette époque, en 1772, Daniel Rutherford, brûlant du phosphore et d'autres substances dans une cloche de verre, a vu que le gaz restant après la combustion, qu'il appelait "l'air suffocant", ne supportait pas la respiration et la combustion. Ce n'est qu'en 1787 qu'Antoine Lavoisier établit que les gaz « vitaux » et « suffocants » qui composent l'air sont des substances simples, et propose le nom « azote ».
Plus tôt, en 1784, G. Cavendish a montré que l'azote fait partie du salpêtre ; d'où vient le nom latin de l'azote (du latin tardif nitrum - salpêtre et du grec genna - je donne naissance, je produis). Au début du XIXe siècle. l'inertie chimique de l'azote à l'état libre et son rôle exceptionnel dans les composés avec d'autres éléments que l'azote lié ont été élucidés.
Vital "non vital"
Bien que le nom " azote » signifie « non vital », en fait c'est un élément nécessaire à la vie. La protéine des animaux et des humains contient 16 à 17% d'azote. Dans les organismes des animaux carnivores, des protéines se forment en raison des substances protéiques consommées présentes dans les organismes des animaux herbivores et dans les plantes. Les plantes synthétisent les protéines en assimilant les substances azotées contenues dans le sol, principalement inorganiques. Des quantités importantes d'azote pénètrent dans le sol en raison de micro-organismes fixateurs d'azote capables de convertir l'azote libre de l'air en composés azotés. En raison de l'extraction d'une énorme quantité d'azote lié du sol par les plantes (en particulier dans l'agriculture intensive), les sols sont appauvris.
La carence en azote est typique de l'agriculture dans presque tous les pays. Il existe également une carence en azote dans l'élevage (« famine de protéines »). Sur des sols pauvres en azote assimilable, les plantes se développent mal. Au siècle dernier, une source assez riche d'azote lié a été découverte dans la nature. C'est le salpêtre chilien, le sel de sodium de l'acide nitrique. Longtemps le salpêtre était le principal fournisseur d'azote pour l'industrie. Son gisement en Amérique du Sud est unique, pratiquement le seul au monde. Et il n'est pas surprenant qu'en 1879 une guerre éclate entre le Pérou, la Bolivie et le Chili pour la possession de la riche province salpêtre de Tarapaca. Le Chili est le vainqueur. Cependant, le champ chilien, bien sûr, ne pouvait pas satisfaire la demande mondiale d'engrais azotés.
"Famine d'azote" de la planète
L'atmosphère terrestre contient près de 80 % d'azote, tandis que la croûte terrestre n'en contient que 0,04 %. Le problème du « comment lier l'azote » est ancien, il a le même âge que l'agrochimie. La possibilité de lier l'azote de l'air à l'oxygène dans une décharge électrique a été vue pour la première fois par l'Anglais Henry Cavendish. C'était au 18ème siècle. Mais ce n'est qu'en 1904 que le procédé de synthèse contrôlée des oxydes d'azote a été réalisé. En 1913, les Allemands Fritz Haber et Karl Bosch ont proposé la méthode à l'ammoniac pour la fixation de l'azote. Désormais, grâce à ce principe, des centaines de plantes sur tous les continents produisent à partir de l'air plus de 20 millions de tonnes d'azote lié par an. Les trois quarts vont à la production d'engrais azotés. Cependant, la carence en azote dans les surfaces ensemencées le globe est de plus de 80 millions de tonnes par an. La Terre manque clairement d'azote. La majeure partie de l'azote libre produit est utilisée pour production industrielle l'ammoniac, qui est alors quantités importantes transformés en acide nitrique, engrais, explosifs, etc.
Application d'azote
Libre azote utilisé dans de nombreuses industries : comme milieu inerte dans une variété de processus chimiques et métallurgiques, pour remplir l'espace libre dans les thermomètres à mercure, lors du pompage de liquides inflammables, etc.
Un azote liquide utilisé comme réfrigérant et pour la cryothérapie. Les applications industrielles de l'azote gazeux sont dues à ses propriétés inertes. L'azote gazeux est anti-feu et anti-déflagrant, empêche l'oxydation, la décomposition.
À pétrochimie azote utilisé pour purger les réservoirs et les canalisations, vérifier le fonctionnement des canalisations sous pression, augmenter le développement des dépôts. Dans le secteur minier azote peut être utilisé pour créer un environnement antidéflagrant dans les mines, pour faire éclater des couches de roche.
À fabrication électronique azote utilisé pour purger les zones qui ne permettent pas la présence d'oxygène oxydant. Si dans un processus traditionnellement effectué avec l'utilisation d'air, l'oxydation ou la décomposition sont des facteurs négatifs - azote peut remplacer avec succès l'air.
Domaine d'application important azote est son utiliser pour une synthèse plus poussée une grande variété de composés contenant azote tels que l'ammoniac, les engrais azotés, les explosifs, les colorants, etc. Grandes quantités azote sont utilisés dans la production de coke ("trempe à sec du coke") lors du déchargement du coke des batteries à coke, ainsi que pour "presser" le carburant dans les fusées des réservoirs aux pompes ou aux moteurs.
Idées reçues : l'azote n'est pas le Père Noël
À Industrie alimentaire azote enregistré comme additif alimentaire E941 comme atmosphère d'emballage et de stockage, réfrigérant. Liquide azote souvent montré dans les films comme une substance capable de geler instantanément des objets suffisamment grands. C'est une erreur très répandue. Même pour congeler une fleur, il en faut assez Longtemps, ce qui est dû en partie à la très faible capacité calorifique azote .
Pour la même raison, il est très difficile de refroidir, disons, des mèches à -180°C et de les casser d'un seul coup. Litre de liquide azote , s'évaporant et chauffant jusqu'à 20°C, forme environ 700 litres de gaz. Pour cette raison, ne gardez pas azote dans des récipients fermés non adaptés aux hautes pressions. Le principe de l'extinction des incendies avec du liquide repose sur le même fait. azote . s'évaporant azote déplace l'air nécessaire à la combustion et le feu s'arrête.
Comme azote , contrairement à l'eau, à la mousse ou à la poudre, qui s'évapore et s'érode simplement, l'extinction d'incendie à l'azote est le mécanisme d'extinction d'incendie le plus efficace en termes de préservation des objets de valeur. Liquide de congélation azote êtres vivants avec la possibilité de leur dégivrage ultérieur est problématique. Le problème réside dans l'incapacité à geler (et dégeler) la créature assez rapidement pour que l'hétérogénéité du gel n'affecte pas ses fonctions vitales. Stanislav Lem, fantasmant sur ce sujet dans le livre "Fiasco", a proposé un système de congélation d'urgence azote , dans lequel un tuyau d'azote, cassant des dents, coincé dans la bouche d'un astronaute et un flux abondant y a été introduit azote .
Comme déjà mentionné ci-dessus, azote produits liquides et gazeux sont obtenus à partir air atmosphérique méthode de refroidissement profond.
Indicateurs de qualité de l'azote gazeux GOST 9293-74
| Nom de l'indicateur | Spécial | A augmenté | A augmenté |
|---|---|---|---|
| 2 année | 1 niveau |
2 année |
|
| Fraction volumique d'azote, pas moins de | 99,996 |
99,99 |
99,95 |
| Oxygène, pas plus | 0,001 |
0,001 |
0,05 |
| Vapeur d'eau dans l'azote gazeux, pas plus | 0,0007 |
0,0015 |
0,004 |
| L'hydrogène, pas plus | 0,001 | Non standardisé |
Non standardisé |
| La quantité de composés carbonés en termes de CH 4, pas plus | 0,001 | Non standardisé |
L'azote est un élément du sous-groupe principal du cinquième groupe de la deuxième période du système périodique des éléments chimiques, de numéro atomique 7. Il est désigné par le symbole N (lat. Nitrogenium). La substance simple azote (numéro CAS : 7727-37-9) est un gaz diatomique incolore, insipide et inodore qui est assez inerte dans des conditions normales (formule N 2), dont les trois quarts de l'atmosphère terrestre sont constitués. Historique de la découverteEn 1772, Henry Cavendish a mené l'expérience suivante : il a fait passer de l'air à plusieurs reprises sur du charbon chaud, puis l'a traité avec un alcali, ce qui a donné un résidu que Cavendish a appelé l'air suffocant (ou méphitique). Du point de vue de la chimie moderne, il est clair que dans la réaction avec le charbon chaud, l'oxygène de l'air était lié au dioxyde de carbone, qui était ensuite absorbé par l'alcali. Le reste du gaz était principalement de l'azote. Ainsi, Cavendish a isolé l'azote, mais n'a pas compris qu'il s'agit d'une nouvelle substance simple (élément chimique). Cette même année, Cavendish rapporta l'expérience à Joseph Priestley. origine du nomL'azote (de l'autre grec ἄζωτος - sans vie, lat. nitronium), au lieu des noms précédents ("phlogistique", "méphitique" et "air gâté") a été proposé en 1787 par Antoine Lavoisier, qui à l'époque faisait partie d'un groupe d'autres scientifiques français ont développé les principes de la nomenclature chimique. Comme indiqué ci-dessus, à cette époque, on savait déjà que l'azote ne supporte ni la combustion ni la respiration. Cette propriété était considérée comme la plus importante. Bien qu'il se soit avéré plus tard que l'azote, au contraire, est essentiel à tous les êtres vivants, le nom a été conservé en français et en russe. Le reçuEn laboratoire, il peut être obtenu par la réaction de décomposition du nitrite d'ammonium : La réaction est exothermique, libérant 80 kcal (335 kJ), un refroidissement du récipient est donc nécessaire pendant son déroulement (bien que du nitrite d'ammonium soit nécessaire pour démarrer la réaction). L'azote le plus pur peut être obtenu par décomposition d'azotures métalliques : L'azote dit « de l'air », ou « atmosphérique », c'est-à-dire un mélange d'azote avec des gaz nobles, est obtenu par réaction de l'air avec du coke chaud : Dans ce cas, le gaz dit "générateur" ou "air" est obtenu - matières premières pour la synthèse chimique et le carburant. Si nécessaire, l'azote peut en être séparé par absorption de monoxyde de carbone. L'ammoniac est extrait de sa solution saturée par chauffage. La quantité de CuO est 2 fois supérieure à celle calculée. Immédiatement avant utilisation, l'azote est purifié des impuretés d'oxygène et d'ammoniac en passant sur du cuivre et son oxyde (II) (également ~ 700 ° C), puis séché avec de l'acide sulfurique concentré et un alcali sec. Le processus est plutôt lent, mais ça vaut le coup : le gaz est très pur. Propriétés physiquesDans des conditions normales, l'azote est un gaz incolore, inodore, légèrement soluble dans l'eau (2,3 ml/100 g à 0 °C, 0,8 ml/100 g à 80 °C), densité 1,2506 kg/m³ (au puits.). Récupération de mot de passe
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