Donner du salpêtre - c'est ainsi que le mot Nitrogenium est traduit du latin. C'est le nom de l'azote - un élément chimique avec le numéro atomique 7, en tête du 15e groupe dans la version longue du tableau périodique. Sous la forme d'une substance simple, il est distribué dans la coquille d'air de la Terre - l'atmosphère. Une variété de composés azotés se trouvent dans la croûte terrestre et les organismes vivants, et sont largement utilisés dans les industries, les affaires militaires, l'agriculture et la médecine.
Pourquoi l'azote a été appelé "suffocant" et "sans vie"
Comme le suggèrent les historiens de la chimie, Henry Cavendish (1777) fut le premier à recevoir cette simple substance. Le scientifique a fait passer de l'air sur des charbons ardents, en utilisant un alcali pour absorber les produits de la réaction. À la suite de l'expérience, le chercheur a découvert un gaz incolore et inodore qui ne réagissait pas avec le charbon. Cavendish l'a appelé "l'air suffocant" car il était incapable de respirer et de brûler.
Un chimiste moderne expliquerait que l'oxygène réagit avec le carbone pour former du dioxyde de carbone. La partie "suffocante" restante de l'air se composait principalement de molécules N2. Cavendish et d'autres scientifiques de l'époque ne connaissaient pas encore cette substance, même si les composés d'azote et de salpêtre étaient alors largement utilisés dans l'économie. Le scientifique a rapporté le gaz inhabituel à son collègue, qui a mené des expériences similaires, Joseph Priestley.
Dans le même temps, Karl Scheele a attiré l'attention sur un constituant inconnu de l'air, mais n'a pas réussi à expliquer correctement son origine. Seul Daniel Rutherford en 1772 s'est rendu compte que le gaz "suffocant" "gâté" présent dans les expériences était l'azote. Quel scientifique devrait être considéré comme son découvreur - les historiens des sciences se disputent encore à ce sujet.
15 ans après les expériences de Rutherford, le célèbre chimiste Antoine Lavoisier a suggéré de changer le terme air "gâté", se référant à l'azote, en un autre - Nitrogenium. À ce moment-là, il a été prouvé que cette substance ne brûle pas, ne supporte pas la respiration. Au même moment, le nom russe "azote" est apparu, qui est interprété de différentes manières. On dit le plus souvent que le terme signifie "sans vie". Des travaux ultérieurs ont réfuté l'opinion répandue sur les propriétés de la matière. Les composés azotés - les protéines - sont les macromolécules les plus importantes dans la composition des organismes vivants. Pour les construire, les plantes absorbent les éléments nécessaires à la nutrition minérale du sol - les ions NO32- et NH4+.
L'azote est un élément chimique
Le système périodique (PS) aide à comprendre la structure de l'atome et ses propriétés. Par la position d'un élément chimique dans le tableau périodique, on peut déterminercharge nucléaire, nombre de protons et de neutrons (nombre de masse). Il faut faire attention à la valeur de la masse atomique - c'est l'une des principales caractéristiques de l'élément. Le numéro de période correspond au nombre de niveaux d'énergie. Dans la version courte du tableau périodique, le numéro de groupe correspond au nombre d'électrons dans le niveau d'énergie externe. Résumons toutes les données dans les caractéristiques générales de l'azote par sa position dans le système périodique:
- Il s'agit d'un élément non métallique, situé dans le coin supérieur droit du PS.
- Signe chimique: N.
- Numéro de commande: 7.
- Masse atomique relative: 14,0067.
- Formule du composé volatil de l'hydrogène: NH3 (ammoniac).
- Produit l'oxyde le plus élevé N2O5, dans lequel la valence de l'azote est V.
La structure de l'atome d'azote:
- Frais de base: +7.
- Nombre de protons: 7; nombre de neutrons: 7.
- Nombre de niveaux d'énergie: 2.
- Nombre total d'électrons: 7; formule électronique: 1s22s22p3.
Les isotopes stables de l'élément n° 7 ont été étudiés en détail, leurs nombres de masse sont 14 et 15. La teneur en atomes du plus léger d'entre eux est de 99,64 %. Il y a aussi 7 protons dans les noyaux des isotopes radioactifs à courte durée de vie, et le nombre de neutrons varie considérablement: 4, 5, 6, 9, 10.
Azote dans la nature
La coquille d'air de la Terre contient des molécules d'une substance simple, dont la formule est N2. La teneur en azote gazeux dans l'atmosphère est en volumeenviron 78,1 %. Les composés inorganiques de cet élément chimique dans la croûte terrestre sont divers sels d'ammonium et nitrates (nitrates). Formules de composés et noms de certaines des substances les plus importantes:
- NH3, ammoniac.
- NO2, dioxyde d'azote.
- NaNO3, nitrate de sodium.
- (NH4)2SO4, sulfate d'ammonium.
Valence de l'azote dans les deux derniers composés - IV. Le charbon, le sol, les organismes vivants contiennent également des atomes de N liés. L'azote fait partie intégrante des macromolécules d'acides aminés, des nucléotides d'ADN et d'ARN, des hormones et de l'hémoglobine. Le contenu total d'un élément chimique dans le corps humain atteint 2,5 %.
Substance simple
L'azote sous forme de molécules diatomiques est la plus grande partie de l'air atmosphérique en volume et en masse. Une substance dont la formule est N2 n'a ni odeur, ni couleur, ni goût. Ce gaz constitue plus des 2/3 de l'enveloppe d'air terrestre. Sous forme liquide, l'azote est une substance incolore ressemblant à de l'eau. Bouillonne à -195,8 °C. M (N2)=28 g/mol. La substance simple azote est légèrement plus légère que l'oxygène, sa densité dans l'air est proche de 1.
Les atomes d'une molécule lient fermement 3 paires d'électrons communes. Le composé présente une stabilité chimique élevée, ce qui le distingue de l'oxygène et d'un certain nombre d'autres substances gazeuses. Pour qu'une molécule d'azote se désintègre en ses atomes constitutifs, il faut dépenser une énergie de 942,9 kJ/mol. Une liaison de trois paires d'électrons est très forte.se décomposer lorsqu'il est chauffé au-dessus de 2 000 °C.
Dans des conditions normales, la dissociation des molécules en atomes ne se produit pratiquement pas. L'inertie chimique de l'azote est également due à l'absence totale de polarité dans ses molécules. Ils interagissent très faiblement entre eux, ce qui est à l'origine de l'état gazeux de la matière à pression et température normales proches de la température ambiante. La faible réactivité de l'azote moléculaire trouve son application dans divers procédés et dispositifs où il est nécessaire de créer un environnement inerte.
La dissociation des molécules N2 peut se produire sous l'influence du rayonnement solaire dans la haute atmosphère. Il se forme de l'azote atomique qui, dans des conditions normales, réagit avec certains métaux et non-métaux (phosphore, soufre, arsenic). Il en résulte une synthèse de substances obtenues indirectement dans des conditions terrestres.
Valence de l'azote
La couche d'électrons externe d'un atome est formée de 2 électrons s et 3 électrons p. Ces particules négatives d'azote peuvent céder lors de l'interaction avec d'autres éléments, ce qui correspond à ses propriétés réductrices. En attachant les 3 électrons manquants à l'octet, l'atome présente des capacités oxydantes. L'électronégativité de l'azote est plus faible, ses propriétés non métalliques sont moins prononcées que celles du fluor, de l'oxygène et du chlore. Lors de l'interaction avec ces éléments chimiques, l'azote cède des électrons (s'oxyde). La réduction en ions négatifs s'accompagne de réactions avec d'autres non-métaux et métaux.
La valence typique de l'azote est III. Dans ce casdes liaisons chimiques se forment en raison de l'attraction d'électrons p externes et de la création de paires communes (de liaison). L'azote est capable de former une liaison donneur-accepteur en raison de sa seule paire d'électrons, comme cela se produit dans l'ion ammonium NH4+.
Laboratoire et production industrielle
L'une des méthodes de laboratoire est basée sur les propriétés oxydantes de l'oxyde de cuivre. Un composé azote-hydrogène est utilisé - ammoniac NH3. Ce gaz nauséabond réagit avec l'oxyde de cuivre noir en poudre. À la suite de la réaction, de l'azote est libéré et du cuivre métallique (poudre rouge) apparaît. Des gouttes d'eau, autre produit de la réaction, se déposent sur les parois du tube.
Une autre méthode de laboratoire qui utilise une combinaison d'azote avec des métaux est l'azide, comme NaN3. Il s'avère qu'un gaz n'a pas besoin d'être purifié des impuretés.
Le nitrite d'ammonium est décomposé en azote et en eau en laboratoire. Pour que la réaction démarre, un chauffage est nécessaire, puis le processus se poursuit avec dégagement de chaleur (exothermique). L'azote est contaminé par des impuretés, il est donc purifié et séché.
Production d'azote dans l'industrie:
- distillation fractionnée de l'air liquide - une méthode qui utilise les propriétés physiques de l'azote et de l'oxygène (différents points d'ébullition);
- réaction chimique de l'air avec du charbon ardent;
- séparation des gaz d'adsorption.
Interaction avec les métaux et l'hydrogène - propriétés oxydantes
Inertie des molécules fortesne permet pas d'obtenir certains composés azotés par synthèse directe. Pour activer les atomes, un fort chauffage ou une irradiation de la substance est nécessaire. L'azote peut réagir avec le lithium à température ambiante, avec le magnésium, le calcium et le sodium, la réaction ne se produit que lorsqu'il est chauffé. Les nitrures métalliques correspondants sont formés.
L'interaction de l'azote avec l'hydrogène se produit à des températures et des pressions élevées. Ce processus nécessite également un catalyseur. Il s'avère que l'ammoniac - l'un des produits les plus importants de la synthèse chimique. L'azote, en tant qu'agent oxydant, présente trois états d'oxydation négatifs dans ses composés:
- −3 (l'ammoniac et les autres composés hydrogènes de l'azote sont des nitrures);
- −2 (hydrazine N2H4);
- −1 (hydroxylamine NH2OH).
Le nitrure le plus important - l'ammoniac - est produit en grande quantité dans l'industrie. L'inertie chimique de l'azote est restée longtemps un gros problème. Le salpêtre était sa source de matières premières, mais les réserves minérales ont commencé à décliner rapidement à mesure que la production augmentait.
Une grande réalisation de la science et de la pratique chimiques a été la création de la méthode de fixation de l'azote à l'ammoniac à l'échelle industrielle. La synthèse directe est réalisée dans des colonnes spéciales - un processus réversible entre l'azote obtenu à partir de l'air et l'hydrogène. Lors de la création de conditions optimales qui déplacent l'équilibre de cette réaction vers le produit, en utilisant un catalyseur, le rendement en ammoniac atteint 97 %.
Interaction avec l'oxygène - propriétés réductrices
Afin de démarrer la réaction de l'azote et de l'oxygène, un fort chauffage est nécessaire. Un arc électrique et une décharge de foudre dans l'atmosphère ont une énergie suffisante. Les composés inorganiques les plus importants dans lesquels l'azote est dans ses états d'oxydation positifs:
- +1 (oxyde nitrique (I) N2O);
- +2 (monoxyde d'azote NO);
- +3 (oxyde nitrique (III) N2O3; acide nitreux HNO2, ses sels sont des nitrites);
- +4 (dioxyde d'azote (IV) NO2);
- +5 (pentoxyde d'azote (V) N2O5, acide nitrique HNO3, nitrates).
Signification dans la nature
Les plantes absorbent les ions ammonium et les anions nitrates du sol, utilisent pour des réactions chimiques la synthèse de molécules organiques, en permanence dans les cellules. L'azote atmosphérique peut être absorbé par les bactéries nodulaires - des créatures microscopiques qui forment des excroissances sur les racines des légumineuses. En conséquence, ce groupe de plantes reçoit l'élément nutritif nécessaire et en enrichit le sol.
Lors des averses tropicales, des réactions d'oxydation de l'azote atmosphérique se produisent. Les oxydes se dissolvent pour former des acides, ces composés azotés dans l'eau pénètrent dans le sol. En raison de la circulation de l'élément dans la nature, ses réserves dans la croûte terrestre et l'air sont constamment reconstituées. Les molécules organiques complexes contenant de l'azote sont décomposées par les bactéries en composants inorganiques.
Utilisation pratique
Les connexions les plus importantesl'azote pour l'agriculture sont des sels très solubles. L'urée, le salpêtre (sodium, potassium, calcium), les composés d'ammonium (une solution aqueuse d'ammoniaque, de chlorure, de sulfate, de nitrate d'ammonium) sont assimilés par les plantes. Certaines parties de l'organisme végétal sont capables de stocker des macronutriments "pour l'avenir", ce qui détériore la qualité des produits. Un excès de nitrates dans les légumes et les fruits peut provoquer une intoxication chez l'homme, la croissance de néoplasmes malins. Outre l'agriculture, les composés azotés sont utilisés dans d'autres industries:
- pour recevoir des médicaments;
- pour la synthèse chimique de composés macromoléculaires;
- dans la production d'explosifs à partir de trinitrotoluène (TNT);
- pour la production de colorants.
NO oxyde est utilisé en chirurgie, la substance a un effet analgésique. La perte de sensations lors de l'inhalation de ce gaz a été remarquée même par les premiers chercheurs des propriétés chimiques de l'azote. C'est ainsi qu'est apparu le nom banal de "gaz hilarant".
Problème des nitrates dans les produits agricoles
Les sels d'acide nitrique - nitrates - contiennent un anion à charge unique NO3-. Jusqu'à présent, l'ancien nom de ce groupe de substances était utilisé - salpêtre. Les nitrates sont utilisés pour fertiliser les champs, dans les serres, les vergers. Ils sont appliqués au début du printemps avant le semis, en été - sous forme de pansements liquides. Les substances elles-mêmes ne présentent pas un grand danger pour l'homme, maisdans l'organisme, ils se transforment en nitrites, puis en nitrosamines. Les ions nitrites NO2- sont des particules toxiques, ils provoquent l'oxydation du fer ferreux dans les molécules d'hémoglobine en ions trivalents. Dans cet état, la substance principale du sang des humains et des animaux n'est pas capable de transporter l'oxygène et d'éliminer le dioxyde de carbone des tissus.
Quel est le danger de la contamination des aliments par les nitrates pour la santé humaine:
- tumeurs malignes qui surviennent lorsque les nitrates sont convertis en nitrosamines (cancérigènes);
- développement de la colite ulcéreuse,
- hypotension ou hypertension;
- insuffisance cardiaque;
- trouble de la coagulation sanguine
- développement du foie, du pancréas, du diabète;
- développement d'une insuffisance rénale;
- anémie, troubles de la mémoire, de l'attention, de l'intelligence.
La consommation simultanée de différents aliments contenant de fortes doses de nitrates entraîne une intoxication aiguë. Les sources peuvent être des plantes, de l'eau potable, des plats de viande préparés. Le trempage dans de l'eau propre et la cuisson peuvent réduire la teneur en nitrates des aliments. Les chercheurs ont découvert que des doses plus élevées de composés dangereux ont été trouvées dans les produits végétaux immatures et de serre.
Le phosphore est un élément du sous-groupe de l'azote
Les atomes d'éléments chimiques qui se trouvent dans la même colonne verticale du système périodique présentent des propriétés communes. Le phosphore est situé dans la troisième période, appartient au 15ème groupe, comme l'azote. La structure des atomesles éléments sont similaires, mais il existe des différences dans les propriétés. L'azote et le phosphore présentent un état d'oxydation négatif et une valence III dans leurs composés avec les métaux et l'hydrogène.
De nombreuses réactions du phosphore ont lieu à des températures ordinaires, c'est un élément chimiquement actif. Il interagit avec l'oxygène pour former un oxyde supérieur P2O5. Une solution aqueuse de cette substance a les propriétés d'un acide (métaphosphorique). Lorsqu'il est chauffé, on obtient de l'acide orthophosphorique. Il forme plusieurs types de sels, dont beaucoup servent d'engrais minéraux, tels que les superphosphates. Les composés d'azote et de phosphore sont une partie importante du cycle des substances et de l'énergie sur notre planète, ils sont utilisés dans les domaines d'activité industriels, agricoles et autres.
