Azote

L’azote est l'élément chimique portant le symbole N et le numéro atomique 7. Il a été découvert et isolé pour la première fois par le médecin écossais Daniel Rutherford en 1772. Bien que Carl Wilhelm Scheele et Henry Cavendish l’aient fait indépendamment à peu près à la même époque, Rutherford est généralement crédité parce que ses travaux ont été publiés en premier. Le nom de nitrogène a été suggéré par le chimiste français Jean-Antoine-Claude Chaptal en 1790, lorsqu’il a été découvert que l’azote était présent dans l’acide nitrique et les nitrates. Antoine Lavoisier a suggéré à la place le nom azote, du grec ἀζωτικός “no life”, car c’est un gaz asphyxiant ; ce nom est plutôt utilisé dans de nombreuses langues, comme le français, le russe, le roumain et le turc, et apparaît dans les noms anglais de certains composés azotés comme l’hydrazine, les azides et les composés azoïques.

L’azote est le membre le plus léger du groupe 15 du tableau périodique, souvent appelé les pnictogènes. Le nom vient du grec πνίγειν “to choke”, qui fait directement référence aux propriétés asphyxiantes de l’azote. C’est un élément commun à l’univers, estimé à environ un septième en abondance totale dans la Voie lactée et le système solaire. À température et pression normales, deux atomes de l'élément se lient pour former du dinitrogène, un gaz diatomique incolore et inodore de formule N2. L’azote forme environ 78 % de l’atmosphère terrestre, ce qui en fait l'élément non combiné le plus abondant. L’azote est présent dans tous les organismes, principalement dans les acides aminés (et donc les protéines), dans les acides nucléiques (ADN et ARN) et dans la molécule de transfert d'énergie adénosine triphosphate. Le corps humain contient environ 3 % d’azote en masse, le quatrième élément le plus abondant dans l’organisme après l’oxygène, le carbone et l’hydrogène. Le cycle de l’azote décrit le mouvement de l'élément depuis l’air, dans la biosphère et les composés organiques, puis de nouveau dans l’atmosphère.

De nombreux composés industriels importants, tels que l’ammoniac, l’acide nitrique, les nitrates organiques (propulseurs et explosifs) et les cyanures, contiennent de l’azote. La triple liaison extrêmement forte de l’azote élémentaire (N≡N), la deuxième liaison la plus forte de toute molécule diatomique après le monoxyde de carbone (CO), domine la chimie de l’azote. Cela rend difficile, tant pour les organismes que pour l’industrie, la conversion de l’azote en composés utiles, mais cela signifie en même temps que la combustion, l’explosion ou la décomposition des composés azotés pour former de l’azote gazeux libère de grandes quantités d'énergie souvent utile. L’ammoniac et les nitrates produits synthétiquement sont des engrais industriels essentiels, et les nitrates des engrais sont des polluants clés dans l’eutrophisation des systèmes d’eau.

Outre son utilisation dans les engrais et les réserves d'énergie, l’azote est un constituant de composés organiques aussi divers que le Kevlar utilisé dans les tissus à haute résistance et le cyanoacrylate utilisé dans la super-colle. L’azote est un constituant de toutes les grandes classes de médicaments pharmacologiques, y compris les antibiotiques. De nombreux médicaments sont des imitateurs ou des promédicaments de molécules de signalisation naturelles contenant de l’azote : par exemple, les nitrates organiques nitroglycérine et nitroprussiate contrôlent la pression sanguine en se métabolisant en oxyde nitrique. De nombreux médicaments notables contenant de l’azote, comme la caféine et la morphine naturelles ou les amphétamines synthétiques, agissent sur les récepteurs des neurotransmetteurs animaux.

Histoire

Les composés azotés ont une très longue histoire, le chlorure d’ammonium étant connu d’Hérodote. Ils étaient bien connus au Moyen-Âge. Les alchimistes connaissaient l’acide nitrique sous le nom d’aqua fortis (eau forte), ainsi que d’autres composés azotés tels que les sels d’ammonium et les sels de nitrate. Le mélange d’acide nitrique et d’acide chlorhydrique était connu sous le nom d’aqua regia (eau royale), célèbre pour sa capacité à dissoudre l’or, le roi des métaux.

La découverte de l’azote est attribuée au médecin écossais Daniel Rutherford en 1772, qui l’a appelé l’air nocif. Bien qu’il ne l’ait pas reconnu comme une substance chimique entièrement différente, il l’a clairement distingué de “l’air fixe” de Joseph Black, ou dioxyde de carbone. Le fait qu’il y ait un composant de l’air qui ne favorise pas la combustion était clair pour Rutherford, bien qu’il ne soit pas conscient qu’il s’agissait d’un élément. L’azote a également été étudié à peu près à la même époque par Carl Wilhelm Scheele, Henry Cavendish et Joseph Priestley, qui l’ont appelé “air brûlé” ou “air phlogisé”. L’azote gazeux était suffisamment inerte pour qu’Antoine Lavoisier l’appelle “air méphitique” ou azote, du mot grec άζωτικός (azotikos), “pas de vie”. Dans une atmosphère d’azote pur, les animaux mouraient et les flammes s'éteignaient. Bien que le nom de Lavoisier n’ait pas été accepté en anglais, puisqu’il a été souligné que presque tous les gaz (en effet, à la seule exception de l’oxygène) sont méphitiques, il est utilisé dans de nombreuses langues (français, italien, portugais, polonais, russe, albanais, turc, etc. ; l’allemand Stickstoff fait également référence à la même caractéristique, à savoir “s'étouffer ou suffoquer”) et reste encore en anglais dans les noms communs de nombreux composés azotés, tels que l’hydrazine et les composés de l’ion azide. Enfin, elle a conduit à l’appellation “pnictogènes” pour le groupe dirigé par l’azote, du grec πνίγειν “to choke”.

Le mot anglais nitrogen (1794) est entré dans la langue à partir du français nitrogène, inventé en 1790 par le chimiste français Jean-Antoine Chaptal (1756-1832), du français nitre (nitrate de potassium, aussi appelé salpêtre) et du suffixe français -gène, “produire”, du grec -γενής (-genes, “engendré”). Le sens de Chaptal était que l’azote est la partie essentielle de l’acide nitrique, qui à son tour était produit à partir du nitre. Auparavant, le nitre avait été confondu avec le “natron” égyptien (carbonate de sodium) - appelé νίτρον (nitron) en grec - qui, malgré son nom, ne contenait pas de nitrate.

Les premières applications militaires, industrielles et agricoles des composés azotés utilisaient le salpêtre (nitrate de sodium ou nitrate de potassium), notamment dans la poudre à canon, et plus tard comme engrais. En 1910, Lord Rayleigh a découvert qu’une décharge électrique dans l’azote gazeux produisait de l’“azote actif”, un allotrope monatomique de l’azote. Le “nuage tourbillonnant de lumière jaune brillante” produit par son appareil réagissait avec le mercure pour produire du nitrure de mercure explosif.

Pendant longtemps, les sources de composés azotés ont été limitées. Les sources naturelles provenaient soit de la biologie, soit des dépôts de nitrates produits par les réactions atmosphériques. La fixation de l’azote par des procédés industriels comme le procédé Frank-Caro (1895-1899) et le procédé Haber-Bosch (1908-1913) a pallié cette pénurie de composés azotés, à tel point que la moitié de la production alimentaire mondiale (voir Applications) repose aujourd’hui sur les engrais azotés de synthèse. Dans le même temps, l’utilisation du procédé Ostwald (1902) pour produire des nitrates à partir de la fixation industrielle de l’azote a permis la production industrielle à grande échelle de nitrates comme matière première dans la fabrication d’explosifs au cours des guerres mondiales du 20e siècle.

Présence naturelle

L’azote est l'élément pur le plus courant sur terre, représentant 78,1 % du volume total de l’atmosphère. Malgré cela, il n’est pas très abondant dans la croûte terrestre, ne représentant que 19 parties par million de celle-ci, à égalité avec le niobium, le gallium et le lithium. Les seuls minéraux azotés importants sont le nitre (nitrate de potassium, salpêtre) et le sodanitre (nitrate de sodium, salpêtre du Chili). Cependant, ils n’ont pas été une source importante de nitrates depuis les années 1920, lorsque la synthèse industrielle de l’ammoniac et de l’acide nitrique est devenue courante.

Les composés azotés s'échangent constamment entre l’atmosphère et les organismes vivants. L’azote doit d’abord être transformé, ou “fixé”, sous une forme utilisable par les plantes, généralement de l’ammoniac. Une partie de la fixation de l’azote se fait par des coups de foudre produisant les oxydes d’azote, mais la plus grande partie est effectuée par des bactéries diazotrophes par le biais d’enzymes appelées azotases (bien qu’aujourd’hui la fixation industrielle de l’azote à l’ammoniac soit également importante). Lorsque l’ammoniac est absorbé par les plantes, il est utilisé pour synthétiser des protéines. Ces plantes sont ensuite digérées par les animaux qui utilisent les composés azotés pour synthétiser leurs propres protéines et excréter les déchets azotés. Enfin, ces organismes meurent et se décomposent, subissant une oxydation et une dénitrification bactériennes et environnementales, ce qui renvoie le dinitrogène libre dans l’atmosphère. La fixation industrielle de l’azote par le procédé Haber est principalement utilisée comme engrais, bien que l’excès de déchets azotés, lorsqu’il est lixivié, entraîne l’eutrophisation de l’eau douce et la création de zones mortes marines, car la croissance bactérienne induite par l’azote épuise l’oxygène de l’eau au point que tous les organismes supérieurs meurent. En outre, l’oxyde nitreux, qui est produit lors de la dénitrification, attaque la couche d’ozone atmosphérique.

De nombreux poissons d’eau de mer fabriquent de grandes quantités d’oxyde de triméthylamine pour se protéger des effets osmotiques élevés de leur environnement ; la conversion de ce composé en diméthylamine est responsable de l’odeur précoce des poissons d’eau de mer non rafraîchis. Chez les animaux, l’oxyde nitrique radicalaire (dérivé d’un acide aminé), sert de molécule régulatrice importante pour la circulation.

La réaction rapide de l’oxyde nitrique avec l’eau chez les animaux entraîne la production de son métabolite, le nitrite. Le métabolisme animal de l’azote dans les protéines, en général, entraîne l’excrétion d’urée, tandis que le métabolisme animal des acides nucléiques entraîne l’excrétion d’urée et d’acide urique. L’odeur caractéristique de la décomposition de la chair animale est causée par la création d’amines à longue chaîne contenant de l’azote, telles que la putrescine et la cadavérine, qui sont des produits de dégradation des acides aminés ornithine et lysine, respectivement, dans les protéines en décomposition.

Production

L’azote gazeux est un gaz industriel produit par la distillation fractionnée d’air liquide, ou par des moyens mécaniques utilisant de l’air gazeux (membrane d’osmose inverse pressurisée ou adsorption à pression alternée). Les générateurs d’azote gazeux utilisant des membranes ou l’adsorption à pression alternée (APS) sont généralement plus rentables et plus efficaces sur le plan énergétique que l’azote livré en vrac. L’azote commercial est souvent un sous-produit du traitement de l’air pour la concentration industrielle de l’oxygène pour la fabrication de l’acier et d’autres usages. Lorsqu’il est fourni comprimé en bouteilles, il est souvent appelé OFN (azote sans oxygène). L’azote de qualité commerciale contient déjà au maximum 20 ppm d’oxygène, et des qualités spécialement purifiées contenant au maximum 2 ppm d’oxygène et 10 ppm d’argon sont également disponibles.

Dans un laboratoire de chimie, il est préparé en traitant une solution aqueuse de chlorure d’ammonium avec du nitrite de sodium.

NH4Cl + NaNO2 → N2 + NaCl + 2 H2O

De petites quantités des impuretés NO et HNO3 sont également formées dans cette réaction. Les impuretés peuvent être éliminées en faisant passer le gaz dans de l’acide sulfurique aqueux contenant du dichromate de potassium. L’azote très pur peut être préparé par la décomposition thermique de l’azoture de baryum ou de l’azoture de sodium.

2 NaN3 → 2 Na + 3 N2

Utilisation économique

Gaz

Les applications des composés azotés sont naturellement extrêmement variées en raison de la taille énorme de cette classe : par conséquent, seules les applications de l’azote pur lui-même seront considérées ici. Les deux tiers de l’azote produit par l’industrie sont vendus sous forme de gaz et le tiers restant sous forme liquide. Le gaz est principalement utilisé comme atmosphère inerte lorsque l’oxygène de l’air présente un risque d’incendie, d’explosion ou d’oxydation. En voici quelques exemples :

  • En tant qu’atmosphère modifiée, pure ou mélangée à du dioxyde de carbone, pour azoter et préserver la fraîcheur des aliments emballés ou en vrac (en retardant le rancissement et d’autres formes de dommages oxydatifs). L’azote pur en tant qu’additif alimentaire est étiqueté dans l’Union européenne avec le numéro E941.
  • Dans les ampoules à incandescence comme alternative peu coûteuse à l’argon.
  • En exécution de détenus comme alternative à l’injection létale.
  • Dans les systèmes d’extinction des incendies pour les équipements de technologie de l’information (TI).
  • Dans la fabrication d’acier inoxydable.
  • Dans la cémentation de l’acier par nitruration.
  • Dans certains systèmes de carburant pour avions afin de réduire les risques d’incendie (voir système d’inertage).
  • Pour gonfler les pneus des voitures de course et des avions, réduisant ainsi les problèmes d’expansion et de contraction irrégulières causés par l’humidité et l’oxygène de l’air naturel.

L’azote est couramment utilisé lors de la préparation des échantillons dans les analyses chimiques. Il est utilisé pour concentrer et réduire le volume des échantillons liquides. Le fait de diriger un flux d’azote gazeux sous pression perpendiculairement à la surface du liquide provoque l'évaporation du solvant tout en laissant le ou les solutés et le solvant non évaporé derrière lui.

L’azote peut être utilisé en remplacement ou en combinaison avec le dioxyde de carbone pour pressuriser les fûts de certaines bières, en particulier les stouts et les British ales, en raison des bulles plus petites qu’il produit, ce qui rend la bière distribuée plus douce et plus capiteuse. Une capsule d’azote sensible à la pression, communément appelée “widget”, permet de conditionner les bières chargées en azote dans des boîtes et des bouteilles. Les réservoirs d’azote remplacent également le dioxyde de carbone comme principale source d'énergie pour les pistolets de paintball. L’azote doit être maintenu à une pression plus élevée que le CO2, ce qui rend les réservoirs d’azote plus lourds et plus chers. L’azote est devenu le gaz inerte de choix pour l’asphyxie des gaz inertes, et il est envisagé de le remplacer par une injection létale en Oklahoma. L’azote gazeux, formé à partir de la décomposition de l’azoture de sodium, est utilisé pour le gonflage des airbags.

Liquide

L’azote liquide est un liquide cryogénique. Lorsqu’il est isolé dans des récipients appropriés tels que les flacons Dewar, il peut être transporté sans grande perte par évaporation.

Comme la glace sèche, l’azote liquide est principalement utilisé comme réfrigérant. Il est notamment utilisé pour la cryopréservation du sang, des cellules reproductrices (sperme et ovules) et d’autres échantillons et matériaux biologiques. Il est utilisé en milieu clinique en cryothérapie pour éliminer les kystes et les verrues sur la peau. Il est utilisé dans les pièges à froid pour certains équipements de laboratoire et pour refroidir les détecteurs infrarouges ou les détecteurs de rayons X. Il a également été utilisé pour refroidir les unités centrales de traitement et d’autres appareils dans les ordinateurs qui sont overclockés et qui produisent plus de chaleur que lors d’un fonctionnement normal. Parmi les autres utilisations, on peut citer le broyage à froid et l’usinage de matériaux souples ou caoutchouteux à température ambiante, le rétrécissement et l’assemblage de composants techniques, et plus généralement pour atteindre des températures très basses lorsque cela est nécessaire (environ -200 °C). En raison de son faible coût, l’azote liquide est également souvent utilisé lorsque ces basses températures ne sont pas strictement nécessaires, comme la réfrigération des aliments, la congélation du bétail, la congélation des tuyaux pour arrêter l'écoulement en l’absence de vannes et la consolidation des sols instables par congélation lorsque des travaux d’excavation sont en cours en dessous.

L’azote liquide est largement utilisé dans les systèmes de pompes à vide.

Sécurité

Gaz

Bien que l’azote soit non toxique, lorsqu’il est libéré dans un espace clos, il peut déplacer l’oxygène et présente donc un risque d’asphyxie. Cela peut se produire avec peu de symptômes d’alerte, car le corps carotidien humain est un système de détection de l’oxygène faible (hypoxie) relativement pauvre et lent. Un exemple s’est produit peu avant le lancement de la première mission de la navette spatiale, le 19 mars 1981, lorsque deux techniciens sont morts par asphyxie après être entrés dans un espace situé dans la plate-forme de lancement mobile de la navette spatiale qui était pressurisée avec de l’azote pur par précaution contre le feu.

Lorsqu’il est inhalé à des pressions partielles élevées (plus de 4 bars environ, rencontrées à des profondeurs inférieures à 30 m environ en plongée sous-marine), l’azote est un agent anesthésique, provoquant une narcose à l’azote, un état temporaire de déficience mentale similaire à l’intoxication par l’oxyde nitreux.

L’azote se dissout dans le sang et les graisses corporelles. Une décompression rapide (comme lorsque les plongeurs remontent trop vite ou que les astronautes décompressent trop vite de la pression de la cabine à celle de la combinaison spatiale) peut entraîner un état potentiellement mortel appelé mal de décompression (anciennement connu sous le nom de mal des caissons ou des coudes), lorsque des bulles d’azote se forment dans le sang, les nerfs, les articulations et d’autres zones sensibles ou vitales. Les bulles d’autres gaz “inertes” (gaz autres que le dioxyde de carbone et l’oxygène) provoquent les mêmes effets. Le remplacement de l’azote dans les gaz respiratoires peut donc prévenir la narcose à l’azote, mais ne prévient pas le mal de décompression.

Liquide

En tant que liquide cryogénique, l’azote liquide peut être dangereux en provoquant des brûlures par le froid au contact, bien que l’effet Leidenfrost assure une protection pour une exposition très courte (environ une seconde). L’ingestion d’azote liquide peut provoquer de graves lésions internes. Par exemple, en 2012, une jeune femme en Angleterre a dû se faire enlever l’estomac après avoir ingéré un cocktail à base d’azote liquide.

Comme le rapport d’expansion liquide/gaz de l’azote est de 1:694 à 20 °C, une force énorme peut être générée si l’azote liquide est rapidement vaporisé dans un espace clos. Lors d’un incident survenu le 12 janvier 2006 à l’université Texas A&M, les dispositifs de décompression d’un réservoir d’azote liquide ont mal fonctionné et ont été scellés par la suite. En raison de l’augmentation de pression qui a suivi, le réservoir a connu une défaillance catastrophique. La force de l’explosion a été suffisante pour propulser le réservoir à travers le plafond situé juste au-dessus, briser une poutre en béton armé située juste en dessous et faire sauter les murs du laboratoire de 0,1 à 0,2 m de leurs fondations.

L’azote liquide s'évapore facilement pour former de l’azote gazeux, et les précautions associées à l’azote gazeux s’appliquent donc également à l’azote liquide. Par exemple, des capteurs d’oxygène sont parfois utilisés comme précaution de sécurité lors du travail avec l’azote liquide pour alerter les travailleurs en cas de déversement de gaz dans un espace confiné.

Les récipients contenant de l’azote liquide peuvent condenser l’oxygène de l’air. Le liquide dans un tel récipient s’enrichit de plus en plus en oxygène (point d'ébullition -183 °C, supérieur à celui de l’azote) à mesure que l’azote s'évapore, et peut provoquer une violente oxydation de la matière organique.