L'azote est un élément chimique (symbole N) qui nous est familier et qui nous paraît bien inoffensif. En termes d'abondance, il pointe en 7ème position dans la voie lactée (0,1 %). S'il flirte avec la 30ème position dans la croûte terrestre (à égalité avec l'yttrium et le cobalt) il est très présent dans l'eau de mer et surtout dans l'atmosphère (78 %). Dans le corps humain, il arrive en 4ème position, avant le calcium, composant essentiel de notre squelette.

Ce qu'on sait moins, c'est que cet élément que nous inhalons à pleins poumons tous les jours peut être un redoutable poison lorsqu'il est associé à d'autres éléments : oxydes d'azote, cyanure, PAN ...

Nota : l'azote joue un rôle dterminant en chimie organique et en biologie. Ces aspects de la chimie de l'azote sont traités dans un posts spécifiques (l'azote en chimie organique, hétérocycles azotés, bases nucléiques). Un quatrième post traite du cycle de l'azote sur Terre.

Caractéristiques physicochimiques

L'azote est un élément de la deuxième rangée du tableau périodique des éléments. Son numéro atomique est 7. C'est un pnictogène, comme le phosphore, l'arsenic ou l'antimoine. Il existe une quinzaine d'isotopes de l'azote mais seuls deux sont stables, le ¹⁴N (plus de 99,5 % de la quantité totale d'azote sur Terre) et le ¹⁵N. Le ¹³N a une demi-vie de 10 minutes et les autres de moins de 10 secondes.

Dans les conditions normales de température et de pression, l'azote existe sous forme gazeuse. Sa température d'ébullition est de -195,8° C et sa température de fusion de -209,9° C. A l'état solide, sa structure cristalline est hexagonale. Son potentiel de première ionisation vaut 14,5 eV. Son électronégativité de 3,04 est supérieure à celle de l'hydrogène et du carbone mais inférieure à celle de l'oxygène (3,44).

L'azote possède 7 électrons (1s², 2s², 2p³). A l'image de tous les pnictogènes, il possède trois électrons sur sa sous-couche 2p. Sa valence est donc théoriquement égale à 3. Il existe cependant de nombreux composés dans lesquels le cation azote entretient quatre liaisons covalentes. C'est le cas par exemple dans l'ion nitronium [O=N=O]⁺, très instable, ou plus simplement dans l'acide nitrique et les ions nitrates.

Le degré d'oxydation de l'azote peut varier entre -3, comme dans l'ammoniac NH₃, à +4 comme dans les nitrates.

L'azote peut entretenir des liaisons covalentes avec divers éléments. Les énergies de liaison relativement modérées de ces liaisons en font un élément assez réactif.

Les dérivés de l'azote

La chimie de l'azote est riche. Il est à la fois nucléophile et oxophile et il possède donc de nombreux dérivés.

Avec l'hydrogène, les composés les plus connus sont l'ammoniac (NH₃) et les ions dérivés (ammonium NH₄⁺ et amidure NH₂^-). (L'ammoniac est aussi appelé azane dans la nomeclature IUCPA.) L'ammoniac est produit de manière industrielle et a de nombreuses applications : engrais, explosif, agent polymère, fluide réfrigérant. Les amines sont des composés chimiques comportant un groupe -NH₂ ou -NH-(formule générique RNH₂ et R₂NH). Ils jouent un rôle important en chimie organique. On trouve aussi couramment des ions dérivés de l'ammonium [NR₄]⁺ aussi appelés azanium. Dans la formule qui précède, les R ne sont pas nécessairement identiques. On peu citer par exemple l'ion choline [N(CH₃)₃-C₂H₄(OH)]⁺ qui est un nutriment essentiel (classé dans les vitamines B). Les cholines sont des composants des phospholipides (voir le post sur les membranes).

L'hydrazine N₂H₄ (aussi appelée diazane) a pour formule développée H₂N-NH₂. C'est un carburant utilisé dans les lanceurs et les piles à combustible. L'acide azothydrique ou azoture d'hydrogène HN₃ est un acide faible.

Oxydes d'azote

Il existe plusieurs oxydes d'azote. Les plus connus sont le monoxyde d'azote NO et le dioxyde d'azote NO₂ (que l'on qualifie de NOx (voir le post à ce sujet) et dont les effets polluants sont maintenant reconnus) mais on peut citer également l'azoture de nitrosyle N₄O, le protoxyde d'azote N₂O (aussi appelé gaz hilarant et utilisé comme anesthésiant), le trioxyde d'azote N₂O₃, le peroxyde d'azote N₂O₄, un dimère du dioxyde d'azote, et le pentaoxyde d'azote N₂O₅.

Dans la molécule de dioxyde d'azote, l'atome d'azote entretient une liaison covalente simple avec chaque atome d'oxygène. IL possède donc un électron non apparié sur sa couche externe. Le NO₂ a toutes les caractéristiques d'un radical libre. Il est de fait très réactif, en particulier avec les molécules organiques. Dans la nature, il est en équilibre avec son dimère, le peroxyde d'azote N₂O₄.

Dissous dans l'eau, le monoxyde d'azote et le dioxyde d'azote donnent respectivement de l'acide nitreux HNO₂ et de l'acide nitrique HNO₃. Les anions libérés par ces acides sont l'ion nitrite NO₂^- et l'ion nitrate NO₃^- et sont à la base de nombreux sels. L'ion nitrate est un oxydant puissant qui s'attaque au cuivre, au zinc et même à l'argent.

Remarque : dans le schéma ci-dessus de l'acide nitrique, on a représenté l'ion azote avec une liaison double N=O et une liaison simple N-O. En fait, pour des raisons de symétrie, il n'y a pas localisation de la liaison double. Elle est partagée entre les atomes d'oxygène qui, pour la même raison, se partagent la charge électrique négative.

L'azote peut être oxydé par les halogènes mais les halogénures d'azote sont généralement instables si l'on fait exception du trifluorure d'azote NF₃.

Le cyanure CN^- est l'anion libéré par l'acide cyanhydrique HCN en solution. Il est caractérisé par une liaison triple entre le carbone et l'azote.

Ions et sels azotés

• Les azotures sont les sels formés par l'acide azothydrique. La formule détaillée de l'ion azoture est N^-=N⁺=N^-. L'ion azoture est un oxydant très corrosif, en particulier avec les métaux. L'azoture de sodium NaN₃ est utilisé pour gonfler très rapidement les airbags (décomposition en sodium et en diazote).
• En chimie organique les azotures d'acyle sont des dérivés d'acide carboxylique de formule générique RCON₃. Les azoture d'alkyle sont des dérivés des alcanes de formule RCN₃. L'azoture de méthyle H₃CN₃ est un explosif.
• Les nitrures sont les sels formés à partir de l'ion nitrure N^3-. Il existe de nombreux nitrures métalliques, comme le nitrure d'aluminium AlN. La nitruration est un procédé très utilisé en métallurgie (traitement de surface).
• L'ion amidure NH₂^- est la base conjuguée de l'ammoniac.
• Les nitrites sont formés avec l'ion nitrite NO₂^-.
• Les nitrates sont les sels formés avec l'ion nitrate NO₃^-.
  

La structure de l'ion nitrate NO3- fait l'objet de nombreuses interrogations sur les forums. Chacun y va de son hypothèse pour appliquer à toute force la règle de l'octet à l'atome d'azote. Le consensus se fait le plus souvent sur une structure dissymétrique que l'on peut décrire de la manière suivante : l'atome d'azote est porteur d'une charge positive (il a perdu un électron), deux des atomes d'oxygène sont porteurs d'un électron et entretiennent une liaison simple avec l'atome d'azote, le troisième entretient une liaison double avec l'atome d'azote. Dans une telle configuration, la charge électrique convient (-2+1) et la règle de l'octet est satisfaite pour les quatre atomes : l'azote avec ses quatre doublets partagés, les deux atomes d'oxygène chargés négativement grâce à la liaison simple N-O, le troisième grâce à la liaison double N=O. Problème : la spectroscopie contredit ce schéma. Les 3 liaisons NO ont la même longueur et la même énergie. Une telle configuration devrait par ailleurs se traduire par un dipôle électrique, ce qui n'est pas le cas ! Comment concilier la règle de l'octet avec la symétrie de ce composé ? C'est la théorie des orbitales moléculaires qui nous donne la solution. La nature n'a aucune raison de privilégier l'un des atomes d'oxygène par rapport aux deux autres. Les trois solutions possibles (chacune privilégiant l'un des 3 atomes) sont équiprobables. La configuration réelle est donc une configuration hybride de ces trois solutions. La liaison double qui nous a servi à compléter la règle de l'octet pour l'azote est en fait une liaison délocalisée avec les trois atomes d'oxygène ! Le cation N+ est bien engagé dans 4 doublets liants mais l'un d'entre eux est partagé avec les trois atomes d'oxygène. Ceux-ci, quant à eux portent chacun une charge électrique -2/3 et ils complètent leur octet grâce au "1/3" de la liaison avec l'azote (voir le post sur la règle de l'octet pour avoir des explications complémentaires). Nota : de fait, on peut considérer que la charge de l'ion est répartie sur toute sa surface. C'est ce qui expilque, par exemple que les sels de nitrate soient très facilement solubles dans l'eau.

Esters

L'azote peut intervenir dans des esters de l'acide nitrique. Ces esters portent également le nom de nitrates :

Dans le cas d'un alcool primaire, le composé obtenu est un nitrate d'alkyle (nitrate de méthyle H₃C(ONO₂), nitrate d'éthyle C₂H₅(ONO₂) ...). Les nitrates d'alkyle ont souvent des propriétés explosives lorsqu'ils sont chauffés. La dissociation thermique de la molécule de nitrate produit du dioxyde de carbone et du diazote. C'est la libération de l'énergie de la triple liaison covalente entre les atomes qui constituent le diazote qui produit la détonation. L'exemple le plus typique est celui de la nitroglycérine CH₂(ONO₂)-CH(ONO₂)-CH₂(ONO₂).

Le nitrate de peroxyacétyle CH₃-C(=O)-OO-NO₂ (ou peroxyacétyl nitrate, PAN) est un ester de l'acide peroxyacétique CH₃-C(=O)-O-OH et de l'acide nitrique. C'est un polluant photochimique responsable de difficultés respiratoires graves.

Les nitrites d'alkyles sont des esters d'alkyle de l'acide nitreux HNO₂. Leur formule est RON=O. Le nitrite d'amyle C₅H₁₁NO₂ (dont la formule développée est (CH₃)₂CH-CH₂-CH₂ON=O) est un ester de l'alcool amylique C₅H₁₁OH (méthylbutanol) et de l'acide nitreux. C'est un vasodilatateur utilisé en pharmacie.

Base de Lewis et ligand

De par sa configuration électronique, l'azote a des capacités complexantes. L'ammoniac NH₃ est une base de Lewis. L'ammoniac et les amines sont des ligands qui interviennent dans de nombreux complexes, comme l'hexaammino cobalt [Co(NH₃)₆]³⁺. L'ion NO^2- est lui aussi un ligand. On le trouve par exemple dans le sel rouge de Roussin K₂[Fe₂S₂(NO)₄]. Le nitritopentaammino cobalt (formule [Co(NH₃)₅(ONO)]²⁺) combine ligand ammino et nitrito ONO^-. Dans le cas du ligand nitrito, la liaison de coordination est portée par un atome d'oxygène et non par l'atome d'azote. C'est également le cas pour le ligand cyanoCN^- : c'est l'atome de carbone qui porte la liaison de coordination (tétracyanocuprate [Cr(CN)₄]^2-). Pour plus de détails, on se reportera au post sur les complexes.

L'azote joue un rôle essentiel en chimie organique (voir le post à ce sujet). Les acides aminés sont les composants élémentaires des protéines. Au sein des cellules, les acides nucléiques (ADN, ARN) sont caractérisés par les bases azotées qu'ils portent.