L’azote est un gaz sans vie, indispensable à la vie. Azote (N) : si important, si nécessaire

L'azote est un gaz légèrement soluble dans l'eau et n'a ni couleur, ni odeur, ni goût. Sous forme libre, l'azote peut être utilisé dans diverses industries industrie. Examinons de plus près les industries qui utilisent de l'azote.

Métallurgie

• Pendant le recuit, frittage avec de la poudre métallique.
• Avec durcissement neutre, soudure dure.
• Lors de la cyanuration (l'azote est nécessaire pour protéger les métaux ferreux et non ferreux).
• L'azote joue également un rôle important dans le fonctionnement du dispositif de chargement du haut fourneau et de la machine de décapage des métaux.
• À la production de coke.

Chimie, gaz, pétrole

• L'azote gazeux est utilisé pendant le développement des puits. Il est utilisé pour réduire le niveau d’eau dans les puits. Cette méthode est très prometteuse ; elle se caractérise par sa fiabilité, ainsi que par sa facilité de contrôle et de régulation du processus dans large gamme valeurs de pression et de débit. La vidange se fait rapidement avec de l'azote gazeux puits profonds, une diminution rapide et nette, ou une diminution lente et douce de la pression dans le puits. L'azote assure le drainage de la formation et le réapprovisionnement du gaz comprimé, nécessaire à l'écoulement du liquide.
• 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 pipelines.
• Azote dans forme pure 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 et pour augmenter la productivité des craqueurs de pétrole.

Lutte contre les incendies

• L'azote a des propriétés inertes, grâce auxquelles il est possible de déplacer l'oxygène et d'empêcher les réactions d'oxydation. La combustion est, par essence, 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 une réaction chimique avec une grande quantité de chaleur générée. En utilisant de l'azote, cette situation peut être évitée. Si la concentration d’azote dans l’environnement est de 90 %, aucun incendie ne se produira.
• Les usines d’azote fixes et les stations mobiles de production d’azote peuvent prévenir efficacement les incendies. Avec leur aide, un incendie peut également être éteint avec succès.

Médecine

• En recherche en laboratoire, pour analyses hospitalières.

Industrie minière

• Dans les mines de charbon, l’azote est également nécessaire à la lutte contre les incendies.

Médicaments

• L’azote est utilisé pour conditionner, transporter et déplacer l’oxygène provenant de divers réservoirs de produits.

Industrie alimentaire

• L'azote est nécessaire à la manipulation, au stockage et au conditionnement des produits alimentaires (notamment les fromages et les produits gras et huileux, très rapidement oxydés par l'oxygène), à ​​augmenter leur durée de conservation, mais aussi à préserver le goût de ces produits.
• Un mélange d’azote et de dioxyde de carbone aide à empêcher les bactéries de se multiplier.
• L'azote, créant un environnement inerte, aide à protéger les aliments des insectes nuisibles.
• L'azote agit comme un diluant pour créer mélange gazeux.

Industrie des pâtes et papiers

• L'azote est utilisé dans les procédés à faisceau cathodique sur le papier, le carton et même certains articles en bois pour polymériser. revêtements de vernis. Cette méthode permet de réduire le coût des photoinitiateurs, de réduire les émissions de composés volatils et d'améliorer la qualité du traitement.

Ainsi, de nombreuses industries utilisent de l’azote. Et tout cela prouve sa polyvalence et sa pertinence.

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 ses consonnes sont utilisés dans de nombreux pays : en France, en Italie, en Russie, en Turquie, dans certains pays slaves orientaux et 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, soit environ 78 % (en volume) dans l'air. Gisements de minéraux qu'il contient - par exemple, salpêtre chilien (nitrate de sodium), salpêtre indien (nitrate de potassium) surtout sont déjà épuisés, donc 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, est ignifuge et antidéflagrant, peu soluble dans l'eau et l'alcool et non toxique. Conduit mal la chaleur et l’électricité. À des températures inférieures à -196 °C, il devient d'abord liquide puis solide. L'azote liquide est un liquide transparent et mobile.

La molécule d'azote est très stable, de sorte que le réactif chimique est en grande partie inerte, réagissant dans des conditions normales uniquement avec les complexes de lithium, de césium et de métaux de transition. Pour effectuer des réactions avec d'autres substances, vous avez besoin conditions particulières: température et pression très élevées, 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, des acides nucléiques, de l'hémoglobine, de la chlorophylle et de nombreux autres composés biologiquement importants. 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 des inscriptions grandes et claires. jaune. Le réactif liquide est conservé dans des flacons de Dewar (un thermos à double paroi, avec un placage argenté à l'intérieur et un vide entre les parois).

Danger d'azote

Dans des conditions normales, l'azote n'est pas nocif pour les humains et les animaux, mais lorsqu'il hypertension artérielle provoque une intoxication narcotique et, en cas de manque d'oxygène, provoque une suffocation. Un accident de décompression très dangereux est associé à l'azote et à son effet sur le sang humain lors d'une forte diminution de la pression.

Tout le monde l'a probablement vu au moins une fois dans des films ou des séries télévisées, comment l'azote liquide gèle instantanément les personnes ou verrouille les barres, les coffres-forts, etc., après quoi ils deviennent fragiles et se brisent facilement. En fait, l’azote liquide gèle assez lentement en raison de sa faible capacité thermique. C'est pourquoi il ne peut pas être utilisé pour congeler des personnes en vue d'une décongélation ultérieure - il n'est pas possible de congeler l'ensemble du corps et des organes de manière uniforme et simultanée.

L'azote appartient aux pnictogènes - éléments chimiques du même sous-groupe du tableau périodique que lui-même. Outre l'azote, les pnictogènes comprennent le phosphore, l'arsenic, l'antimoine, le bismuth et le muscovium obtenu artificiellement.

L'azote liquide est un matériau idéal pour éteindre les incendies, notamment ceux impliquant des objets de valeur. Après extinction à l'azote, il ne reste plus d'eau, de mousse, de 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 est produit l'acide nitrique, largement utilisé dans diverses industries.
— En agriculture, les composés azotés sont utilisés comme engrais et l'azote lui-même est utilisé pour meilleure conservation légumes dans les magasins de légumes.
— Pour la production explosifs, détonateurs, carburant pour engins spatiaux (hydrazine).
— Pour la production de colorants et de médicaments.
— Lors du pompage de substances inflammables dans des canalisations, dans des mines, dans des appareils électroniques.
— Pour éteindre le coke en métallurgie, pour créer une atmosphère neutre dans les processus industriels.
— Pour purger les canalisations et les réservoirs ; éclatement des couches dans les mines ; pomper du carburant dans des fusées.
— Pour injection dans les pneus d'avions, parfois dans les pneus de voitures.
- Pour la production de céramiques spéciales - le nitrure de silicium, qui présente une résistance mécanique, thermique, chimique accrue et de nombreuses autres caractéristiques utiles.
— Supplément nutritionnel E941 est utilisé pour créer un environnement conservateur dans les emballages qui empêche l'oxydation et le développement de micro-organismes. L'azote liquide est utilisé pour la mise en bouteille de boissons et d'huiles.

L'azote liquide est utilisé comme :

— Réfrigérant dans les cryostats, les unités à vide, etc.
— En thérapie cryogénique en cosmétologie et en médecine, pour réaliser certains types de diagnostics, pour conserver des échantillons de biomatériaux, sperme, 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 s’éteint.

AZOTE (Azotenium, N)- élément chimique du groupe V tableau périodiqueéléments de D.I. Mendeleïev, atome, numéro 7, masse atomique 14,0067. Découvert par D. Rutherford en 1772. Les isotopes suivants de l'azote sont connus (tableau).

DANS diverses connexions l'azote a une valence variable, qui peut être égale à - 3, +1, +2, +3, +4 et +5.

Répartition dans la nature. Teneur totale en azote dans la croûte terrestre est d'environ 0,016 en poids. %. La majeure partie se trouve dans l'air sous forme moléculaire libre - N 2. L'air sec contient en moyenne 78,09 % en volume (soit 75,6 % en poids) d'azote libre. En quantités relativement faibles, l'azote libre est dissous dans les eaux océaniques. L'azote sous forme de composés avec d'autres éléments (azote fixe) fait partie de tous les organismes végétaux et animaux.

La vie est inextricablement liée aux propriétés d'un complexe facilement changeant substances azotées- les protéines. En moyenne, les protéines contiennent 15 à 17 % d'azote. Lorsque les organismes meurent, leurs composés azotés complexes sont convertis en davantage connexions simples: ammoniac, sels d'ammonium, nitrites et nitrates. Tous les composés azotés, organiques et inorganiques, présents dans le sol sont collectivement appelés « azote du sol ».

Obtenir de l'azote

Dans les laboratoires, l'azote pur est généralement obtenu en chauffant une solution aqueuse concentrée de nitrate d'ammonium ou une solution d'un mélange de chlorure d'ammonium et de nitrate de sodium :

NH 4 Cl + NaNO 2 = N 2 + NaCl + 2H 2 O.

En technologie, l'azote mélangé à jusqu'à 3 % d'argon est obtenu par distillation fractionnée de l'air liquide.

Propriétés de l'azote

À l'état libre, l'azote est un gaz incolore, inodore et insipide, constitué de molécules diatomiques - N 2. Son poids est de 1 litre à t° 0° et pression 760 mm Hg. Art. égal à 1,2506 g, t° balle - 195,8°, t° pl - 209,86° ; densité du liquide A. 0,808 (à t° - 195,8°), solide - 1,026 (à t° - 255°). Dans 1 ml d'eau à t° 0°, 20° et 38° et une pression partielle d'azote égale à 760 mm, on dissout respectivement 0,0235, 0,0154 et 0,0122 ml d'azote.

La solubilité de l’azote dans le sang est moindre ; à t° 38°, elle est de 0,0110 ml A. Aux faibles pressions partielles d'azote, sa solubilité dans le sang est légèrement supérieure à celle dans l'eau.

Dans des conditions normales, l'azote est physiologiquement inerte, mais lors de l'inhalation d'air comprimé à 2-2,5 atm, un état appelé narcose à l'azote se produit, semblable à une intoxication alcoolique. Ce phénomène peut se produire lors d'opérations de plongée (voir) à plusieurs dizaines de mètres de profondeur. Pour éviter l'apparition d'une telle condition, des mélanges de gaz artificiels sont parfois utilisés, dans lesquels l'azote est remplacé par de l'hélium ou un autre gaz inerte. Avec une diminution brutale et significative de la pression partielle de l'azote, sa solubilité dans le sang et les tissus diminue tellement qu'une partie est libérée sous forme de bulles, ce qui est l'une des causes des accidents de décompression observés chez les plongeurs lorsqu'ils remonter à la surface et chez les pilotes à des vitesses de décollage élevées des avions dans la haute atmosphère (voir Maladie de décompression).

Application d'azote

L'azote libre, en tant que gaz chimiquement inactif, est utilisé dans la pratique et la technologie de laboratoire dans tous les cas où la présence d'oxygène dans l'atmosphère environnante est inacceptable ou indésirable, par exemple lors de la réalisation d'une expérience biologique dans des conditions anaérobies, lors du transfert de grandes quantités d'oxygène. liquides inflammables (pour éviter les incendies), etc. La majeure partie de l'azote libre est utilisée dans l'industrie pour la synthèse de l'ammoniac, du cyanamide calcique et de l'acide nitrique, qui sont les matières premières pour la production d'engrais azotés, d'explosifs, de peintures, de vernis, de produits pharmaceutiques et plus encore.

Composés azotés

L'azote libre est chimiquement inerte aux températures ordinaires ; À haute température, il se combine avec de nombreux éléments.

Avec l'hydrogène, l'azote forme un certain nombre de composés dont les principaux sont les suivants :

3. L'acide hydronitreux (HN 3) est un liquide incolore bouillant à t° 37° avec odeur âcre. Explose avec grande force lorsqu'il est chauffé. DANS solutions aqueuses stable et présente les propriétés d’un acide faible. Ses sels - les azotures - sont instables et explosent lorsqu'ils sont chauffés ou impactés. L'azoture de plomb Pb(N 3) 2 est utilisé comme détonateur. L'inhalation des vapeurs de HN3 provoque de graves maux de tête et une irritation des muqueuses.

Avec l'oxygène, l'azote forme cinq oxydes.

1. Le protoxyde d'azote, ou gaz hilarant (N 2 O), est un gaz incolore, obtenu en chauffant (au-dessus de 190°) du nitrate d'ammonium :

NH 4 NO 3 = N 2 O + 2H 2 O. Lorsqu'il est mélangé avec de l'oxygène, le protoxyde d'azote est utilisé comme un médicament faible qui provoque une intoxication, une euphorie et un atténuement de la sensibilité à la douleur. Utilisé pour l'anesthésie par inhalation (voir).

2. L'oxyde nitrique (NO) est un gaz incolore, peu soluble dans l'eau ; en laboratoire, il est obtenu par action de l'acide nitrique de concentration moyenne sur le cuivre :

8HNO 3 + 3Cu = 2NO + 3Cu (NO 3) 2 + 4H 2 O, en technologie - en soufflant de l'air à travers une flamme arc électrique. Dans l'air, il s'oxyde instantanément, formant des vapeurs rouge-brun de dioxyde d'azote ; avec ce dernier, il provoque une intoxication de l'organisme (voir ci-dessous - Risques professionnels des composés azotés).

3. Le dioxyde d'azote (NO 2) est un gaz rouge-brun qui a une odeur caractéristique et est constitué de dioxyde d'azote lui-même et de son polymère incolore - le tétroxyde d'azote (N 2 O 4) - l'anhydride nitreux. Le dioxyde d'azote se condense facilement en un liquide rouge-brun, bouillant à t° 22,4° et se solidifiant à t° - 11° en cristaux incolores. Se dissout dans l'eau pour former des acides nitreux et nitrique :

2NO 2 + H 2 O = HNO 2 + HNO 3.

Est un agent oxydant puissant et poison dangereux. Le dioxyde d'azote se forme lors de la production d'acide nitrique, lors de réactions de nitration, de gravure de métaux, etc., et constitue donc un poison professionnel.

4. Le trioxyde d'azote, anhydride nitreux (N 2 O 3), est un liquide bleu foncé qui se solidifie à t° - 103° en cristaux bleus. Stable seulement quand basses températures. Avec l'eau, il forme de l'acide nitreux faible et fragile, avec des alcalis - des sels d'acide nitreux - des nitrites.

5. Le pentoxyde d'azote, anhydride nitrique (N 2 O 5), est constitué de cristaux prismatiques incolores d'une densité de 1,63, fondant à une température de 30° en un liquide jaune légèrement décomposé ; la décomposition est favorisée par la chaleur et l’exposition à la lumière. Le point d'ébullition est d'environ 50°. Avec l'eau, il forme un acide nitrique fort et assez stable, avec des alcalis - les sels de cet acide - des nitrates.

Lorsqu'il est chauffé, l'azote se combine directement avec de nombreux métaux, formant des nitrures métalliques, par exemple Li3N, Mg 3 N 2, AlN, etc. Beaucoup d'entre eux se décomposent avec l'eau pour former de l'ammoniac, par exemple

Mg 3 N 2 + 6H 2 O = 2NH 3 + 3Mg(OH) 2.

L'azote est inclus dans grand nombre les composés organiques, parmi lesquels les alcaloïdes, les acides aminés, les amines, les composés nitrés, les composés cyanurés et les composés naturels les plus complexes - les protéines, revêtent une importance particulière.

Fixation de l'azote atmosphérique. Au fil du temps, les matières premières permettant d'obtenir une variété de composés azotés nécessaires à agriculture, l'industrie et les affaires militaires, servaient du salpêtre naturel chilien et de l'ammoniac obtenu par distillation sèche charbon. Avec l’épuisement des gisements de salpêtre chiliens, l’humanité était menacée d’une « famine d’azote ». Le problème du manque d’azote a été résolu à la fin du XIXe et au début du XXe siècle grâce au développement d’un certain nombre de méthodes industrielles de fixation de l’azote atmosphérique. Le plus important d'entre eux est la synthèse de l'ammoniac selon le schéma :

Détermination de l'azote

Pour déterminer l'azote libre, le gaz analysé est mis en contact avec du magnésium chauffé ; en présence d'azote, il se forme du nitrure de magnésium qui, avec l'eau, produit de l'ammoniac.

Cycle de l'azote

L'azote est l'élément biogénique le plus important nécessaire à la construction des protéines et des acides nucléiques. Cependant, l’azote atmosphérique n’est pas disponible pour les animaux et la plupart des plantes. Par conséquent, dans le cycle de l'azote, le processus de sa fixation biologique (fixation de l'azote moléculaire atmosphérique) est d'une importance primordiale. La fixation de l'azote est réalisée par des micro-organismes fixateurs d'azote, par exemple des bactéries du genre Rhizobium, ou des bactéries nodulaires vivant en symbiose (voir) avec des légumineuses (pois, luzerne, soja, lupin et autres), sur les racines desquelles se trouvent des nodules formé contenant des bactéries capables d'assimiler l'azote moléculaire. Les fixateurs d'azote symbiotiques comprennent également certains actinomycètes qui vivent dans les nodules racinaires de l'aulne, de l'oléastre, de l'argousier, etc. Certains micro-organismes libres qui vivent dans le sol, les plans d’eau douce et salée sont également des fixateurs d’azote actifs. Il s'agit d'une bactérie anaérobie sporulée Clostridium (Clostridium pasteurianum), découverte par S. N. Vinogradsky, bactérie aérobie- Azotobacter (voir Azotobacter). De plus, les mycobactéries, certains types d'algues bleu-vert (Nostoc, Anabaena, etc.), ainsi que les bactéries photosynthétiques, ont la capacité d'assimiler l'azote moléculaire.

Les bactéries nodulaires sont de la plus haute importance pour enrichir le sol en azote. Grâce à l'activité de ces bactéries, 100 à 250 kg/ha par saison sont introduits dans le sol ; algues bleu-vert sur rizières fixer jusqu'à 200 kg/ha d'azote par an. Les bactéries libres fixatrices d'azote fixent plusieurs dizaines de kilogrammes d'azote par hectare de sol.

S. N. Vinogradsky fut le premier à suggérer (1894) que le produit initial du processus de fixation biologique de l'azote est l'ammoniac. Cette hypothèse est désormais pleinement confirmée. Il a été prouvé que la conversion du N 2 en NH 3 est un processus enzymatique. L'enzyme qui effectue ce processus (nitrogenase) est composée de deux composants protéiques, n'est active qu'en l'absence d'oxygène et le processus lui-même se produit grâce à l'énergie de l'acide adénosine triphosphorique (ATP). Les plantes, ainsi que les micro-organismes, convertissent ensuite l'azote ammoniacal inorganique en ses composés organiques (acides aminés, protéines, acides nucléiques, etc.), et sous cette forme, il devient disponible pour les animaux et les humains, étant inclus dans les processus métaboliques se produisant dans leur corps. L'azote organique des animaux et des plantes pénètre dans le sol (avec les excrétions animales ou les produits de leur décomposition) et est traité par divers vers, mollusques, nématodes, insectes et micro-organismes qui y vivent. Les micro-organismes du sol - ammonifiants (bactéries putréfactives, certains actinomycètes et champignons) - minéralisent à leur tour l'azote organique du sol (les corps des animaux et des plantes, engrais organiques, humus) en ammonium. L'ammonification est un complexe de processus enzymatiques se déroulant principalement en deux étapes : l'hydrolyse des protéines et des acides nucléiques en acides aminés et bases azotées et la décomposition ultérieure de ces composés en ammoniac. L'ammoniac résultant est neutralisé par réaction avec les acides organiques et inorganiques contenus dans le sol. Dans ce cas, des sels d'ammonium se forment. Les sels d'ammonium et l'ammoniac subissent à leur tour une nitrification sous l'influence de bactéries nitrifiantes (découvertes en 1890 par S. N. Vinogradsky) avec formation de nitrates et de nitrites.

Les processus de nitrification et d’ammonification fournissent aux plantes des composés azotés facilement digestibles. Les sels et nitrates d'ammonium sont absorbés par les plantes et les micro-organismes et se transforment en composés organiques azotés. Cependant, une partie de l'azote est transformée en azote moléculaire dans le sol à la suite du processus de dénitrification effectué par des micro-organismes vivant dans le sol - les dénitrifiants (Fig.). Les bactéries dénitrifiantes sont répandues dans la nature, présentes en grand nombre dans le sol, le fumier et en plus petit nombre dans les rivières, les lacs et les mers. Les dénitrifiants les plus courants sont les bâtonnets mobiles à Gram négatif. Il s'agit notamment de la bactérie fluorescens, de B. denitrificans, de B. pyocyaneum et d'autres.

Le processus de dénitrification entraîne une perte d'azote disponible pour les plantes, cependant, le processus constant de fixation de l'azote compense dans une certaine mesure ces pertes, et dans conditions connues(en particulier lorsque le sol est riche en substances organiques dépourvues d'azote) et enrichit considérablement le sol en azote fixe.

En général, l'effet combiné des processus de fixation, de nitrification et de dénitrification de l'azote est d'une grande importance biogéochimique, contribuant à maintenir un équilibre dynamique entre la teneur en azote moléculaire de l'atmosphère et l'azote lié du sol, de la flore et de la faune.

Le cycle de l’azote joue donc un rôle essentiel dans le maintien de la vie sur Terre.

Risques professionnels des composés azotés

Les composés azotés les plus nocifs sur le plan professionnel comprennent l'acide nitrique (voir), l'ammoniac (voir), les composés aminés (voir Amines) et les composés amido (voir Amides), ainsi que les mélanges d'oxydes d'azote ou de nitrogases (N 2 O, NO, NO 2, N 2 O 4 et N 2 O 5). Ces derniers se forment lors de la production et de l'utilisation de l'acide nitrique (au cours de son interaction avec divers métaux ou substances organiques), lors de l'oxydation thermique de l'azote de l'air lors du soudage électrique et au gaz, du fonctionnement des moteurs diesel et à carburateur, de la combustion de combustible dans de puissantes chaufferies, ainsi que lors d'opérations de dynamitage, etc. Caractère général L'effet des gaz nitrogènes sur le corps dépend de la teneur en divers oxydes d'azote dans le mélange gazeux. Fondamentalement, l’empoisonnement se produit par une action de type irritant ou nitrite. Lorsque les oxydes d'azote entrent en contact avec la surface humide des poumons, des acides nitrique et nitreux se forment, qui attaquent le tissu pulmonaire, provoquant un œdème pulmonaire. Dans le même temps, des nitrates (voir) et des nitrites (voir) se forment dans le sang, affectant directement vaisseaux sanguins, les dilatant et provoquant une diminution de la pression artérielle. Les nitrites, interagissant avec l'oxyhémoglobine, la convertissent en méthémoglobine, provoquant une méthémoglobinémie (voir). Une conséquence courante de l’action des oxydes d’azote est le manque d’oxygène.

Une exposition professionnelle à certains oxydes d'azote peut survenir (voir ci-dessous).

Oxyde nitreux. De fortes concentrations provoquent des acouphènes, une asphyxie et une perte de conscience. La mort survient par paralysie du centre respiratoire.

L'oxyde nitrique agit sur le système central système nerveux, affecte l'hémoglobine (convertit l'oxyhémoglobine en méthémoglobine).

En cas d'intoxication légère à l'oxyde nitrique, faiblesse générale, somnolence, étourdissements (les symptômes sont réversibles).

En cas d'intoxication plus grave, les premiers symptômes s'intensifient, ils s'accompagnent de nausées, parfois de vomissements, et un semi-évanouissement se produit. En cas d'intoxication modérée, une faiblesse grave et des étourdissements persistent pendant de nombreuses heures, une cyanose des muqueuses et de la peau est souvent observée et une accélération du rythme cardiaque. En cas d'intoxication grave, les premiers symptômes s'atténuent souvent, mais après une rémission de 1 à 3 jours, une faiblesse et des étourdissements apparaissent, une diminution de la tension artérielle, une couleur gris-bleu des muqueuses et de la peau, une hypertrophie et une sensibilité du foie sont observé; les limites du cœur sont élargies, les sons sont étouffés, le pouls est lent. Une polynévrite et une polynévralgie surviennent. Le sang est de couleur brun chocolat et possède une viscosité élevée. Les conséquences d'une intoxication grave peuvent durer plus d'un an : altération des capacités associatives, affaiblissement de la mémoire et de la force musculaire, faiblesse générale, maux de tête, vertiges, fatigue.

Dioxyde d'azote. L'intoxication aiguë commence par une légère toux, dans les cas plus graves - avec toux sévère, sensations d'oppression dans la poitrine, maux de tête, parfois vomissements, salivation. La période d'état relativement satisfaisant dure de 2 à 18 heures. Ensuite, des signes d'œdème pulmonaire croissant apparaissent : faiblesse sévère, toux croissante, douleurs thoraciques, cyanose, râles humides abondants dans les poumons, rythme cardiaque rapide, parfois des frissons, augmentation de la température. Des troubles importants du tractus gastro-intestinal sont fréquents : nausées, vomissements, diarrhée, douleur intense dans le haut de l'abdomen. L'œdème pulmonaire se caractérise par un état grave (cyanose sévère, essoufflement sévère, pouls rapide, toux avec crachats mousseux, parfois avec du sang). La pression artérielle est normale, dans le sang il y a une augmentation du nombre de globules rouges et d'hémoglobine, une leucocytose, un ROE lent. Radiographie - transparence réduite des champs pulmonaires, dans les deux poumons grand nombre assombrissement en forme de flocons de différentes tailles. L'œdème pulmonaire toxique s'accompagne d'une hypoxémie de type « bleu » ; lorsqu'il se complique d'un collapsus, un type « gris » est observé (voir Hypoxie). Les complications de la pneumonie sont fréquentes. Mort possible. La coupe montre un œdème pulmonaire, des hémorragies, du sang liquide foncé dans le cœur et les vaisseaux sanguins. L'état de la personne empoisonnée et le pronostic se détériorent si les victimes souffraient de maladies cardiaques ou pulmonaires avant l'empoisonnement.

En cas d'intoxication chronique - chronique maladies inflammatoires supérieur voies respiratoires, bronchite chronique, emphysème, hypotension artérielle, plaque verdâtre sur les dents, destruction des couronnes incisives.

L'anhydride d'acide nitreux agit sur le corps de la même manière que l'oxyde nitrique et ses autres oxydes inférieurs.

Premiers secours en cas d'intoxication par des composés azotés- déplacer la victime vers air frais; assurer un repos complet et une inhalation d'oxygène. Selon les indications - médicaments cardiaques, en cas d'arrêt respiratoire - lobéline. Puis transport obligatoire de la victime en décubitus dorsal jusqu'à l'hôpital. En cas de signes d'œdème pulmonaire naissant, administrer par voie intraveineuse 10 à 20 ml d'une solution de chlorure de calcium à 10 %, 20 ml d'une solution de glucose à 40 % avec de l'acide ascorbique (500 mg), oxygénothérapie.

Le traitement de l'œdème pulmonaire développé dépend du type d'hypoxémie. Pour le type « bleu » - administration intermittente d'oxygène (le carbogène est contre-indiqué), saignée (200-300 ml), si nécessaire - répétez-la après 6-8 heures ; des médicaments sont recommandés pour réduire pression artérielle, médicaments cardiaques. Pour le type d'anoxémie « grise » - stimulation du centre respiratoire et vasomoteur par inhalation intermittente de carbogène, caféine, éphédrine, intraveineuse 50-100 ml de solution de glucose à 40 %. La saignée est contre-indiquée.

Pour la prévention et le traitement de la pneumonie, prescription précoce de sulfamides et d'antibiotiques.

Prévention: protection individuelle - masques à gaz filtrants des marques V, M, KB, gants et bottes résistants aux acides, lunettes étanches, vêtements spéciaux. Étanchéité complète requise équipement de production où les gaz nitrogènes peuvent se former et être libérés, abritant les sources fixes de rejet de ces gaz, un système de ventilation local.

La concentration maximale admissible d'oxydes d'azote dans l'air des locaux de travail est de 5 mg/m 3 (en termes de NO 2), en air atmosphérique tassements 0,085 mg/m 3 ou 0,4 mg/m 3 (pour l'acide nitrique).

Le dosage des oxydes d'azote dans l'air repose sur l'absorption du dioxyde d'azote et du tétroxyde d'azote par une solution d'iodure de potassium et le dosage colorimétrique de l'acide nitreux obtenu avec le réactif de Griess-Iloshvai.

Bibliographie: Nekrasov B.V. Fondamentaux chimie générale, tome 1, p. 377, M., 1969 ; Rémi G. Cours de chimie inorganique, trans. avec l'allemand, vol. 1, p. 560, M., 1972.

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Azote Incolore et non toxique, inodore et insipide. L'azote existe dans la nature sous forme de gaz ininflammable lorsque températures normales et la pression. Ce gaz (azote) est un peu plus léger que l’air, sa concentration augmente donc avec l’altitude. Lorsqu'il est refroidi jusqu'à son point d'ébullition, l'azote se transforme en un liquide incolore qui, à certaines pressions et températures, devient un solide cristallin incolore. L'azote est légèrement soluble dans l'eau et dans la plupart des autres liquides et est un mauvais conducteur d'électricité et de chaleur.

La plupart des utilisations de l’azote sont dues à ses propriétés inertes. Cependant, à des pressions et des températures élevées azote réagit avec certains métaux actifs, par exemple avec le lithium et le magnésium, formant des nitrures, ainsi qu'avec certains gaz comme l'oxygène et l'hydrogène.

Faits de base sur l'azote : historique de la découverte et propriétés de base

Azote (N2)- l'une des substances les plus courantes sur Terre. Il représente 75 % de l'atmosphère de notre planète, alors que la part d'oxygène qu'elle contient n'est que de 22 %.

Curieusement, les scientifiques pendant longtemps Je ne connaissais pas l'existence de ce gaz. Ce n’est qu’en 1772 que le chimiste anglais Daniel Rutherford le décrit comme un « air vicié », incapable d’entretenir la combustion, insensible aux alcalis et impropre à la respiration. Le mot lui-même " azote"(du grec - "sans vie") a été proposé 15 ans plus tard par Antoine Lavoisier.

Dans des conditions normales, c'est un gaz incolore, inodore et insipide, plus lourd que l'air et pratiquement inerte. À une température de -195,8 °C, il passe à l’état liquide ; à -209,9 °C - cristallise, ressemblant à de la neige.

Applications d'azote

Actuellement, azote a trouvé une large application dans toutes les sphères de l’activité humaine.

Ainsi, l'industrie pétrolière et gazière l'utilise pour réguler le niveau et la pression dans puits de pétrole, déplaçant l'oxygène des réservoirs de stockage gaz naturel, purge et test des pipelines. L'industrie chimique en a besoin pour la production d'engrais et la synthèse d'ammoniac, ainsi que la métallurgie pour un certain nombre de procédés technologiques. Grâce au fait que l'azote déplace l'oxygène, mais n'entretient pas la combustion, il est utilisé en extinction d'incendie. DANS industrie alimentaire le conditionnement des produits sous atmosphère d'azote remplace l'utilisation de conservateurs, évite l'oxydation des graisses et le développement de micro-organismes. De plus, cette substance est utilisée en pharmacie pour obtenir divers médicaments et dans diagnostic de laboratoire- réaliser un certain nombre d'analyses.

L'azote liquide peut tout geler en quelques secondes, sans former de cristaux de glace. C’est pourquoi les médecins l’utilisent en cryothérapie pour éliminer les cellules mortes, ainsi que pour la cryoconservation de spermatozoïdes, d’ovules et d’échantillons de tissus.

C'est intéressant que :

• La glace instantanée à base d'azote liquide a été inventée en 1998 par le biologiste Curt Jones alors qu'il s'amusait avec des amis en cuisine. Par la suite, il fonde une entreprise produisant ce dessert très demandé par les gourmands américains.
• L'industrie mondiale reçoit chaque année 1 million de tonnes de ce gaz provenant de l'atmosphère terrestre.
• La main d’une personne, immergée dans un verre d’azote liquide pendant 1 à 2 secondes, restera indemne grâce au « gant » de bulles de gaz qui se forment lorsque le liquide bout aux points de contact avec la peau.

Il est difficile de parler des propriétés chimiques d’un élément aussi peu actif que l’azote.

Contrairement à l'oxygène, qui réagit avec presque tous les éléments présents dans la nature, l'azote gazeux température ambiante se combine avec un seul élément - le lithium, formant ainsi du nitrure de lithium (N2 + 6Li = 2LiзN).

L'azote réagit avec d'autres éléments chimiques uniquement à haute température, haute pression et en présence d'un catalyseur.

Avec les métaux, comme dans le cas du lithium, l'azote donne des nitrures, dans lesquels il est généralement trivalent. La formation de nitrures se produit à des températures élevées, avec l'interaction directe de l'azote élémentaire avec le métal chaud.

Il y a une réaction dont le déroulement semble réfuter faible activité azote. Il s'agit de la réaction de formation de nitrure d'aluminium à partir d'oxyde d'aluminium et d'azote à haute température (Al2O3 + N2 + 3C = 2AlN + 3CO). Il peut sembler que dans cette réaction l'azote soit plus actif que l'oxygène et qu'à haute température il parvienne à extraire l'aluminium de l'oxygène.

En fait, ce n’est pas le cas. En l'absence de carbone, l'azote n'est pas capable de déplacer l'oxygène de l'oxyde d'aluminium, tout comme sans azote, il est impossible d'obtenir du monoxyde de carbone à partir de l'oxyde d'aluminium et du charbon. Le fait est que dans un mélange chaud d'oxyde d'aluminium et de charbon en présence d'azote, conditions favorables pour produire du monoxyde de carbone avec la formation simultanée de nitrure d'aluminium assez stable.

Si l'azote passe à travers un mélange chauffé de soude et de charbon, le résultat est de l'acide cyanhydrique de sodium ou du cyanure de sodium et du monoxyde de carbone.

(Na2CO3 + 4C + +N2 = 2NaCN + 3CO).

L'azote est assez facilement absorbé par le carbure de calcium chaud (CaC2), formant un produit technique important - la cyanamide de calcium

(CaC2 + N2 = Ca(CN)2 + C).

Il existe d’autres réactions qui semblent inhabituelles pour l’azote. À haute température, l'uranium se combine si violemment avec l'azote qu'il semble que l'uranium brûle dans une atmosphère d'azote de la même manière que le fil de fer brûle dans l'oxygène. Le césium chaud réagit également violemment avec l'azote.

Les nitrures métalliques sont très instables et se décomposent en hydrates métalliques et en ammoniac (AlN + + 3H2O = Al (OH)3 + NH3). L'oxyde nitrique est un gaz incolore, plus lourd que l'air, insoluble dans l'eau et un oxyde non salifiant. Il réagit immédiatement avec l'oxygène et produit du dioxyde d'azote (2NO + 02 = 2N02).

En laboratoire, l'oxyde nitrique est produit par l'action de l'acide nitrique sur le cuivre. Si vous déposez plusieurs morceaux de cuivre dans un flacon rempli d'acide nitrique dilué, des bulles de gaz incolore - l'oxyde nitrique - commenceront immédiatement à se libérer. Si vous collectez de l'oxyde d'azote dans un cylindre et le laissez ouvert, le gaz dans le cylindre commencera à brunir à partir de la surface et progressivement la couche brune augmentera, se déplaçant plus profondément dans le cylindre. Cet oxyde nitrique est oxydé en dioxyde d'azote par l'oxygène atmosphérique.

L'ammoniac (NH3) est le composé le plus simple de l'azote et de l'hydrogène. De tous les composés chimiques de l’azote, l’ammoniac est le produit industriel le plus important. Actuellement, l'application la plus large dans l'industrie est l'ammoniac obtenu directement à partir d'azote gazeux et d'hydrogène (N2 + 3H2 = 2NНз).

Cette réaction, comme le montre l'équation, est réversible, c'est-à-dire qu'elle peut se dérouler à la fois dans le sens de la formation d'ammoniac et dans le sens de sa décomposition en azote et hydrogène. Forcer la réaction à aller vers la formation d'ammoniac avec la vitesse requise, il faut sélectionner le plus conditions favorables. De telles conditions sont une température et une pression élevées, ainsi qu'un catalyseur approprié.

Les composés chimiques extrêmement importants de l’azote sont ses composés oxygénés.

Cinq oxydes d'azote différents sont connus : le protoxyde d'azote, ou gaz hilarant (N20), où l'azote est monovalent ; l'oxyde nitrique (NO), dans lequel l'azote est divalent ; anhydride nitreux, ou trioxyde d'azote (N2Оз), - dans ce composé, l'azote est trivalent ; le dioxyde d'azote (N02), où l'azote est tétravalent, et enfin l'anhydride nitrique, ou pentoxyde d'azote (N20s), dans lequel l'azote est pentavalent.

Le protoxyde d'azote (N20) ne peut pas être obtenu à partir de l'oxygène et de l'azote gazeux, il est formé à partir du nitrate d'ammonium qui, lorsqu'il est légèrement chauffé, se décompose en protoxyde d'azote et en eau (NH4NO3 = N20 + 2H2O).

L'oxyde nitreux est un gaz incolore, a un goût sucré et est faible odeur agréable. Les propriétés de ce gaz ont été étudiées par le chimiste anglais M. Davy. En 1799. Intéressé par l'action divers gaz sur le corps humain, Davy les testait généralement sur lui-même. Lorsqu’il a inhalé du protoxyde d’azote, il est devenu excité, accompagné de rires. Pour ces propriétés, le protoxyde d’azote était appelé gaz hilarant. Il a été découvert plus tard qu'en cas d'inhalation prolongée de protoxyde d'azote, une perte de conscience se produisait.

L'oxyde nitrique (NO) est produit en combinant de l'azote avec de l'oxygène à très haute température dans une étincelle électrique (N2 +02 = 2NO). Cette réaction est réversible, c'est-à-dire qu'avec la formation d'oxyde nitrique, sa décomposition se produit. Une étincelle électrique peut produire une quantité relativement faible d’oxyde d’azote. Dans la nature, même en petites quantités, l'oxyde nitrique se forme à partir de l'oxygène et de l'azote présents dans l'air lors d'un orage.

L'oxyde nitrique est un gaz incolore, plus lourd que l'air, insoluble dans l'eau et un oxyde non salifiant. Il réagit immédiatement avec l'oxygène et produit du dioxyde d'azote (2NO + 02 = 2N02).

En laboratoire, l'oxyde nitrique est produit par l'action de l'acide nitrique sur le cuivre. Si plusieurs morceaux de cuivre tombent dans un flacon rempli d'acide nitrique dilué, des bulles d'un gaz incolore - l'oxyde d'azote - commenceront immédiatement à se libérer. Si vous collectez de l'oxyde d'azote dans un cylindre et le laissez ouvert, le gaz dans le cylindre commencera à brunir à partir de la surface et progressivement la couche brune augmentera, se déplaçant plus profondément dans le cylindre. Cet oxyde nitrique est oxydé en dioxyde d'azote par l'oxygène atmosphérique.

Le dioxyde d'azote (N02) est un gaz une fois et demie plus lourd que l'air. Lorsqu'il est refroidi en dessous de zéro, il se transforme en un liquide jaunâtre et, à une température de -10°, il forme une masse cristalline incolore. Le dioxyde d'azote est très soluble dans l'eau et, en réagissant avec lui, produit des acides nitrique et nitreux (2N02 + H2O = НNO3 + HN02). Anhydride nitreux, ou trioxyde d'azote (N2O3), à température ambiante et pression atmosphérique un composé gazeux peu stable qui se décompose en oxyde d'azote et en dioxyde d'azote. Mais l'anhydride nitreux ne se décompose pas complètement : un équilibre s'établit entre les trois substances gazeuses, dans lesquelles subsistent 10,5 % de trioxyde d'azote non décomposé.

L'anhydride nitrique (N20) n'existe qu'à des températures supérieures à 450-500°C. En dessous de cette température, il se liquéfie et à 300 °C il se solidifie en formant des cristaux incolores.

L'ammoniac est l'un des composés dont l'importance pour les domaines inorganiques et organiques de la chimie est extrêmement grande. Qu'il suffise de dire que l'écrasante majorité des composés azotés sont obtenus avec la participation d'ammoniac. Grâce à la capacité espèce individuelle les bactéries et, probablement, les plantes convertissent l'azote de l'air en ammoniac, la forme de vie existante apparue sur Terre.

Dans certaines de ses propriétés, l’ammoniac est similaire à l’eau. Certes, à température ambiante ordinaire, c'est un gaz caustique incolore (rappelez-vous l'odeur de l'ammoniac), mais l'eau peut aussi être gazeuse.

L'ammoniac est facile à liquéfier. Pour ce faire, il suffit de le sortir à trente-cinq degrés en dessous de zéro.

Préparation de l'ammoniac La grande majorité du NH3 est obtenue de la manière suivante :

N2+3H2=2NH3+92kJ

Hydrazine. La molécule d'hydrazine - N2H4 est le produit du remplacement de l'atome d'hydrogène dans l'ammoniac par le groupe NH2 :

2NНз+ NaOCl=N2H4+NaCl+ Н2О

Cette base est plus faible que l'ammoniac.

L'hydrazine anhydre est un liquide incolore et fumant qui se solidifie à 20 °C.

Il est assez stable et ce n'est qu'à 350 °C qu'il se décompose tranquillement en N2 et NH3. Il se mélange à l'eau dans n'importe quelle proportion, ajoutant une molécule d'eau pour former l'hydrate d'hydrazine.

L'intérêt pour l'hydrazine et son importance ont immédiatement augmenté lorsqu'il s'est avéré qu'elle pouvait servir de carburant liquide pour fusée. Il brûle dans l'oxygène avec une belle flamme violette.

N2H4+02=2H20+N2+Q

L’utilisation de l’hydrazine pour les moteurs de fusée repose sur cette réaction.

Les fonctions réparatrices de l’hydrazine sont très fortes. Propriétés oxydantes dans N2H4, ils sont quasiment absents. Seuls les agents réducteurs les plus puissants peuvent transformer l'hydrazine en ammoniac, par exemple l'hydrogène au moment de leur libération :

L'acide hydronitrique a des propriétés très différentes de l'ammoniac et de l'hydrazine, bien qu'il ne contienne que des atomes d'hydrogène et d'azote.

L'acide hydronitrique est proche de l'acide acétique, mais ses sels sont solubles ainsi que les sels de l'acide chlorhydrique. L'acide lui-même est un liquide incolore et volatil avec une odeur forte et désagréable.

En pratique, l'acide et ses sels sont obtenus par réaction de l'amidure de sodium avec l'oxyde d'azote (1).