•Gaz plus léger que l’air incolore d’une odeur piquante qui provoque des larmes
•Il peut etre liquéfié par compression à température normale, a25,7°C, il s’établit l’équilibre suivant : NH3(P=10atm) NH3+5,1 Kcal T=25,7°C
•L’utilisation de l’ammoniac dans les circuits réfrigérants est basée sur cet équilibre
•Facile à liquéfier
•La solubilité dans l’eau est considérable
•Il est assez soluble dans l’alcool et l’acétone
C-Propriétés chimiques de l’ammoniac L’ammoniac est une base faible
Ligand ; il agit comme donneur de liaisons datives grâce à la présence de la paire électronique libre
Réducteur faible
L’ammoniac ne brule pas dans l’air.
L’oxydation par l’oxygène de l’air se fait en présence de catalyseurs à base de platine métallique à chaud et suivant les proportions de l’oxygène on a :
2NH3 + 5/2 O2 2 NO + 3H2O
Oxyde azotique
•Avec l’oxygène pur la combustion produit l’azote : 2NH3 + 3/2 O2 N2 + 3H2O
•Oxydant faible réagit uniquement avec les métaux très électropositifs :
2NH3 + 2 Na 2NaNH2 + H2 Amidure de sodium
•L’ammoniac est polaire c’est donc un solvant d’un certains nombre de sels (pouvoir dissolvant de l’ammoniac liquide).
L’hydrazine
•De formule chimique N2H4 et de formule semi développé NH2-NH2
C‘est un composé chimique liquide d’apparence semblable à l'eau, avec une odeur rappelant celle de l’ammoniaque, fumant à l’air.
•L’hydrazine est produite par le procédé d’OLIN RASCHIG à partir de l’hypochlorite de sodium et de l'ammoniaque :
2 NH4OH + NaO Cl NH2-NH2 +Na Cl +3H2O
•Très soluble dans l’eau
•Base faible est se comporte comme base bifonctionnelle N2H4 + H+ → [N2H5]+
[N2H5]+ + H+ → [N2H6]2+
•L'hydrazine est un réducteur très puissant, lorsqu’elle réagit avec des oxydants, divers produits azotés peuvent se former mais en général, il s'agit de diazote.
•La réaction de l'hydrazine avec le dioxygène forme du diazote et de l'eau, tout en dégageant une grande quantité de chaleur :
NH2-NH2 + O2 N2 + 2H2O
4-2-Les oxydes
L’azote forme avec l’oxygène de nombreux oxydes dans lesquels il peut adopter tous les nombres d’oxydation compris entre +1 et +5 ces oxydes sont très réactifs généralement oxydants d’autant plus énergétiques que le nombre d’oxydation de l’azote est plus élevé.
Le protoxyde d'azote (N2O) ou oxyde nitreux
Préparer par décomposition thermique du nitrate d’ammonium
NH4NO3 250°C N2O + H2O
Gaz neutre stable à température ordinaire et se décompose en N2 et O2 à 500°C
Gaz hilarant utilisé comme agent anesthésique
L’oxyde azotique (NO) ou monoxyde d'azote
Gaz incolore, peu soluble dans l’eau
Oxyde neutre
Il est important sur le plan industriel car il entre dans la fabrication industrielle de l’acide nitrique.
L’anhydride nitreux (N2O3)
Gaz instable à température ambiante, il se décompose quasi totalement en oxyde azotique(NO) et dioxyde d’azote(NO2)
Oxyde acide (c’est l’anhydride de l’acide nitreux HNO2)
Le dioxyde d'azote (NO2)
Gaz toxique rouge brun
A température normal il est sous forme de dimère (N2O4).
C’est l’anhydride mixte de l’acide nitreux et nitrique
Oxydant fort
L’anhydride nitrique (N2O5)
Obtenu par déshydratation de l’acide nitrique
2 HNO3 N2O5 + H2O P4010.
Gaz instable à température ambiante il se décompose 2N2O5 2N2O4 + O2
4-3-L’acide nitrique A-préparation
L’acide nitrique est obtenu en faisant réagir du nitrate de sodium (NaNO3) et de l’acide sulfurique concentré (H2SO4)
NaNO3 + H2SO4 150°C HNO3 + NaHSO4
La production commerciale de l’acide nitrique est faite par le procédé Ostwald et se réalise en 3 étapes à partir de l’ammoniac :
En premier, l’ammoniac est oxydé en présence d’un catalyseur comme le platine, pour former l’oxyde azotique(NO) (étape fortement exothermique) :
4NH3 + 5O2 6H2O + 4NO
Puis le monoxyde d’azote est oxydé par l’oxygène (O2) et produit du dioxyde d’azote (NO2) :
2NO + O2 2NO2
Enfin, le dioxyde d’azote est dissout dans l’eau selon la réaction : 2NO2 + H2O HNO3 + HNO2
B-Propriétés de l’acide nitrique :
L'acide nitrique (HNO3) est un liquide jaunâtre, suffocant, hygroscopique et corrosif. À température ambiante, il libère des fumées rouges ou jaunes, du fait de sa décomposition partielle en dioxyde d’azote sous l’effet de la lumière.
L’acide nitrique est un oxydant puissant;
C’est un corps peu stable se décompose facilement sous l’action de la chaleur et de la lumière :
2HNO3 2NO2 +1/2O2 +H2O
Il attaque tous les métaux sauf l’or et le platine (métaux nobles) cependant avec l’aluminium, fer, cobalt, nickel et chrome l’oxydation est arrêtée rapidement par le phénomène de passivation
C’est un acide fort
En solution aqueuse, il se dissocie complètement en un ion nitrate NO3- et un proton hydraté.
Les sels de l’acide nitrique (qui contiennent l’ion nitrate) sont appelés des nitrates. La quasi-totalité d’entre eux sont très solubles dans l’eau.
Déplace les acides faibles de leurs sels.
5-Usages
L’azote est utilisé dans :
La production de l’ammoniac, acide nitrique et les engrais azotés.
Constitution d’atmosphère inerte pour la prévention des risques d’incendie d’explosion ou d’oxydation des composés et dans la conservation des aliments (Augmente leurs durées de conservation en remplaçant l’air ambiant par l’azote)
L’azote liquide (liquide cryogénique) est utilisé dans La surgélation des aliments fragiles
Brulage des verrues et le traitement de certaine tumeur (cancer de la peau)
Conservation des tissus, ovules embryons, moelle osseuse …etc.
Les composés de l’azote entrent dans de nombreux usages :
les sels d’ammonium (nitrate, sulfate, monophosphate) sont utilisé comme fertilisants agricole
Certains nitrates organiques (nitroglycérine) sont utilisés pour soigner certaine affection cardiovasculaire
L’ammoniac est utilisé comme matière première pour la production d’engrais et d’explosifs
Le protoxyde d’azote est utilisé en anesthésie
L’ammoniaque est employée pour ces propriétés alcalines.
l’hydrazine comme carburant pour fusées.
l’acide nitrique entre dans la fabrication d’acide phosphorique, d’engrais, de matières colorantes et d’explosifs.
VI- Le phosphore : 1-Préparation
On prépare le phosphore en portant à 1400°C un mélange intime du
phosphate de calcium, la silice et du coke. Il se produit successivement les deux réactions suivantes :
Déplacement de l’anhydride phosphorique par la silice 2Ca(PO4)2 +6SiO2 P4O10 + 6 CaSiO3
Réduction de l’anhydride par le coke
P4O10 + 10C 1400°C P4 + 10 CO
2-Propriétés chimiques
Le phosphore et principalement le phosphore blanc se caractérise par sa grande oxydabilité ;
A l’air le phosphore blanc s’oxyde spontanément en anhydride phosphoreux P4O6 qui s’oxyde à son tour en anhydride
phosphorique P4O10 en émettant une lumière (c’est le phénomène de phosphorescence).
Il s’enflamme à l’air vers 50°C
En milieu basique à chaud le phosphore se dismute : 4P +3OH- +3H2O H2PO2- + PH3
ion hypophosphite phosphine
Remarque : le phosphore rouge est beaucoup moins réactif que le phosphore blanc
3-Composés du phosphore : 3-1-Les oxydes
L’anhydride phosphoreux P4O6
avec l’eau donne l’acide phosphoreux (acide phosphonique) : P4O6 + 6H2O 4H3PO3
L’anhydride phosphorique P4O 10
Est un solide qui se présente sous plusieurs formes cristallines.
Il a une grande affinité pour l’eau, sa réaction avec l’eau est une réaction progressive est fournit successivement l’acide métaphosphorique, l’acide pyrophosphorique, et l’acide orthophosphorique :
P4O10 2H2O 4HPO3 2H2O 2H4P2O7 2H2O 4H3PO4 métaphosphorique 300 pyrophosphorique
200°C orthophosphorique
La déshydratation à haute température permet de convertir l’acide ortho phosphorique en acide pyrophosphorique puis en acide métaphosphorique mais la déshydratation complète n’est pas réalisable.
L’anhydride phosphorique est utilisé comme agent déshydratant.
3-2-Les acides
L’acide hypophosphoreux (acide phosphinique) H3PO2
Le plus fort
Acide monofonctionnel Réducteur très fort
Acide phosphoreux (acide phosphonique) H3PO3
Acide bifonctionnel
Réducteur fort s’oxyde en acide phosphorique
Acide phsphorique H3PO4 Préparation :
1-par hydratation de l’anhydride phosphorique.
2-par réaction de déplacement des phosphates avec l’acide sulfurique : Ca3(PO4)2 +3H2SO4 3CaSO4 +2H3PO4
Remarque : si la quantité de l’acide sulfurique est faible il se forme le dihydrogénophosphate de calcium au lieu de l’acide phosphorique :
Ca3(PO4)2 +2H2SO4 2CaSO4 +Ca(H2PO4)2
Le mélange des deux sels de calcium produit CaSO4 et Ca(H2PO4)2 est utilisé comme engrais sous le non des superphosphates.
Propriétés :
•Acide trifonctionnel
•De force moyenne
•Oxydant faible
•Il forme trois séries de sel :
Dihydrogénophosphate MH2PO4
Hydrogénophosphate M2 HPO4
Phosphate M3 PO4 .
4-Usages :
Le phosphore à de nombreux usages :
Utilisé comme arme (bombe au phosphore)
Les monohydrogénophosphate et les dihydrogénophosphates utilisés comme engrais
Dans les pâtes dentifrices le phosphore utilisé comme agent polisseur sous forme dihydrogénophosphate et comme apporteur de fluor sous forme disodium fluorphosphate.
Les phosphates de sodium ou de potassium utilisés comme additifs stabilisant E339 etE340 (stabilisent la composition alimentaire).
Acide phosphorique utilisé comme additif alimentaire est un agent acidifiant des boissons gazeuses E338
Sur le plan médical de nombreux médicaments sont faits avec le phosphore soit seul soit en combinaisons avec d’autres éléments exemple :
Phosphalugel ; phosphate d’aluminium en suspension ou comprimés ; affections gastroduodénales.
Phosphoneuros : composés du phosphore en solution buvable utilisé dans le rachitisme hypophosphoremique.