Cette ressource permet d'appliquer les concepts de chimie générale de base au cas de l'azote et de ses dérivés : ils seront ainsi mis en œuvre sur des familles de composés (hydrures, oxydes en particulier) dont l'intérêt dans la chimie est fondamental. En effet, beaucoup d'entre eux sont des produits de base de la chimie industrielle, que l'on aura ainsi l'occasion de découvrir. Enfin, des aspects liés à la chimie de l'environnement seront également abordés.
Prérequis indispensables :
L'atome polyélectronique et la classification périodique
La liaison chimique
Thermochimie et cinétique
Objectifs :
Consolider la connaissance de concepts de base en chimie et les appliquer à l'azote et ses dérivés : nomenclature, propriétés principales des composés.
Comprendre les tendances et les évolutions de propriétés au sein des familles de composés : hydrures et oxydes.
Etudier l'ammoniac pur comme solvant non-aqueux, la catalyse hétérogène, l'effet de serre, etc.
Comprendre quel est le lien entre les connaissances théoriques sur les composés chimiques et leur utilisation en pratique dans des questions de la « vie quotidienne » (engrais, pollution, cycles industriels, etc.)
Temps de travail prévu : 4 heures
Il vous est conseillé de prendre des notes manuscrites pour bien assimiler l'ensemble du chapitre.
Cet élément est abondant dans l'atmosphère, puisqu'il en constitue 
en volume (ou en moles) sous forme de diazote 
. C'est une molécule remarquablement inerte, ce qui justifie le nom (grec) d'a-zote (sans vie, qui n'entretient pas la vie). Attention, mis à part , les molécules contenant de l'azote sont généralement très réactives.
L'azote est d'une importance capitale en chimie, sous forme combinée à d'autres éléments, que nous verrons dans ce cours :
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Les ions ammonium et nitrate sont les formes les plus courantes de l'azote biologique rencontré dans les plantes, c'est pourquoi on les produit en fort tonnage pour la préparation des engrais.
Il existe sous deux isotopes : 
et 
.
Sa structure électronique est : 
: il y a 5 électrons de valence.
Le degré d'oxydation maximum est donc 
, et le degré d'oxydation minimum est 
. Le degré 
est assez courant, mais d'autres sont possibles 
.
Oxydation de l'azote
Cliquez sur l'illustration pour en voir une version animée
(Macromedia Flash - 48,4Ko)
Son électronégativité est de 3,0 sur l'échelle de Pauling : c'est la quatrième de toute la classification, après F, O et Cl.
Pour en savoir plus sur les électronégativités dans la classification périodique
Par conséquent, les composés de degré d'oxydation positif seront essentiellement covalents, car il présente une faible différence d'électronégativité avec les éléments plus électronégatifs que lui.
En revanche, les composés de degré d'oxydation négatif pourront avoir un caractère ionique plus nettement marqué. Il est toutefois difficile d'aller vers l'ion 
, sauf avec des éléments très électropositifs (alcalins, etc.)
Différence d'électronégativite et type de liaison : composés de l'azote
Pour en savoir plus sur le caractère iono-covalent de la liaison chimique
Les composés de l'azote sont donc :
des molécules covalentes (comme l'ammoniac),
des solides ioniques ou covalents (comme les nitrures de lithium, ionique, et de silicium, covalent et réfractaire),
des solides partiellement métalliques (composés d'insertion).
Les énergies d'ionisation sont les suivantes :
Première ionisation |
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Deuxième ionisation |
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Troisième ionisation |
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Il est donc très coûteux en énergie d'obtenir 
.
Schéma de Lewis
Géométrie des orbitales moléculaires selon la théorie VSEPR
Diagramme d'OM-CLOA
Cliquez sur l'illustration pour en voir une construction pas à pas (Macromedia Flash - 92,4Ko)
On voit bien d'après ces diagrammes que la liaison est triple, et que est diamagnétique.
La distance interatomique est 
, alors que 
. C'est donc une des molécules les plus stables :
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(comparer avec 
, 
, 
, etc.)
Visualisation de la forme de la molécule :
Cliquez sur l'illustration pour en voir une version animée
(Macromedia Flash - 39Ko)
Vue d'un peu loin (distance moyenne entre molécules dans un gaz), cette molécule ressemble fort à un atome de gaz rare, à ceci près qu'il y a deux noyaux ! Conséquence : son comportement est proche de celui des gaz rares : sa température d'ébullition est très basse (
soit 
à pression atmosphérique) et la loi des gaz parfaits est bien respectée lorsqu'on s'éloigne des conditions de condensation.
On sépare le diazote du dioxygène par distillation de l'air liquide :
Diagramme binaire liquide-gaz diazote-dioxygène
Cliquez sur l'illustration pour en voir une version animée
(Macromedia Flash - 75Ko)
Le diazote est utilisé à l'état liquide pour assurer un refroidissement efficace (cryogénie), et à l'état gazeux comme gaz inerte ou vecteur (autrement dit, un « solvant » gazeux qui permet de véhiculer d'autres espèces gazeuses).
La réaction-bilan de formation de l'ammoniac est :
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Voir une version animée de la synthèse de l'ammoniac |
| Macromedia Flash - 46Ko | |
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De ces données thermodynamiques, on en déduit que :
Ceci implique qu'on ne peut pas procéder à haute température. Or à basse température, la réaction est beaucoup trop lente ! On a donc recours à un catalyseur, à base de fer ou d'autres métaux, qui active la rupture des liaisons dans les molécules de |
Rendement thermodynamique théorique de la conversion du diazote en ammoniac
en fonction de la pression et de la température
On peut calculer de façon précise le rendement théorique en ammoniac pour différentes valeurs de la pression et de la température, comme indiqué au graphe ci-dessus. Lorsque le rendement vaut 0,5 et la pression vaut 1, on retrouve la température d'inversion de 
.
En fait, à cause des limitations cinétiques, on opère à une température de 
pour une pression de 
, comme le suggère le graphe ci-dessous :
Comparaison des rendements théorique et effectif en ammoniac
en fonction de la température pour une pression de 200 atm
A très haute température seulement (par exemple lors d'un arc électrique ou de la décharge d'un éclair, vers 
), on a :
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Comme cette réaction est endothermique, on comprend qu'il faille refroidir 
pour pouvoir le conserver, faute de quoi il redonne les réactifs, ou bien il réagit lui-même sur le dioxygène pour donner 
(cliquez ici pour voir cette réaction).
A cause de cette dernière réaction, on n'a jamais de pur dans l'air, mais plutôt un mélange de , et autres, que l'on a pris l'habitude d'appeler « 
»
Dans la pratique, ce n'est pas cette réaction que l'on utilise pour obtenir industriellement des oxydes d'azote, nécessaires dans la fabrication des engrais et réactifs pour la chimie organique.
Schéma du cycle industriel de l'azote (abordé par ailleurs à la fin de la ressource)
C'est cependant cette réaction-ci qui est à l'origine des problèmes d'émission des oxydes d'azote par les moteurs à combustion : en effet, des températures supérieures à peuvent être atteintes très localement dans une flamme de combustion d'un hydrocarbure ; si de plus le mélange de gaz employé est pauvre en hydrocarbure et contient du diazote, alors on produit du et d'autres oxydes d'azote.
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Voir une version animée d'une flamme riche en air |
| Macromedia Flash - 64Ko | |
Sur cette photo (cliché NOAA), on voit une carte de l'Asie mineure et des pays slaves : un avion passe sur la trajectoire marquée en bleu, il émet des NOx sur son passage, qui sont ensuite dispersés par les courants aériens (blanc) qui s'enroulent autour d'une dépression (ovale marqué L).
Comme indiqué plus haut, l'azote, en présence d'éléments électropositifs, se polarise négativement pour donner des nitrures.
Les nitrures s'obtiennent rarement à partir du diazote, on emploie plus souvent un mélange 
dans des conditions telles que l'on ait la réaction inverse de la synthèse de l'ammoniac.
La différence d'électronégativité et les différences entre rayons ioniques entraînent les évolutions suivantes de propriétés parmi les nitrures :
| Nitrure | Taille N | Coordinence | Polarisation N | Action sur l'eau | |
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  |
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8 |
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Oui |
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6 | Oui | ||
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6 | Non | ||
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4 (type würtzite) | Non | ||
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4 (type  blende) |
Non | |||
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3 (type graphite) ou 4 (type blende) |
Non |
Les nitrures interstitiels sont des composés d'insertion des atomes d'azote dans les sites interstitiels des empilements compacts de métaux de transition. Ils sont remarquablement durs et inertes, comme les carbures (ex : 
, structure 
, 
!!), et on les utilise comme abrasifs ou matériaux de structure à haute température.
La stabilité est obtenue lorsque le rayon de l'azote 
et celui du métal 
vérifient : 
(loi de Hägg). Cette loi traduit le fait que dans un site octaédrique, l'atome inséré doit être plus grand que la taille du site, mais ne doit pas dépasser une taille maximum.
Les nitrures ioniques réagissent sur l'eau : ils se dissolvent, puis l'ion 
réagit sur 
car c'est une base plus forte que 
:
Schéma de Lewis
Géométrie des orbitales moléculaires selon la théorie VSEPR
Par la théorie de Gillespie, on prévoit un type structural 
, avec une hybridation 
de l'azote. Le doublet libre étant de localisation plus proche de l'azote que les doublets liants, celui-ci les repousse ; l'angle 
est donc inférieur à 
.
Comme N est plus électronégatif que H, il y a un excès de charge négative sur celui-ci. La molécule possède donc un moment dipolaire.
En fait, dès que la température est suffisante, il y a un mouvement rapide de N qui passe plusieurs millions de fois par seconde de part et d'autre du plan formé par les 3 H.
Diagramme d'OM-CLOA
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Structure et diagramme d'orbitales moléculaires de la molécule d'ammoniac |
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Il y a 4 doublets, dont un (
), qui est non-liant lorsque N est au milieu des 3 H, et davantage liant lorsque l'angle fait 
. Ceci suffit pour expliquer le caractère de Base de Lewis (donneur de doublet) de l'ammoniac.
La distance interatomique est 
.
C'est une molécule polaire : elle se condense donc à des températures beaucoup plus élevées que 
. L'ammoniac liquide est beaucoup utilisé comme réfrigérant industriel. Par ailleurs, comme l'eau est également polaire, l'ammoniac y est extrêmement soluble :
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A 
, 
d'ammoniac peuvent être dissous dans 1 litre 
d'eau ; à 
, 
seulement peuvent être dissous. La solution obtenue s'appelle l'ammoniaque (notez la différence d'orthographe).
est diamagnétique.
Sa masse molaire est de 
, ce qui est plus léger que l'air : dans un volume fermé, celui-ci a donc tendance à s'élever (au contraire de 
par exemple).
Comme est une base de Lewis assez forte (plus forte que ), ce qui entraîne son caractère de base de Brönsted (c'est-à-dire au sens usuel, capteur de 
) sur l'eau :
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L'ammoniac est donc une base faible, car son 
est compris entre 2 et 12. Il y a donc plus de dissous que de 
lorsqu'on n'altère pas le pH.
L'acide conjugué de est l'ion ammonium : celui-ci est également faible dans l'eau (
). Sa structure est analogue à celle de 
(tétraèdre régulier, angles exactement de ).
Ion ammonium
Au vu de sa symétrie et ses dimensions, il a beaucoup de propriétés analogues aux ions alcalins de taille élevée 
. On connaît donc de nombreux sels d'ammonium similaires aux sels de métaux alcalins (par exemple 
, de type ou 
).
L'ammoniac liquide est le solvant non-aqueux le plus utilisé de tous. De façon similaire à l'eau, il est polaire, mais dans une moindre mesure. Il peut cependant se retrouver tel quel dans des cristaux, comme « l'eau de cristallisation » (par exemple 
, tout comme 
).
Il est également capable d'auto-dissociation :
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(Comparer avec |
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La base conjuguée de est l'ion amidure 
, c'est la base la plus forte pouvant exister dans liquide. Bien entendu, l'amidure est une base forte dans l'eau :
On peut donc manipuler dans liquide des bases plus fortes que 
sans les niveler. L'échelle de pH y est plus étendue (de 0 à 33, le zéro correspondant à un pH aqueux de 9).
Des bases encore plus fortes que sont l'ion imidure 
et l'ion nitrure . Les amidures et imidures solides peuvent se transformer en nitrures par simple chauffage.
Une propriété très différente de celle de l'eau est la possibilité de solvater un électron :
Celui-ci confère une couleur bleue à la solution. Il peut être utilisé pour des réductions ménagées impossibles dans l'eau.
Le caractère de base de Lewis (don de doublet) se retrouve dans la réactivité vis-à-vis des cations de métaux de transition (qui sont des acides de Lewis, accepteurs de doublet), pour former des complexes métal-ligand :
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est un ligand plus fort que l'eau (), mais moins fort que 
ou 
.
L'ammoniac est plus réducteur et moins oxydant que l'eau ().
Il y a deux réactions principales d'oxydation en voie sèche :
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La première est favorisée au détriment de la seconde, mais elle n'a aucun intérêt.
Par contre, la seconde est une étape-clé dans la fabrication de l'acide nitrique et des nitrates. Pour la favoriser (cinétiquement), on utilise un catalyseur (du platine rhodié) à 
: c'est la synthèse d'Ostwald.
En milieu aqueux, l'ammoniac peut être oxydé, principalement par des bactéries, ce qui facilite l'incorporation d'azote par les plantes, mais en cas d'excès, peut amener à des pollutions...
Structure de la molécule
L'hydrazine
On voit aisément que l'hydrazine est à l'ammoniac ce que l'éthane est au méthane : c'est le deuxième de la série des composés hydrogénés, et le premier avec une liaison simple 
. Il y a donc des analogies avec , et des spécificités liées à la liaison .
Préparation par voie aqueuse
On utilise l'hypochlorite de sodium, qui va agir comme oxydant doux :
Propriétés physiques
L'hydrazine est liquide à la pression atmosphérique et à température ambiante, 
.
Comparez avec : 
).
La molécule est non-polaire par symétrie, mais il y a un dipôle pour chaque moitié, qui peut amener à des liaisons hydrogène et donc une interaction assez forte avec l'eau, comme pour , donc une forte solubilité.
Propriétés chimiques
Elle est instable thermiquement à partir de 
:
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C'est un réducteur énergique. Par exemple, sur le diiode :
ou sur le dioxygène (oxydation spontanée à l'air) :
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C'est une base, mais moins forte que :
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est l'ion hydrazinium ; on stabilise l'hydrazine sous forme de sulfate ou de chlorure d'hydrazinium (analogie avec l'ammonium).
Structure
C'est une molécule linéaire : 
Préparation
On l'élabore avec le nitrate d'ammonium, qui est un produit très courant (engrais) :
Attention ! chauffer le nitrate d'ammonium à des températures supérieures peut amener à des explosions très violentes.
est un sous-produit important de la synthèse d'acide nitrique. En effet, il s'en fabrique spontanément au cours du procédé d'Ostwald (oxydation de l'ammoniac), avec un faible rendement, mais les quantités traitées étant énormes, cela fait quand même beaucoup !
Propriétés
C'est un gaz à 
. 
.
Il se décompose à 
en 
.
On l'utilisait comme anesthésique, car c'est le « gaz hilarant » qui provoque une euphorie du patient avec insensibilisation.
est un comburant (oxydant) intéressant, car non-explosif, pas cher, et facile à manipuler et stocker.
fait partie des gaz à effet de serre 
: présents dans la haute atmosphère, ils sont capables de transformer une partie du rayonnement infrarouge issu de la surface terrestre en chaleur. En effet, il existe des fréquences de rayonnement infrarouge qui coïncident exactement avec des fréquences de vibration et / ou de rotation de cette molécule : celles-ci sont absorbées et transformées en énergie de vibration / rotation, qui vient s'ajouter à celle de translation pour constituer l'énergie thermique : la température s'élève donc.
Structure
C'est une molécule diatomique, dont voici le diagramme d'Orbitales Moléculaires :
On voit, à partir du diagramme d'orbitales moléculaires qu'il y a un électron antiliant isolé sur l'OMHO (Orbitale Moléculaire la plus Haute Occupée), ce qui explique le caractère paramagnétique de cette molécule.
Préparation
On l'obtient par oxydation de l'ammoniac :
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Il existe une réaction parasite :
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Mais le recours à un catalyseur spécifique (procédé d'Ostwald) permet de rendre la réaction intéressante plus rapide que cette dernière.
Propriétés
C'est un gaz à . Sa température d'ébullition est 
.
C'est une base de Lewis, ce qui en fait un ligand classique des métaux de transition. Par exemple, il déplace l'ion cyanure autour du fer :
Il cède facilement son électron antiliant, ce qui en fait un réducteur (bien que ce soit un oxyde !!). Par exemple, il réduit le fer III :
L'ion nitrosyle 
produit est un autre ligand classique des métaux de transition.
Autre exemple : il réagit avec le dichlore :
Cette réaction peut être vue soit comme une réaction d'oxydo-réduction (oxydation de NO par 
), soit comme une réaction d'addition électrophile du dichlore sur NO).
Enfin, est directement oxydable à froid par le dioxygène :
Pollution par NOx
Centre Interprofessionnel Technique d'Etudes de la Pollution Atmosphérique (www.citepa.org)
a trois effets perturbateurs sur l'environnement :
Il provoque une eutrophisation (augmentation de la croissance des plantes), car les plantes l'assimilent facilement.
Il réagit avec l'ozone pour former du dioxygène : ceci permet de limiter la concentration en « mauvais » ozone au cœur des zones industrielles (effet plutôt bénéfique), mais par contre il contribue à attaquer le « bon » ozone stratosphérique (diminution de la protection contre les UV durs interstellaires).
Il provoque des pluies acides, car la réaction de avec l'eau atmosphérique amène à la formation d'acide nitreux 
et nitrique 
:
Elimination de NO
Dans l'industrie, on procède à une réduction sélective par l'ammoniac sur catalyseur métallique :
ou en choisissant une température optimum de conversion, sans catalyseur, entre 870 et 
. Au-dessus, l'oxydation de prend le dessus.
Dans les pots catalytiques, on utilise un catalyseur au rhodium qui permet de promouvoir la réaction :
Celui-ci, par contre, n'a aucune efficacité pour détruire le monoxyde de carbone, donc on l'utilise en conjonction avec du platine.
Structure
Molécule diamagnétique (N2O3)
Préparation
Il se forme spontanément par médiamutation entre le monoxyde et le dioxyde d'azote :
Il faut en plus se rappeler que se forme spontanément à partir de NO et 
, ce qui rend inévitable la présence de 
dès que NO est formé dans l'air (pollution atmosphérique).
Propriétés
Il est gazeux à pression atmosphérique et à température ambiante, 
.
Peu stable, il se décompose à l'ébullition.
Avec , il donne l'acide nitreux , qui est un acide faible :
Si l'ion nitrite est très stable, l'acide nitreux, lui, est décomposé (lentement) par l'eau :
Les nitrites alcalins 
sont très stables. L'ion nitrite complexe facilement les ions des métaux de transition.
Structure
La molécule de dioxyde d'azote NO2
C'est une molécule coudée, paramagnétique, avec 1 électron antiliant sur l'OMHO (comme NO).
Préparation
On l'obtient par oxydation spontanée de NO.
Il est également produit lors de la décomposition des nitrates.
Propriétés
Il a une couleur brun-rouge caractéristique.
C'est un gaz à 25°C, 
.
Peu stable, il redonne à 
(d'où l'appellation « » car on a souvent affaire à des mélanges 
).
Il peut se dimériser réversiblement en 
qui est diamagnétique, et qui comporte une liaison très longue, donc fragile.
A l'état liquide ou en solution dans l'eau, il se dissocie en ions :
L'ion nitryle 
est isoélectronique de (donc bien stable, linéaire) : est donc réducteur comme .
L'hydrolyse de amène à la formation d'acide nitrique, c'est une étape-clé du cycle industriel de l'azote. Plusieurs réactions ont lieu en même temps :
Il provoque les mêmes problèmes de pollution que NO.
Structure
Acide nitrique
est une molécule plane ressemblant à 
. Les liaisons 
sont d'un ordre légèrement supérieur à 1, ce qui explique sa planéité.
est un solide ionique formé d'ions nitrate 
et nitryle 
.
Préparation
Il y a deux procédés industriels. Le premier est une hydrolyse des nitrates naturels (provenant surtout du Chili) par l'acide sulfurique :
C'est le fait que soit plus volatil que les autres composés qui permet d'utiliser cette réaction à l'échelle industrielle.
Le second provient de l'oxydation catalytique de , suivi de l'hydrolyse de .
est préparé à partir de l'acide nitrique par déshydratation, en utilisant un agent classique : l'anhydride phosphorique.
Propriétés de l'acide nitrique
Il est liquide à température ambiante (
).
Il est très soluble dans l'eau, avec une ionisation totale : c'est un acide fort, qui donne l'ion nitrate en solution :
L'importance des interactions entre les molécules d'eau et l'acide nitrique se mesure au fait qu'il existe un azéotrope 
, qui bout seulement à 
.
L'ion nitrate est un oxydant fort en milieu aqueux :
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Tous les métaux dont les potentiels d'oxydation sont inférieures à 
peuvent donc être attaqués par l'acide nitrique. Les dégagements de dus à l'oxydation justifient l'appellation d'acide nitrique « fumant » pour les solutions concentrées.
L'or 
et le platine 
ne sont pas attaqués. Par contre, si l'on combine 
et (eau régale), il apparaît un couple encore plus oxydant :
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et de plus, 
agit comme complexant sur l'or :
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Par ailleurs, l'acide nitrique est un composé très important pour la préparation de dérivés organonitrés, parmi lesquels des explosifs bien connus comme la TNT (trinitroglycérine).
Comme on l'a vu pour chaque espèce, de nombreuses réactions entre oxygène et dérivés oxygénés de l'azote ont lieu, ce qui fait que l'on est toujours en présence d'un mélange contenant, en proportions variables :
Les échanges avec les solutions aqueuses sont assez complexes, car les degrés impairs (III et V) sont majoritaires en solution aqueuse alors que les degrés pairs (II et IV) sont en quantité notable en phase gazeuse.
Ainsi, au-dessus d'une solution concentrée d'acide nitrique (degré V), on peut voir des vapeurs rousses de (degré IV).
Un schéma illustrant le cycle des est reporté ci-dessous. Les numéros associés aux flèches correspondent aux réactions suivantes :
).
).
Le diagramme ci-dessous résume les produits et applications les plus importants dans l'industrie des dérivés de l'azote. Sont identifiés en vert clair, les sources naturelles de produits azotés, en bleu, les produits de synthèse, et en violet, les principales applications. Le degré d'oxydation augmente de la gauche vers la droite.
La plupart des réactions explosives sont en fait des réactions radicalaires. Il y a plusieurs raisons à l'explosivité :
L'endothermicité du réactif de départ, c'est-à-dire son instabilité vis-à-vis de ses produits de décomposition. Dans le cas de l'azote, la très grande stabilité du diazote fait que beaucoup de composés azotés (hydrazine, acide azothydrique 
, etc.) sont endothermiques, en particuliers ceux qui contiennent des liaisons simples , et des groupements 
. Ils dégagent donc beaucoup de chaleur en redonnant 
.
Le couplage entre la réaction exothermique qui augmente la température et l'accélération de la réaction (à cause de la loi d'Arrhénius). Dans ce cas, tout dépend de la possibilité d'évacuer la chaleur produite lors de la réaction.
L'augmentation du nombre de moles lors de la réaction, qui amène à créer une expansion volumique, donc une onde de choc dans certaines conditions.
Les réactions de « branchement », au cours desquelles un radical en donne deux ou plus. C'est le cas ici : les premières étapes de décomposition des nitrates, nitrites, etc. créent des radicaux comme 
, 
ou 
, qui sont doubles ou triples ; ceux-ci peuvent ensuite mener à la formation de plusieurs radicaux, par réaction avec une espèce non-radicalaire.
Les plantes ont toutes besoin d'assimiler de l'azote pour croître, car c'est un constituant essentiel des protéines (motif 
du polymère). Il faut donc leur en fournir de façon assimilable. Le diazote ne l'est pas, sauf cas très rares (bactéries peu fréquentes). Les engrais azotés sont donc de trois types :
Des engrais naturels d'origine organique (sang séché, etc.)
Des engrais minéraux naturels (nitrates) ou de synthèse (nitrates, ammonium).
Des engrais organiques de synthèse (urée 
).
Quels sont les critères (autres que le coût) pour choisir l'un ou l'autre ?
Le rendement en azote (masse N / masse totale). L'urée est le meilleur, suivi par le nitrate d'ammonium 
.
La vitesse d'assimilation par les plantes. Au contraire du nitrate, l'ion ammonium est assimilé très lentement, car il doit être d'abord transformé en nitrate par des bactéries du sol. Une assimilation trop rapide n'est pas toujours intéressante, car le feuillage croît aux dépends des fruits ou graines. Une assimilation trop lente est indésirable lorsqu'il pleut trop, car alors les ions sont entraînés en nappe phréatique avant d'avoir fertilisé.
La solubilité : un engrais trop soluble ( par exemple) sera trop facilement emporté par l'eau de pluie et pourra eutrophiser (accélérer le développement) les algues des rivières au lieu d'engraisser les plantes visées.
Les effets osmotiques : un environnement trop concentré en ions autour d'une plante tend à lui faire rendre son eau : c'est l'osmose. Donc un excès d'engrais ionique peut déshydrater les plantes.
Les effets acido-basiques : certains ions, comme l'ammonium, sont acides, donc capables de modifier le pH des sols, ce qui peut être gênant pour les plantes ou la structure du sol lui-même.
On constate qu'en choisissant le nitrate d'ammonium, on croit bien faire car on a un bon rendement en azote et une assimilation en deux temps ; mais il apparaît que les critères 3, 4, et 5 défavorisent cet engrais par rapport à d'autres, du moins dans certaines conditions.
et nitrite 
, soit pour 
.
et 
. C'est le procédé Haber.
4.gif)
, plan carré2.gif)
, linéaire6.gif)
, octaédrique (le plus souvent)