la molécule de dihydrogène H2 :
Elle est constituée de deux atomes d’hydrogène qui contiennent chacun un électron. La répartition électronique est donc : (K)1 ce qui signifie que pour être stable un atome d’hydrogène doit respecter la règle du duet.
ll y a donc en tout 2 électrons externes sur la molécule soit 1 doublet à répartir soit 1 liaison covalente :
• Soit la molécule de chlorure d’hydrogène HCl :
Elle est constituée d’un atome d’hydrogène qui possède 1 électron externe et d’un atome de chlore dont le noyau est noté 
. La répartition électronique du chlore est alors : (K)2(L)8
(M)7
. Il y a donc en tout 8 électrons externes sur la molécule, soit 4 doublets à répartir :
L’atome de chlore doit respecter la règle de l’octet et faire une liaison covalente (voir sa structure électronique) et l’hydrogène doit respecter la règle du duet (voir exemple précédent).
• Soit la molécule d’eau H2O :
Elle contient deux atomes d’hydrogène qui ont chacun un électron externe et un atome d’oxygène dont le noyau est noté 
. La répartition électronique de l’oxygène est alors : (K)2
(L)6
.
Il y a donc en tout 8 électrons externes sur la molécule, soit 4 doublets à répartir :
L’oxygène doit faire deux liaisons covalentes (voir sa structure électronique) et respecter la règle de l’octet.
• Soit la molécule de dioxygène O2 : Elle contient deux atomes d’oxygène qui ont chacun 6 électrons externes. Il y a donc en tout 12 électrons externes à répartir soit 6 doublets. Chaque atome d’oxygène doit de plus réaliser deux liaisons covalentes pour respecter la règle de l’octet : 
D’autres molécules à connaître :
Ammoniac NH3 Méthane CH4 
Ethylène C2H4 Diazote N2 
• SoitElle est constituée de deux atomes d’hydrogène qui contiennent chacun un électron. La répartition électronique est donc :ce qui signifie que pour être stable un atome d’hydrogène doit respecter la règle du duet.ll y a donc en tout 2 électrons externes sur la molécule soit 1 doublet à répartir soit 1 liaison covalente :• SoitElle est constituée d’un atome d’hydrogène qui possède 1 électron externe et d’un atome de chlore dont le noyau est noté. La répartition électronique du chlore est alors : (K)(L). Il y a donc en tout 8 électrons externes sur la molécule, soit 4 doublets à répartir :• SoitElle contient deux atomes d’hydrogène qui ont chacun un électron externe et un atome d’oxygène dont le noyau est noté. La répartition électronique de l’oxygène est alors : (K)Il y a donc en tout 8 électrons externes sur la molécule, soit 4 doublets à répartir :L’oxygène doit faire deux liaisons covalentes (voir sa structure électronique) et respecter la règle de l’octet.
Le diazote, communément nommé azote, est une molécule diatomique composée de deux atomes d’azote. Elle est notée N2.
L’appellation « azote » sans autre précision est ambiguë parce que ce terme peut désigner l’élément azote (N) ou la molécule d’azote (N2).[a]
Dans les conditions normales de température et de pression, les molécules de diazote forment un gaz incolore constituant le principal composant de l’air, avec une concentration de 78,06 % en volume et de 75,5 % en masse.
Le diazote est à la source des principales réactions chimiques utilisée pour synthétiser industriellement des composés azotés, ainsi que dans de nombreuses réactions biochimiques.
On parle d’azote liquide quand le gaz diazote est refroidi en dessous de son point d’ébullition, et d’azote solide si on continue de refroidir, en dessous du point de fusion.
La découverte du diazote est généralement attribuée au chimiste écossais Daniel Rutherford en 1772. Grâce à ses travaux entrepris à l’université d’Édimbourg, Rutherford le distingua du dioxyde de carbone, appelé alors air fixe ou air méphitique et précédemment identifié par son professeur Joseph Black[9]. Toutefois, le gaz n’est pas clairement identifié comme tel, mais plutôt comme une rémanence du fluide phlogistique, théorie en cours à l’époque pour expliquer la combustion des corps.
Six mois avant la publication de Rutherford, Joseph Priestley rapporta à la Société royale de Londres une expérience de Henry Cavendish qui met en évidence un gaz autre que le dioxygène et le dioxyde de carbone, sans toutefois tirer de conclusions apparentes[10].
À la même époque, à l’université d’Uppsala, Carl Wilhelm Scheele isole et identifie clairement le diazote et le dioxygène, qu’il nomme respectivement verdorbene Luft et Feuerluft mais ses travaux ne seront publiés qu’en 1777[11].
Ce n’est qu’en 1789 que l’azote est reconnu comme un élément à part entière, par Antoine Lavoisier[12].
Au XXIe siècle, le diazote est généralement obtenu par liquéfaction de l’air, suivie d’une distillation fractionnée.
L’extraction du diazote hors de l’air peut également être réalisée au moyen de membranes semi-perméables alimentées en air comprimé. Ces membranes sont composées de faisceaux de fibres d’oxyde polyphénilique creuses à enveloppe perméable enduites d’une couche de 40 nm. La pureté du diazote produit par une membrane dépend du débit demandé : par exemple, l’obtention d’une pureté de 95 % permet des débits allant jusqu’à 5 000 Nm3/h, alors qu’une production d’azote à 99,5 % ne permet que 0,5 Nm3/h.
Une autre méthode pour produire de diazote à partir d’air comprimé est par adsorption : ce type de générateur de diazote est composé d’un tamis moléculaire à base de carbone (appelé CMS pour « Carbon Molecular Sieve »). La taille des micropores du CMS est ajustée pour adsorber les molécules comme le dioxygène, mais pas le diazote, légèrement plus gros. Après récupération du diazote non adsorbé, la pression est relâchée et le CMS libère le dioxygène. Le CMS est régénéré et le cycle peut reprendre[13].
Plusieurs bactéries sont capables de fixer le diazote moléculaire de l’air, première étape avant de pouvoir l’incorporer dans des molécules organiques comme les protéines ou les bases nucléiques constitutives des acides nucléiques support de l’hérédité comme l’ADN et l’ARN. On rencontre notamment ces bactéries en symbiose dans les racines des plantes de la famille des fabacées.
Le diazote, caractérisé par la présence d’une liaison covalente triple (une liaison σ et deux liaisons π), est une molécule très stable qui est pour cette raison utilisée comme gaz inerte pour remplacer l’atmosphère en synthèse chimique. Le diazote ne réagit directement qu’avec le lithium et le magnésium pour former les nitrures correspondants Li3N et Mg3N2.
La stabilité de la molécule de diazote est la force motrice, l’origine de l’instabilité, voire de l’explosivité des composés pouvant libérer une molécule de diazote : azotures, sels de diazonium, azodicarbonamide, etc.
Le diazote atmosphérique peut être converti en ammoniac grâce au Procédé Haber ou au procédé Frank-Caro suivi d’une hydratation. L’ammoniac ainsi produit sert surtout à la fabrication d’engrais[14].
Comme fluide frigorigène, le diazote porte la dénomination « R728 » dans la nomenclature des réfrigérants, régie par la norme 34-1992 d’ANSI/ASHRAE. Il est notamment employé dans les domaines suivants.
Le diazote, contrairement aux gaz inhibiteurs chimiques halogénés et aux CFC ne présente a priori aucun effet nocif pour l’environnement (pas d’impact sur l’effet de serre, ni sur la couche d’ozone). Mais il requiert des réservoirs volumineux, des canalisations adaptées et des mesures constructives pour faire face à la détente brutale d’un équivalent de 40 à 50 % du volume protégé.
Risque d’anoxie : le cas le plus fréquemment rencontré est celui de personnes pénétrant dans des réservoirs remplis d’azote sans s’en apercevoir, du fait que ce gaz est inodore et ne provoque pas de sensation de suffocation (causée par l’excès de dioxyde de carbone, et non par l’absence d’oxygène). Ces personnes sont alors prises de malaises, perdent connaissance, et, si on ne les retire pas très rapidement de cette situation, succombent. Il est nécessaire de vérifier la présence d’une proportion suffisante d’oxygène dans de tels espaces confinés avant d’y pénétrer, ou de s’équiper d’un appareil respiratoire autonome.
- Nom (français) : azote comprimé
- Classe : 2
- numéro : 1066
- Nom (français) : azote liquide réfrigéré
- Classe : 2
- numéro : 1977
Masse molaire du diazote 28,0 g mol−1
Notes et références
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- ↑ hydrogène, oxygène, chlore, etc.).
La même ambiguïté concerne de nombreux autres éléments ).
Le difluorure de diazote est un composé chimique de l’azote et du fluor, de formule N2F2. À température ambiante c’est un gaz. Il a été identifié en 1952 comme produit de la décomposition thermique de l’azoture de fluor N3F.
La formule semi-développée du difluorure de diazote étant F-N=N-F, il existe sous deux formes, cis et trans, interconvertibles sous l’effet de la température. Ils peuvent néanmoins être séparés par fractionnement à basse température.
La forme trans est la moins stable thermodynamiquement, mais elle peut être stockée dans un récipient en verre. La forme cis attaque le verre en quelques semaines pour former du tétrafluorure de silicium et de l’oxyde nitreux[3].
2 N2F2 + SiO2 → SiF4 + 2 N2O
La plupart des synthèses donnent des mélanges des deux isomères, mais ils peuvent aussi être produits séparément.
Un procédé en solution aqueuse utilise de la N, N-difluorourée et de l’hydroxyde de potassium concentré. Le rendement est de 40 %, avec un produit trois fois plus riche en isomère trans qu’en isomère cis[4].
La difluoramine forme un composé instable, solide, avec le fluorure de potassium (ou d’un autre alcalin plus lourd), qui se décompose en difluorure de diazote[4].
Il peut également être préparé par photolyse de tétrafluorohydrazine et de brome[5].
N 2 F 4 → B r 2 h v N 2 F 2 + sous − produits {displaystyle {ce {N2F4 ->[hv][Br_2] N2F2 + sous-produits}}}
![{displaystyle {ce {N2F4 ->[hv][Br_2] N2F2 + sous-produits}}}](https://i0.wp.com/wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/7fe952e39fbbfa120e3616d6687a0be443662106)
Notes et références
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Le modèle de Lewis, une représentation des électrons d’un atome ou d’une molécule
Lewis, un imminent scientifique
Gilbert Newton Lewis est un physicien et un chimiste remarquable. Il travailla essentiellement sur les liaisons chimiques, la représentation atomique mais aussi sur les acides et les bases et les propriétés industrielles de l’eau lourde. Avant sa représentation atomique, les atomes et molécules étaient représentés selon leur formule brute ou leur formules semi développées. La représentation de Lewis est alors la seule permettant de mettre en évidence la structure électronique externe atomique et ainsi expliquer les potentielles liaisons qu’un atome peut effectuer.
Rappel sur la formule électronique d’un élément
L’atome est composé d’un noyau (formé par des nucléons : les neutrons et les protons) autour duquel gravitent les électrons. Le nombre d’électrons d’un élément est donné par le nombre Z. Les électrons se répartissent autour du noyau dans différents niveaux d’énergie appelés couches. Les couches sont nommées K, L, M etc… Les électrons appelés électrons externes sont ceux qui occupent la dernière couche (même partiellement) de l’atome. Ainsi, pour déterminer la structure électronique de l’atome, on place d’abord les électrons sur la première couche K, qui ne peut accueillir que 2 électrons. Ensuite, les électrons suivants (s’il y en) se répartissent sur la couche L qui peut accueillir 8 électrons et ainsi de suite. 
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Modèle de Lewis
Règles du modèle de Lewis
Afin de représenter au mieux le modèle de Lewis, il faut suivre les règles suivantes :
- Il faut tout d’abord trouver le nombre d’électrons de la couche externe que possèdent les atomes ou les molécules étudiées.
- Il faut ensuite placer les électrons tout autour de l’atome en les représentant par des points. Les électrons sont placés au niveau des quatre points cardinaux ; nord/sud/est/ouest.
- Quand il existe plus de 4 électrons, on fait un deuxième tour, les deux électrons cotes à cotes sont représentés par un tiret (qui représente donc une paire d’électrons). Ces paires sont appelées doublets non liants.
- Les électrons restés seuls sont appelés électrons célibataires. Ils peuvent se lier à d’autres électrons pour former une paire liante.
Le principe du modèle de Lewis
Selon le modèle de Lewis, lorsque qu’une liaison se forme entre deux atomes ces derniers mettent en commun chacun un de leurs électrons. Cette mise en commun permet aux atomes de gagner un électron supplémentaire sur leur couche électronique externe. Les différentes liaisons formées par un atome permettent à ce dernier de compléter sa couche électronique externe et ainsi de gagner en stabilité en respectant les règles du duet ou de l’octet. Les liaisons décrites par le modèle de Lewis sont des liaisons dites » covalentes », c’est-à-dire que ce sont des liaisons « fortes » : il faut beaucoup d’énergie pour les casser.
Les liaisons multiples
Il arrive que deux atomes mettent en commun plus de deux électrons on qualifie alors la liaison formée de « liaison multiple ». Si deux atomes mettent en commun quatre électrons alors il s’agit d’une liaison double. Si deux atomes mettent en commun six électrons alors il s’agit d’une liaison triple. Les liaisons doubles et triples sont plus « fortes » que les liaisons simples, il faut donc plus d’énergie pour les casser, dans l’espace elles sont aussi plus courtes. Remarque: la limite de mise en commun est de six électrons et il n’existe pas de liaison quadruple ou quintuple.
Liaisons des principaux atomes
L’atome d’hydrogène :
L’atome d’hydrogène possède le numéro atomique Z = 1. Sa configuration électronique est donc (K)1 donc il lui manque un électron pour compléter sa couche externe K et respecter la règle du duet : L’atome d’hydrogène peut former une liaison covalente avec un autre atome.
L’atome de carbone :
L’atome de carbone possède un numéro atomique de Z = 6. Sa configuration électronique est (K)2(L)4 donc il lui manque 4 électrons pour compléter sa couche externe L et respecter la règle de l’octet: L’atome de carbone forme quatre liaisons. Ces quatre liaisons peuvent être :
- 4 liaisons simples,
- ou 2 liaisons simples et une double,
- ou 2 liaisons doubles,
- ou une liaison triple et une liaison simple.
L’atome d’azote :
Le numéro atomique de l’azote est Z= 7. Sa configuration est (K)2(L)5 donc il lui manque 3 électrons pour compléter sa couche externe L et respecter la règle de l’octet: L’atome d’azote forme trois liaisons. Ces 3 liaisons peuvent être :
- 3 liaisons simples,
- Une liaison double et une liaison simple,
- Une liaison triple.
L’atome d’oxygène
L’atome d’oxygène possède un numéro atomique de Z = 8. Sa configuration électronique est donc (K)2(L)6 donc il lui manque 2 électrons pour compléter sa couche externe L et respecter la règle de l’octet: L’atome d’oxygène forme deux liaisons. Ces deux liaisons peuvent être :
- 2 liaisons simples,
- Une liaison double.
L’atome de fluor
L’atome de fluor possède un numéro atomique de Z = 9. Sa configuration électronique est donc (K)2(L)7, il lui manque un électron pour compléter sa couche externe L et ainsi obtenir la configuration du gaz rare le plus proche. Le fluor possède 3 doublets non liants et un électron célibataire, ce qui lui permet de pouvoir former une liaison.
L’atome de béryllium
L’atome de beryllium possède un numéro atomique de Z = 4. Sa configuration électronique est donc (K)2(L)2, il possède deux électrons célibataires, ce qui lui permet de pouvoir former deux liaisons.
L’atome de phosphore
L’atome de fluor possède un numéro atomique de Z = 15. Sa configuration électronique est donc (K)2(L)8(M)5, Le phosphore possède donc 5 électrons périphériques qui se répartissent en une paire non liante et trois électrons célibataires, ce qui lui permet de pouvoir former trois liaisons
- Trois liaisons simples
- Une liaison simple et une liaison double
- Une liaison triple
Pour aller plus loin : le fluor peut dans certains cas établir 5 liaisons grâce à son doublet non liant. Le tableau ci-après récapitule le nombre de liaisons possible pour les éléments les plus utilisés :
ElémentNombre de liaisons possible Hydrogène (Z = 1)Une liaison simple Carbone (Z = 6) 4 liaisons simples, 2 liaisons simples et 1 liaisons double, 2 liaisons doubles, 1 liaison triple et 1 liaison simple Azote (Z =7)3 liaisons simples, 1 liaison simple et 1 liaison double, 1 liaison triple Oxygène (Z = 8)2 liaisons simples, 1 liaison double
Quelques exemples de représentation de molécules usuelles
Cas de la molécule de d’eau : H2O
La molécule d’eau possède deux atomes d’hydrogène et un atome d’oxygène. Comme nous l’avons vu précédemment, l’atome d’hydrogène possède un électron sur sa couche externe qui lui permet de pouvoir réaliser une liaison covalente pour pouvoir satisfaire à la règle du duet. L’atome d’oxygène, quant à lui, possède deux paires d’électrons non liants et deux électrons périphériques. Il peut donc réaliser deux liaisons covalentes pour satisfaire la règle de l’octet. La molécule d’eau présente donc deux liaisons covalentes entre l’oxygène et un hydrogène.
Cas de la molécule de méthane : CH4
La molécule de méthane possède 4 atomes d’hydrogène et un atome de carbone. Chaque atome d’hydrogène peut réaliser une liaison covalente grâce à l’électron célibataire de la couche externe. L’atome de carbone possède 4 électrons célibataires, ceux-ci vont chacun former une liaison covalente simple avec un hydrogène. 
Cas de la molécule de dioxyde de carbone : CO2
La molécule de dioxyde de carbone possède deux atomes d’oxygène et un atome de carbone. Les atomes d’oxygène possèdent chacun deux doublets non liants qui ne font pas de liaisons ici et deux électrons célibataires. L’atome de carbone, quant à lui possède 4 électrons célibataires sur sa couche externe, il peut donc réaliser 4 liaisons covalentes. Avec le premier atome d’oxygène, l’atome de carbone met en commun deux électrons (avec les deux électrons de l’atome d’oxygène). Ainsi il se créer une liaison double, qui est une liaison multiple. Il en est de même pour le deuxième atome d’oxygène ou une deuxième liaison double se créer. Pour aller plus loin…quid des ions polyatomiques ? Un ion polyatomique est constitué de plusieurs atomes liés entre eux et portant une ou plusieurs charges élémentaires. Par exemple : H3O-, OH- etc… Pour représenter un ion polyatomique il faut ainsi dénombrer tous les électrons périphériques et ensuite utiliser ces électrons pour satisfaire la règle de l’octet ou du duet. Exemple : l’ion amnonium NH4+ L’atome d’hydrogène possède un numéro atomique Z = 1. Il possède donc un électron sur sa couche périphérique. L’atome d’azote, possède un numéro atomique de Z = 7. Il possède donc 5 électrons sur sa couche périphérique. L’ion ammonium possède 4 atomes d’hydrogène, un atome d’azote et porte une charge globale positive ainsi le nombre total d’électrons périphériques est de : (1+1+1+1+5) -1 = 8 électrons. (Soit 4 paires d’électrons). L’azote peut créer une liaison covalente avec chacun des hydrogènes et il ne possède plus que 4 électrons périphériques. Note : on dit que l’azote à acquis l’environnement électrique du gaz rare le plus proche : le néon.
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