Dioxyde d'azote

Un article de Wikipédia, l'encyclopédie libre.
Aller à : navigation, rechercher
Dioxyde d'azote
Nitrogen-dioxide-2D-dimensions-vector.svgNitrogen-dioxide-3D-vdW.png
Stickstoffdioxid.svg
Structure du dioxyde d'azote.
Identification
Nom IUPAC dioxyde d'azote
No CAS 10102-44-0
No EINECS 233-272-6
No RTECS QW9800000
PubChem 3609161
ChEBI 33101
SMILES
InChI
Apparence gaz brun rougeatre ou liquide brun ou jaune, d'odeur âcre[1].
Propriétés chimiques
Formule brute NO2  [Isomères]
Masse molaire[3] 46,0055 ± 0,0008 g/mol
N 30,45 %, O 69,55 %,
Moment dipolaire 0,316 ± 0,010 D [2]
Propriétés physiques
fusion −11,2 °C[1]
ébullition 21,2 °C[1]
Solubilité dans l'eau : réaction[1]
Masse volumique 1,45 g·cm-3 (liquide)[1]
Pression de vapeur saturante à 20 °C : 96 kPa[1]
Point critique 157,85 °C, 20,17 MPa [4]
Propriétés électroniques
1re énergie d'ionisation 9,586 ± 0,002 eV (gaz)[5]
Précautions
Directive 67/548/EEC
Très toxique
T+



Transport
265
   1067   
SIMDUT[6]
A : Gaz compriméC : Matière comburanteD1A : Matière très toxique ayant des effets immédiats gravesE : Matière corrosive
A, C, D1A, D2B, E,
SGH[7]
SGH04 : GazSGH05 : CorrosifSGH06 : Toxique
Danger
H314, H330,
Inhalation Mortel, apparition d'acide nitrique dans les poumons par réaction avec l'eau
Écotoxicologie
Seuil de l’odorat bas : 0,05 ppm
haut : 0,14 ppm[8]
Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire.

Le dioxyde d'azote est un composé chimique de formule NO2. Il s'agit d'un gaz brun-rouge toxique suffocant à l'odeur âcre et piquante caractéristique. C'est un précurseur de la production industrielle de l'acide nitrique HNO3 et un polluant majeur de l'atmosphère terrestre produit par les moteurs à combustion interne et les centrales thermiques ; il est responsable à ce titre de la présence d'acide nitrique dans les pluies acides, où ce dernier se forme par hydratation du NO2 :

3 NO2 + H2O → 2 HNO3 + NO.

Apparence[modifier | modifier le code]

Il présente une coloration brunâtre (vapeurs rutilantes) et une odeur douçâtre. C'est une des odeurs que l'on perçoit dans les rues polluées par la circulation automobile.

Dioxyde d'azote s'échappant d'un tube à essais.


Structure[modifier | modifier le code]

La structure plus correcte de NO2 est O-N·-O avec un angle de 134 degrés et le point représentant cet électron célibataire sur l'atome d'azote, et des tirets entre les deux N-O en plus de l'existence de la liaison "normale" N-O. Les charges formelles seraient plus élevées que celles de la structure présentée ; sa présence sur l'atome N est plus proche de la réalité, bien que tout ceci n'est qu'une question de densité de probabilité de présence de l'électron en cause. Il passe "plus de temps" sur l'azote que sur un des deux oxygènes[9].

Sa structure radicalaire le rend très réactif vis-à-vis des molécules organiques.

Équilibre monomère-dimère[modifier | modifier le code]

Ce gaz a un équilibre permanent, mais dépendant des conditions de température et de pression, avec son dimère, le peroxyde d'azote N2O4 :

2 NO2 \begin{smallmatrix}\rightleftharpoons\end{smallmatrix} N2O4 : ΔH = -57,23 kJmol-1.

Cette dimérisation, exothermique, est favorisée à basses températures. Le peroxyde d'azote N2O4, corps diamagnétique incolore peut être obtenu en un solide fondant à −11,2 °C[10]. Et il se retransforme réversiblement en NO2, le monomère paramagnétique coloré, en une réaction endothermique à plus hautes températures.

Ces deux bouteilles ont été remplies d'une même quantité de dioxyde d'azote gazeux, puis portées à des températures différentes (à droite, la température plus basse).


Le dioxyde d'azote comme polluant[modifier | modifier le code]

L'électron non-apparié du dioxyde d'azote en fait un oxydant et un poison violent : son inhalation donne une réaction instantanée avec l'eau de la muqueuse interne des poumons, conduisant à la production d'acide nitrique.

Les moteurs Diesel comptent parmi les premières sources d'émission de ce gaz. Les cartes satellitaires de la pollution par NO2 montrent trois foyers principaux comme sources, mais aussi que les routes des navires marchands et de guerre sont tracées par le NO2, notamment en mer Rouge et dans l'océan Indien entre la pointe sud de l’Inde et l’Indonésie. Au-dessus de la mer, le taux d'UV est augmenté et les moteurs marins n'ont pas bénéficié des progrès de l'automobile. De plus, leur fioul est de mauvaise qualité.

Le charbon actif adsorbe très efficacement le dioxyde d'azote, tant qu'il n'est pas saturé. L'évaluation des taux de NO2 se fait grâce à des capteurs spécifiques.

Autre usage[modifier | modifier le code]

Il a été utilisé au XIXe siècle pour la conservation de la viande.

Voir aussi[modifier | modifier le code]

Lien externe[modifier | modifier le code]

Références[modifier | modifier le code]

  1. a, b, c, d, e et f DIOXYDE D'AZOTE, fiche de sécurité du Programme International sur la Sécurité des Substances Chimiques, consultée le 9 mai 2009
  2. (en) David R. Lide, Handbook of chemistry and physics, CRC,‎ 16 juin 2008, 89e éd., 2736 p. (ISBN 142006679X et 978-1420066791), p. 9-50
  3. Masse molaire calculée d’après « Atomic weights of the elements 2007 », sur www.chem.qmul.ac.uk.
  4. (en) Klotz, Irving M. / Rosenberg, Robert M., Chemical Thermodynamics, Basic Concepts and Methods, Wiley-VCH Verlag GmbH & Co. KGaA,‎ 2008, 564 p. (ISBN 0-471-78015-4), p. 98
  5. (en) David R. Lide, Handbook of chemistry and physics, CRC,‎ 2008, 89e éd., 2736 p. (ISBN 978-1-4200-6679-1), p. 10-205
  6. « Dioxyde d'azote » dans la base de données de produits chimiques Reptox de la CSST (organisme québécois responsable de la sécurité et de la santé au travail), consulté le 23 avril 2009.
  7. Numéro index 007-002-00-0 dans le tableau 3.1 de l'annexe VI du règlement CE N° 1272/2008 (16 décembre 2008).
  8. « Nitrogen dioxide », sur hazmap.nlm.nih.gov (consulté le 14 novembre 2009)
  9. Chimie Inorganique Schriver Atkins DeBoeck Université
  10. Holleman, A. F.; Wiberg, E. "Inorganic Chemistry" Academic Press: San Diego, 2001. ISBN 978-0-12-352651-9.