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CYANAMIDE
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CYANAMIDE . La See also:combinaison de l'See also:azote avec l'oxygène a été effectuée la première fois par See also:Cavendish en 1785, qui a utilisé une décharge d'étincelle. See also:Le See also:processus a été développé par Madame Lefebre en 1859; par Meissner en 1863, qui a constaté que See also:les See also:gaz moites ont donné un meilleur résultat; et par Prim en 1882, qui a étincelé les gaz See also:sous See also:pression; il a été également employé par See also:seigneur See also:Rayleigh dans son See also:isolement de l'argon (q.v.).. Ce n'était pas, cependant, un succès commercial, et la même application de See also:Siemens occupée par résultat et de Halske de la décharge silencieuse. Plus efficace était l'See also:arc électrique. En 1892 See also: See also:Bradley et D. R. Lovejoy chez See also:Niagara See also:tombe, qui a passé l'See also:air atmosphérique, ou air enrichi avec l'oxygène, au sujet d'un arc de tension élevée rendu aussi See also:long comme possible; mais la See also:compagnie (Atmospheric Products Company) était un échec. De meilleurs résultats ont assisté au processus de K. Birkeland et S. Eyde, qui est travaillé à une grande échelle chez Notodden, Norvège. L'arc est produit en See also:menant un See also:courant d'environ 5000 volts équatorial entre les poteaux d'un électro-aimant; ceci produit ce qui est pratiquement un See also:disque de See also:flamme, 62 See also: On l'a trouvé avantageux de ne pas travailler pour l'acide mais pour un nitrate de See also:base de calcium (nitrate normal de calcium étant très déliquescent); à cette See also:fin l'acide est préparé avec la quantité requise de lait de chaux. En cours de Badische Anilin- et Soude-Fabrik, l'arc, qui serait 30 à 50 pi de long ou plus, est formé dans un long See also:tube, et les gaz sont envoyés autour de l'arc en les injectant oblique. Un acide de 30% serait formé. I. Moscicki et J. von Kowalski ont fait breveter un processus où l'arc est formé à deux électrodes de See also:cuivre concentriques verticales et tourné par un électro-aimant; See also:cela est fonctionné chez See also:Vevey, Suisse. Le processus de Rankin, dont très peu est connu, produit l'arc avec le courant beaucoup inférieur. La See also:conversion de l'azote dans l'See also:ammoniaque par l'électricité a suscité beaucoup d'See also:attention, mais l'See also:aspect commercial semble avoir été d'abord établi par de Hemptinne en 1900, qui a employé l'étincelle et la décharge silencieuse sur des mélanges d'hydrogène et de l'azote, et a constaté que la pression et la température doivent être le See also:bas gardé et l'étroit d'See also:espace d'étincelle. J. Schlutius en gaz de Dowson utilisé par 1903 comme source d'hydrogène, et combinaison induite au See also:moyen de See also:platine et de la décharge silencieuse. Plusieurs processus non électriques ont été conçus. En la tache 1862 passée un mélange de chaux d'un rouge ardent d'excédent d'oxyde de See also:carbone de See also:vapeur, d'azote et, tandis qu'en Woltereck 1904 combinaison induite en passant l'excédent de vapeur et d'air oxyde d'un rouge ardent de See also:fer (de la See also:tourbe est employée dans la See also:pratique). En de Lambilly's de l'air et la vapeur de processus est mené au-dessus du See also:coke See also:blanc-chaud, et de l'anhydride carbonique ou de l'oxyde éliminé des gaz s'échappants selon que le formiate ou le carbonate d'ammonium est voulu. Le gaz résiduel est alors passé par un tube contenant les matériaux poreux, tels que le See also:bois ou l'See also:os-See also:charbon de bois, la See also:renovation platinée ou le platine spongieux, alors mélangé à la vapeur et de nouveau forcé par le tube. Les réactions sont représentées en tant que (i) N2+3h2+2co ±2H20=2h•co2nh4 (formiate d'ammonium). (2) N2+3H2+2CO2-f2H20=2HO•CO2NH4 (carbonate d'ammonium). La meilleure température pour la première réaction est entre 8o°C. et 1ó°C. et pour la seconde entre le ô C. et õ° C. In un autre processus, qui a lancé avec C. Kaiser (Abst. J.c.s., 1907, ii. p. 862), calcium est chauffé dans un courant d'hydrogène, et de l'azote passé au-dessus de l'hydrure ainsi formé; ceci donne la nitrure d'ammoniaque et de calcium, le dernier de ce qui renonce à son azote comme ammoniaque et reforme l'hydrure une fois de See also:chauffage dans un courant d'hydrogène. La fixation de l'azote comme nitrure n'a pas été occupée avec le succès commercial. H. Mehner breveté chauffant les oxydes du See also:silicium, le bore ou le magnésium avec du charbon ou coke dans un See also:four électrique, et puis dépassement en azote, qui See also:forme, avec le métal libéré par l'See also:action du carbone, une nitrure aisément décomposable. Pour une bibliographie prolongée voir le numéro 63 de bulletin du See also: Il est légèrement plus léger que l'air. Seigneur Rayleigh dans 1894 a constaté que la densité de l'azote atmosphérique était au sujet de z % plus haut que cela de l'azote chimiquement préparé, une découverte qui a mené à l'isolement des gaz rares de l'atmosphère (voir l'cArgon). Les valeurs obtenues sont montrées ci-dessous. Azote Chimique Atmosphérique. Azote. 0,97209 0,96727 Seigneurs Rayleigh, Chem. See also:Nouvelles, 1897, 76, P. 315. 0,9720 0,9671 A. Leduc, rendus de See also:Comptes, 1896, 123, p. 805. L'azote est un gaz très inerte: il ni ne brûlera ni soutiendra la See also:combustion des combustibles ordinaires. Il combine directement avec le See also:lithium, le calcium et le magnésium une fois de chauffage, tandis que des nitrures des métaux de See also:terre rare sont également produites quand leurs oxydes sont mélangés à du magnésium et chauffés dans un courant de l'azote (C. Matignon, rendus de Comptes, 1900, 131, p. 837). L'azote a été liquéfié, la température See also:critique étant -149° C. et les atmosphères critiques de la pression 27,54. Les ébullitions liquéfiées de gaz à -195.5° C., et sa densité à son See also:point d'ébullition est 0,8103 (E. C. C. Baly et F. See also: 912). Composés. L'azote combine avec de l'hydrogène pour former l'ammoniaque, le NH3, l'See also:hydrazine, le N2H4, et l'See also:azoimide, N3H (qq.v.); les autres hydrures connus, N4H4 et N5H5, sont des See also:sels d'azoimide, à savoir. NH4.n3 et N2H4•N3H. Le trichlorure d'azote, NCl3, découvert par P. L. See also:Dulong en 1811 (Schweigg. Journ., 1811, 8, p. 302), et obtenu par l'action de l'hypochlorite de See also:chlore ou de See also:sodium sur le See also:chlorure d'ammonium, ou par l'électrolyse de la See also:solution de chlorure d'ammonium, est une See also:huile See also:jaune très volatile. Il possède une See also:odeur extrêmement piquante, et sa vapeur est extrêmement irritante aux yeux. C'est un explosive(see le plus dangereux D. L. Chapman et L. Vodden, Jour. Chem. Soc., 1909, 95, p. 138). L'azoture de chlore, C1•N3, a été découvert par F. Raschig en 1908 (voir l'Az0IMIDE); le composé correspondant d'See also:iode avait été obtenu en 1900 par A. Hantzsch (See also:jujube, 33, p. 522). Pour le prétendu iodure d'azote voir l'cAmmoniaque. L'azote forme cinq oxydes, à savoir protoxyde d'azote, N20, oxyde nitrique, NON, trioxyde d'azote, N203, peroxyde d'azote, NO2, et pentoxyde d'azote, NÒ5, tandis que trois oxyacids d'azote sont connus: acide yponitrous, H2N202, acide nitreux, HNO2, et acide nitrique. HNO3 (q.v.). Les quatre premiers oxydes sont des gaz, le cinquième est un solide. Le protoxyde d'azote, N20, d'isolement en 1776 par J. See also:Priestley, qui l'a obtenu en réduisant le peroxyde d'azote avec du fer, peut être préparé en chauffant le nitrate d'ammonium à 17o-2õ° C., ou en réduisant un mélange d'acide nitrique et sulfurique avec le zinc. C'est un gaz sans couleur, qui est pratiquement inodore, mais possède un goût de sweetish. Il est quelque peu soluble dans l'eau. Une fois liquéfiées le des ébullitions à -89.8° C., et par davantage de refroidissement peuvent être solidifiées, la See also:fonte pleine à -1o2.3° C (W. See also:Ramsay, Chem. Nouvelles, 1893, 67, p. 140). Il ne brûle pas, mais soutient la combustion des substances de chauffage presque aussi bien que le qxygen. Il est employé comme anesthésique, principalement en See also:art dentaire, produisant une fois inhalé un état d'excitation hysterical souvent accompagné de See also:rire fort, d'où ce s'appelle parfois "le gaz hilarant." L'oxyde nitrique, NON, d'abord obtenu en Van See also:Helmont, est habituellement préparé par l'action de l'acide nitrique dilué (densité 1,2) sur le cuivre. See also:Cette méthode ne donne pas un gaz pur, des quantités variables de protoxyde d'azote et un azote étant présent (voir le NIT Ric Acxu). En See also:condition plus pure elle peut être obtenue par l'action de l'acide sulfurique sur un mélange de nitrate de See also:potassium et de sulfate ferreux, ou d'acide chlorhydrique sur un mélange de nitrate de potassium et de chlorure ferrique. Elle est également constituée par l'action de l'acide sulfurique concentré sur le nitrite de sodium en présence du See also:mercure. C'est un gaz sans couleur qui est seulement économiquement soluble dans l'eau. Il peut être liquéfié, sa température critique étant -93.5°, et les ébullitions liquides à -153.6° C. It n'est pas un défenseur de la combustion, à moins que le sustance présenté soit suffisamment à un élevé pour décomposer le gaz, quand la combustion continuera aux dépens de l'oxygène libéré. Si le gaz soit mélangé à de la vapeur du bisulfure de carbone, le mélange brûle avec une flamme See also:lavande-colorée vive. L'oxyde nitrique est soluble dans les solutions des sels ferreux, une solution See also:brune foncée étant formée, qui est aisément décomposée par la chaleur, avec l'évolution de l'oxyde nitrique. Il combine avec l'oxygène pour former le peroxyde d'azote. L'hydrogène naissant le ramène à l'See also:hydroxylamine (q.v.), tandis que les solutions des hypochlorites l'oxydent à l'acide nitrique. Parfois il réagit comme See also:agent réducteur, par exemple l'oxyde d'See also:argent est réduit à l'argent métallique à 170° C., à bioxyde de plomb à l'oxyde et à bioxyde de manganèse au sesquioxide. Le trioxyde d'azote, NÒ3, a été mentionné la première fois par J. R. See also:Glauber dans 1648 comme produit de la réaction entre l'acide nitrique et l'oxyde arsénieux. Monsieur W. Ramsay (Jour. Chem. Le Soc., 1890, 5, le p. 590), en distillant l'oxyde arsénieux avec de l'acide nitrique et en refroidissant le distillat, ont obtenu un liquide See also:vert qui s'est composé du trioxyde et du peroxyde d'azote dans des proportions variables, et ont conclu que le trioxyde ne pourrait pas être pur obtenu. Il a alors essayé la combinaison directe de l'oxyde nitrique avec du peroxyde d'azote liquide. Un liquide See also:bleu-foncé est produit, et les premières parties de gaz bouillant au loin du mélange correspondent See also:assez étroitement en See also:composition à du trioxyde d'azote. H. B. Baker (Jour. Chem. Soc., 1907, 91, p. 1862) a obtenu le trioxyde d'azote sous la forme gazeuse en volatilisant le liquide dans des conditions spéciales. L. Francesconi et N. See also:Sciacca (Ganz., 1904, 34 (i.), p. 447) ont montré cet oxyde et oxygène nitrique liquide, ou oxygène d'oxyde et liquide nitrique gazeuse, mélangée dans toutes les proportions et rapporté le trioxyde d'azote, tandis que l'oxyde nitrique gazeux mélangé à l'excès de l'oxygène donnait toujours le trioxyde si le mélange était gardé au-dessous d'I1o° C. They également déclarent que le trioxyde d'azote est See also:stable à la pression See also:ordinaire jusqu'à M. v. Wittorf (anorg de -21° C. N. de Zeit.. Chim., 1904, 41, p. 85) a obtenu les cristaux bleus du trioxyde (See also:fondant à -103° C.) à la saturation du peroxyde d'azote liquide avec de l'oxyde nitrique et au refroidissement du mélange. Le liquide préparé par Baker est vert en See also:couleurs, et a une densité 1,11 à la température ordinaire, mais au-dessous de -2° le C. devient d'une couleur profonde de bleu d'indigo. Il forme une masse des cristaux bleus profonds à la température d'air liquide. 
Il est excessivement soluble en acide sulfurique concentré. Le peroxyde d'azote, NO2 ou NÒ4, peut être obtenu en mélangeant l'oxygène à de l'oxyde nitrique et en passant le gaz rouge ainsi être obtenu par un mélange frigorifique. La See also:production de ce gaz rouge quand de l'air est mélangé à de l'oxyde nitrique a été mentionnée par R. See also:Boyle en 1671. Le peroxyde d'azote est également préparé en chauffant le nitrate de plomb et en passant les produits de la décomposition par un tube entouré par un mélange frigorifique, quand le gaz liquéfie. À de basses températures c'est un solide cristallin sans couleur qui fond à -1014° C. (W. Ramsay, Chem. News, 1900, 61, p. 91). À mesure que la température augmente le liquide devient jaunâtre, la couleur approfondissant avec l'élévation de la température jusque 2'à +15° C. qu'il a une teinte See also:orange profonde. Les ébullitions liquides à environ changement de 22° C. This de couleur est accompagnées d'un changement de la densité de vapeur, et est expliquées par le fait que le peroxyde d'azote se compose d'un mélange d'un composé sans couleur NÒ4, et un gaz rouge-See also: Salet, rendus de Comptes, 1868, 67, p. 488; voir également E. et le L. Natanson, Wied. See also:Annonce, 1885, 24, p. 454; 1886, 27, P. õ6). M. See also:Berthelot et J. Ogier (Soc. Chim., 1882 de See also:traction [ 21, 37, p. 434; 38, p. 60) ont également prouvé que la chaleur spécifique du gaz diminue avec l'augmentation de la température jusqu'à ce qu'elle atteigne un minimum à environ des déterminations de 198-253° C. Cryoscopic du See also:poids moléculaire du peroxyde d'azote dissous dans l'See also:exposition tlacial d'acide acétique qu'elle correspond à la See also:formule moléculaire 204 à de basses températures (W. Ramsay, Jour. Chem. Soc., 1888, 53, p. 621). Le peroxyde d'azote est l'oxyde le plus stable de l'azote. Il est décomposé par l'eau, donnant à l'o° C. un mélange des acides nitriques et nitreux: 2NO2+hò=hno3+hno2. Il combine avec de l'acide sulfurique pour former l'acide nitro-sulfonique, S02(oh) (NO2). Il ne soutient pas la combustion d'un cône, mais le See also:phosphore brûlant et le carbone d'un rouge ardent continueront à brûler dans le gaz. Il convertit beaucoup d'oxydes métalliques en mélanges des nitrates et des nitrites, et attaque beaucoup de métaux, formant des nitrates et lui-même étant réduit à l'oxyde nitrique. C'est un oxydant énergique. Le pentoxyde d'azote, N205, a été obtenu la première fois en 1849 par H. Sainte-Claire-Deville (See also:Ann. Chim. Phys., 1850 [ 31, 28, p. 241) par l'action du chlore sec sur le nitrate d'argent: ÂgNO3+2C12=ÂgCI+2N205 +02. Il peut également être obtenu en distillant l'acide nitrique au-dessus du pentoxyde de phosphore. Il se cristallise en grands prismes qui fondent à 29-30° C. à un liquide jaunâtre, qui See also:bout à 45-50° C. avec la décomposition See also:rapide. Il est très instable, se décomposant lentement même aux températures ordinaires. Il se dissout dans l'eau, formant l'acide nitrique. L'acide hypoazoteux, H2N202, a été obtenu la première fois sous forme de ses sels par E. See also:Divers en 1871 (Chem. News, 23, p. 206) en réduisant une solution de nitrite de potassium avec l'See also:amalgame de sodium, et de précipitation suivante en tant que See also:sel argenté. Hyponitrites résultent également quand les hydroxyamido-sulfonates, par exemple HO.NH•S03Na, sont hydrolysés par les alcalis caustiques (E. Divers et T. Haga, Jour. Chem. Soc., 1889, 55, P. 7õ), ou quand l'acide benzsulphohydroxamic, C6HES02•NH.0h, est préparé de la même manière (0. See also:Piloty, jujube, 1896, 29, p. 1560). Ils peuvent également être préparés par l'action des oxydes mercuriques ou cupriques sur les solutions alkalines de l'hydroxylamine (A. Hantzsch, annonce, 1896, 292, p. 317); par l'action du sulfate d'hydroxylamine sur les nitrites alkalins en présence du carbonate de chaux ou de calcium, le mélange étant rapidement chauffé à õ° C.; ou par l'See also:hydrolyse de nitroso-oxyurea diméthylique, (See also:CH3)2n•co•n(See also:no)•oh (A. Hantzsch, jujube, 1897, 30, p. 2356). L'acide See also:libre, qui se cristallise dans les balances brillantes, mieux est préparé en décomposant le sel argenté avec une solution éthérée d'acide chlorhydrique. Il est très explosif, se dissout aisément dans l'eau et se comporte comme acide dibasique. Il ne libère pas l'iode de l'iodure de potassium, ni l'un ni l'autre il décolore la solution d'iode. Le See also:brome l'oxyde à l'acide nitrique, mais la réaction n'est pas quantitative. Dans la solution acide, le permanganate de potassium l'oxyde à l'acide nitrique, mais dans la solution alkaline seulement à l'acide nitreux. Il se décompose lentement sur se tenir, rapportant l'eau et le protoxyde d'azote. Le sel argenté est un solide jaune See also:lumineux, soluble en acides sulfuriques et nitriques dilués, et peut être cristallisé des solutions concentrées de l'ammoniaque. Il se décompose lentement sur l'exposition ou sur le chauffage. Le sel de calcium, CaN202.4H20, constitué par l'action du chlorure de calcium sur le sel argenté en présence d'une petite quantité d'acide nitrique, est une See also:poudre cristalline brillante, presque insoluble dans l'eau mais aisément soluble en acides dilués. Il est décomposé par l'acide sulfurique, avec l'évolution du protoxyde d'azote. L'acide nitreux, HNO2, est trouvé dans une certaine See also:mesure sous forme de ses sels dans l'atmosphère et dans l'eau de See also:pluie. L'acide pur n'a pas été encore obtenu, puisqu'en présence de l'eau il se décompose avec la formation de l'acide nitrique et de la libération de l'oxyde nitrique: 3HNO2 = HNO3+2no+h20. Ses sels peuvent être obtenus dans certains See also:cas en chauffant les nitrates correspondants, mais la méthode pas donnent de bons résultats. Le nitrite de sodium, le sel le plus généralement utilisé de l'acide, est généralement obtenu en chauffant le nitrate avec le See also:fil métallique; en chauffant l'azotate de soude avec de l'hydroxyde de See also:soufre et de sodium, le produit alors étant infimement cristallisé (lu, Holliday et fils: 3NaNO3+S+2NaOH = Na2SO4+3NaNO2+H20; en oxydant l'azote atmosphérique dans un arc électrique, gardant les gaz au-dessus de 300° C., jusqu'à ce que l'absorption dans la solution alkaline d'hydroxyde soit effectuée (See also:brevet See also:allemand 188188); ou en passant l'air, ou un mélange de l'oxygène et de l'ammoniaque, au-dessus des oxydes métalliques de chauffage (ibid., 168272). Les sels de l'acide sont sans couleur ou faiblement jaune. Dans le soluté l'acide libre agit en tant qu'oxydant, indigo de See also:blanchissement et iode de libération d'iodure de potassium, ou il peut agir en tant qu'agent réducteur puisqu'il tend aisément à passer dans l'acide nitrique: par conséquent il décharge la couleur des solutions acides des permanganates et des chromates. L'acide trouve l'utilisation considérable en See also:chimie organique, étant utilisé pour distinguer entre les différents types des See also:alcools et d'amines, et également dans la production de diazo, azoïques et diazo-aminés composés. Il peut être identifié par la couleur bleue qu'il donne avec du sulfate de diphénylamine et par sa réaction au See also:papier d'iodure-See also:amidon de potassium. Le chlorure nitrosylique, NOCI, est obtenu par l'See also:union directe de l'oxyde nitrique avec du chlore; ou en distillant un mélange des acides nitriques et chlorhydriques concentrés, passant les gaz résultants dans l'acide sulfurique concentré et chauffant le sulfate nitrosylique ainsi-formé d'hydrogène avec du sel sec: HNO3+3hc1=noc1+c12 +H20; NOCI + H2SO4 = HCI + NO•SO4H; NON. SO4H + NaCl = NOCI+NaHSO4 (W. A. See also:Tilden, Jour. Chem. Soc., 18õ, P. 6ó). Il est également préparé par l'action du pentachlorure de phosphore sur le nitrite de potassium ou sur le peroxyde d'azote. C'est un gaz orange qui peut être aisément liquéfié et par davantage de refroidissement pouvez besolidified. Les ébullitions de liquide à -5° C. et les fontes de solide aux composés de See also:double de formes de -65° C. It avec des beaucoup de chlorures métalliques, et application considérable de trouvailles en tant que moyens de séparer de divers membres du See also:groupe de terpène de composés. Il est aisément décomposé par l'eau et les hydroxydes alkalins, rapportant un mélange de nitrite et de chlorure. Sur le traitement avec le fluorure argenté il rapporte le fluorure nitrosylique, NOF (O. See also:Ruff, anorg de Zeit.. Chim., 1905, 47, p. 190). Le fluorure de Nitroxyl, NO2F, est constitué par l'action du See also:fluor sur l'oxyde nitrique à la température de l'oxygène liquide (H. See also:Moissan et P. See also:Lebeau, rendus de Comptes, 1905, 140, pp 1573, 1621). C'est un gaz à la température ordinaire; une fois liquéfiées le les ébullitions à -63.5° C. et sur des fontes de solidification à -139° C. Water le décompose en acides nitriques et fluorhydriques. Nitramide, NH2NO2, est obtenu par l'action des acides sulfuriques et nitriques sur l'imidosulphonate de potassium, ou par l'action de l'acide sulfurique glacé sur le nitro-carbamate de potassium (J. Thiele et A. See also:Lachmann, annonce, 1895, 288, p. 297): No2•nk-co2k+h2so4 = NH2NO2+k2so4+See also:co2. Il se cristallise dans les prismes ou les feuillets qui fondent à 72-75°C. et sont aisément solubles dans l'eau et dans tous les dissolvants organiques excepté le ligroin. Il est quelque peu volatil à la température ordinaire, et son soluté possède une réaction fortement acide. C'est protoxyde d'azote très instable, de decomposing.into et eau une fois mélangé à de l'oxyde de cuivre, jaune de See also:chrome ou même See also:verre en poudre. Sur la réduction il donne une substance fortement réductrice, probablement hydrazine. Selon A. Hantzsch (annonce, 1896, 292, pp 340 et seq.) l'acide et le nitramide hypoazoteux doivent être considérés comme stéréoisomères, étant des formes See also:anti et de syn- du même composé. Thiele, cependant, considère le nitramide comme l'acide imidonitric, HN:no(oh). Le sulfure d'azote, N4S4, d'abord obtenu par W. See also:Gregory (Jour. pharm., 1835, 21, p. 315) par l'action de l'ammoniaque sur le chlorure de soufre, a été étudié par O. Ruff et E. Geisel (jujube, 1904, 37, p. 1573; 2905, 38, p. 2659), qui l'a également obtenu en dissolvant le soufre en ammoniaque liquide. C'est un solide cristallin rougeâtre-jaune, insoluble dans l'eau et la fonte à 178° C. It éclate aisément une fois fondu ou soumis au See also:choc. L'acide chlorhydrique sec ne donne l'ammoniaque mais aucun azote; avec de l'ammoniaque il donne N:snh2 et S:s(nh2)2; et avec des amines secondaires il forme des thiodiamines, S(nr2)2, azote et ammoniaque étant libérée. Une fois de chauffage avec CS2 au See also:loo 'C. sous pression, il forme le sulfure d'azote liquide, N2S, un liquide rouge See also:mobile qui solidifie à l'iode-comme la masse des cristaux qui fondent à lo-11° C. Water, alcalis et les acides le décomposent en soufre et ammoniaque (W. Muthmann, anorg de Zeit.. Chim., 1897, 13, p. 200). Pour les acides sulfoniques contenant l'azote voir l'cAmmoniaque. Des déterminations nombreuses du poids atomique d'azote ont été faites par les différents observateurs, changer obtenu par valeurs légèrement selon les méthodes employées. See also:Ces méthodes ont été purement chimiques (gravimétrique ou volumétrique), l'examen médical (les déterminations de la densité de l'azote, de l'oxyde nitrique, du &See also:amp;c.) ou physico-chimique. P. A. Guye a donné une discussion critique de l'exactitude relative des méthodes gravimétriques et physico-chimiques, et favorise le dernier, donnant pour le poids atomique une valeur moins de 14,01. Les papiers plus importants traitant le sujet sont: J. See also:Stas, fEuvres accomplit, I. pp 342 et seq.; Seigneur Rayleigh, Proc. See also:Roy. Soc. (1894), 55, p. 340; (1904) 73, p. 153; G. See also:Doyen, Jour. Chem. Soc. (190), 79, p. 147; R. W. Gray, Jour. Chem. Soc. (, 906), 88, p. 1174; A. See also:Scott, Proc. Chem. Soc. (1905), 21, p. 309; P. A. Guye, Chem. News (1905), 92, pp 261 et seq.; (1906) 93, p. 13 et seq.; D. Berthelot, rendus de Comptes (1907), 144, p. L'information et commentaires additionnelsIl n'y a aucun commentaire pourtant pour cet article.
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