Dusík

Nanostruktur

Atomový dusík, také známý jako aktivní dusík je velmi reaktivní, je triradical s tři nespárované elektrony., Volné atomy dusíku snadno reagují s většinou prvků se tvoří nitridy, a i když dva volné atomy dusíku srazí k výrobě nadšený N2 molekuly, se může uvolnit tolik energie na kolizi s i jako stabilní molekuly, jako je oxid uhličitý a voda způsobit homolytic štěpení na radikály, jako je CO a O nebo OH a H. Atomový dusík je připraven tím, že projde elektrický výboj pomocí dusíku plyn na 0,1–2 mm hg, která vyrábí atomic dusík spolu s broskví-žlutá emisí, které mizí pomalu, jako odlesk za několik minut i po propuštění ukončí.,

vzhledem k velké reaktivitě atomového dusíku se elementární dusík obvykle vyskytuje jako molekulární N2, dinitrogen. Tato molekula je bezbarvý, bez zápachu a bez chuti diamagnetický plyn za standardních podmínek: taje při -210 °C a vaří při teplotě -196 °C. Oxidu je většinou nereaktivní při pokojové teplotě, ale to bude však reagovat s lithium-kov a některé komplexy přechodných kovů. To je způsobeno jeho vazbou, která je jedinečná mezi diatomickými prvky za standardních podmínek v tom, že má n≡n trojnou vazbu. Trojité vazby mají krátké délky vazby (v tomto případě 109.,76 pm) a vysoké disociační energii (v tomto případě, 945.41 kJ/mol), a jsou tedy velmi silná, vysvětluje oxidu je chemická inertnost.

existují určité teoretické náznaky, že mohou být možné i jiné oligomery dusíku a polymery. Pokud by mohly být syntetizovány, mohou mít potenciální aplikace jako materiály s velmi vysokou hustotou energie, které by mohly být použity jako silné pohonné látky nebo výbušniny., Je to proto, že by se všechny rozloží na oxidu, jehož N≡N triple bond (bond energy 946 kJ⋅mol−1) je mnohem silnější, než ty z N=N dvojné vazby (418 kJ⋅mol−1), nebo N–N jednoduché vazby (160 kJ⋅mol−1): opravdu, triple bond má více než třikrát energie jednoduché vazby. (Opak je pravdou pro těžší niktogeny, které dávají přednost polyatomic nanostruktur.,) Velkou nevýhodou je, že nejvíce neutrální polynitrogens se neočekává, že mají velkou bariéru vůči rozkladu, a že několik málo výjimek by bylo ještě náročnější vyrobit než dlouho hledal ale stále neznámý tetrahedrane. To stojí v protikladu k dobře charakterizovaného kationtové a aniontové polynitrogens sloučeniny (N−
3), pentazenium (N+
5), a pentazolide (cyklické aromatické N−
5). Za extrémně vysokých tlaků (1.,1 milion atm) a vysoké teploty (2000 K), jak se vyrábí v diamond anvil cell, dusíku polymerises do single-lepené krychlových gauche krystalové struktury. Tato struktura je podobná struktuře diamantu a obě mají extrémně silné kovalentní vazby, což vede k jeho přezdívce „dusíkatý diamant“.

Při atmosférickém tlaku, molekulární dusík kondenzuje (zkapalní) na 77 K (-195.79 °C) a zamrzne na 63 K (-210.,01 °C) do beta hexagonální uzavřené krystalové alotropní formy. Pod 35,4 K (-237,6 °c) dusík předpokládá alotropní formu krychlového krystalu (nazývanou alfa fáze). Kapalný dusík, bezbarvá tekutina připomínající vody ve vzhledu, ale s 80.8% hustota (hustota kapalného dusíku na jeho bod varu je 0.808 g/mL), je společný cryogen. Pevný dusík má mnoho krystalických modifikací. Vytváří významné dynamické pokrytí povrchu na Plutu a vnějších měsících sluneční soustavy, jako je Triton., Dokonce i při nízkých teplotách pevné dusíku je poměrně volatilní a může sublime tvoří atmosféru, nebo kondenzovat zpět do dusíku mrazu. Je velmi slabý a toky ve formě ledovců a na tritonových gejzírech plynného dusíku pocházejí z oblasti polárního ledu.,

Oxidu komplexů

první příklad oxidu složité, aby se objevil, byl 2+ (viz obrázek vpravo), a brzy mnoho dalších takových komplexů byly objeveny., Tyto komplexy, v nichž dusíku molekula daruje alespoň jeden osamělý párů elektronů na centrální kation kovu, ilustraci, jak N2 může vázat na kov(y) v nitrogenase a katalyzátor pro Haberův proces: tyto procesy zahrnující oxidu aktivace jsou životně důležité v biologii a při výrobě hnojiv.

Dinitrogen je schopen koordinovat s kovy pěti různými způsoby. Více dobře charakterizovanými způsoby jsou koncové M←N N N (η1) a m←N→n → M (μ, bis-η1), ve kterých jsou osamělé páry na atomech dusíku darovány kovovému kationtu., Méně dobře charakterizované způsoby zahrnují dinitrogen darování elektronových párů z trojné vazby, buď jako překlenovací ligand ke dvěma kovovým kationtům (μ, bis-η2) nebo pouze k jednomu (η2). Pátá a jedinečná metoda zahrnuje trojitou koordinaci jako překlenovací ligand, darující všechny tři elektronové páry z trojné vazby (μ3-N2). Několik komplexy mají více N2 ligandy a některé funkce N2 vázané v několika způsoby., Od N2 je isoelectronic s oxidem uhelnatým (CO) a acetylenu (C2H2), lepení v oxidu komplexů je úzce spojeni, že v karbonylové sloučeniny, i když N2 je slabší σ-donor a π-akceptor než CO. Teoretické studie ukazují, že σ darování je další důležitým faktorem, který umožňuje vznik M–N vazby než π zpět-darování, které většinou jen oslabuje N–N vazby, a na konci-na (η1) darování je snadněji provést, než side-o (η2) darování.

dnes jsou komplexy dinitrogenů známé téměř pro všechny přechodné kovy, což představuje několik set sloučenin., Oni jsou obvykle připraveny tři metody:

1. Výměna labilní ligandy, jako jsou H2O, H−, nebo CO přímo dusík: tyto jsou často reverzibilní reakce, které se přistoupit na mírné podmínky.
2. snížení kovových komplexů v přítomnosti vhodného koligandu nadměrně pod dusíkatým plynem. Běžnou volbou je nahrazení chloridových ligandů dimethylfenylfosfinem (PMe2Ph), aby se nahradil menší počet dusíkatých ligandů připojených než původní chloridové ligandy.
3. převedení ligandu s n-n vazbami, jako je hydrazin nebo azid, přímo do ligandu dinitrogenu.,

Občas, N≡N vazby mohou být vytvořeny přímo v kovu složité, například tím, že přímo koordinované reakce amoniaku (NH3), kyselina dusitá (HNO2), ale to není obecně použitelné. Většina komplexů dinitrogenů má barvy v rozmezí bílo-žluto-oranžovo-červeno-hnědé; je známo několik výjimek ,jako je modrá.,

Nitridy, azidy, silicidy a nitrido komplexů

Dusík dluhopisů na téměř všechny prvky periodické tabulky s výjimkou první tři vzácné plyny, helium, neon a argon, a některé velmi krátké-žil prvky po bismutu vytváří obrovské množství binárních sloučenin s různou vlastnosti a aplikace. Mnoho binárních sloučenin je známo: s výjimkou hydridů dusíku, oxidů a fluoridů se obvykle nazývají nitridy. Mnoho stechiometrické fáze jsou obvykle přítomny u většiny prvků (např. MnN, Mn6N5, Mn3N2, Mn2N, Mn4N, a MnxN pro 9.,2 < x < 25.3). Mohou být klasifikovány jako „sůl“ (především iontové), kovalentní, „diamond-like“, a metallic (nebo intersticiální), i když tato klasifikace má svá omezení, obecně vyplývající z kontinuity lepení typy namísto diskrétní a samostatné typy, které to znamená., Oni jsou obvykle připraveny přímo reaguje kov s dusíku nebo amoniaku (někdy po zahřátí), nebo tepelným rozkladem kovových amidů:

3 Ca + N2 → Ca3N2 3 Mg + 2 NH3 → Mg3N2 + 3 H2 (900 °C) 3, Zn(NH2)2 → Zn3N2 + 4 NH3

Mnoho variant na tyto procesy jsou možné.Nejvíce iontové tyto nitridy jsou ty alkalických kovů a kovů alkalických zemin, Li3N (Na, K, Rb a Cs netvoří stabilní nitridy pro stérické důvody) a M3N2 (M = Be, Mg, Ca, Sr, Ba)., Ty lze formálně považovat za soli n3-anionu, ačkoli separace náboje není ve skutečnosti úplná ani pro tyto vysoce elektropopozitivní prvky. Azidy alkalických kovů NaN3 a KN3, které obsahují lineární aniont N−
3, jsou však dobře známé, stejně jako Sr(N3)2 a Ba(N3)2. Azidy kovů podskupiny B (ve skupinách 11 až 16) jsou mnohem méně iontové, mají složitější struktury a při šoku snadno vybuchují.,

Mnoho kovalentní binární nitridy jsou známé. Příklady zahrnují cyanogen ((CN)2), trifosforus pentanitrid (P3N5), disulfur dinitrid (s2n2) a tetrasulfur tetranitrid (s4n4). V podstatě kovalentní z nitridu křemíku (Si3N4) a germanium nitridu (Ge3N4) jsou také známé: z nitridu křemíku zejména by se slibnou keramické pokud není pro obtížnost zpracování a slinování., Zejména skupina 13 nitridy, z nichž většina jsou slibné polovodičů, jsou isoelectronic s grafitu, diamantu a karbidu křemíku a mají podobnou strukturu: jejich lepení změny od kovalentní částečně iontový na kovové jako skupina pochází. Zejména od B–N jednotka je isoelectronic C–C, a uhlík je v podstatě střední velikosti mezi boru a dusíku, organické chemie najde ozvěnu v boru a dusíku chemie, jako v borazine („anorganický benzen“)., Analogie však není přesná kvůli snadnosti nukleofilního útoku na Bor kvůli jeho nedostatku elektronů, což není možné v kruhu obsahujícím zcela uhlík.

největší kategorii nitridy jsou intersticiální nitridy vzorce MN, M2N a M4N (i když variabilní složení je dokonale možné), kde malé atomy dusíku jsou umístěny v mezerách v kovové kubické nebo hexagonální blízko-sbalil mřížku. Jsou neprůhledné, velmi tvrdé a chemicky inertní, tají se pouze při velmi vysokých teplotách (obvykle nad 2500 °C)., Mají kovový lesk a vedou elektřinu stejně jako kovy. Hydrolyzují jen velmi pomalu, aby poskytly amoniak nebo dusík.

nitridový anion (N3 -) je nejsilnější π dárce známý mezi ligandy (druhý nejsilnější je O2 -). Nitrido komplexy jsou obecně vyrobeny tepelným rozkladem azidů nebo deprotonací amoniaku a obvykle zahrnují koncovou {N N}3− skupinu. Lineární azidový anion (N –
3), který je izoelektronický s oxidem dusným, oxidem uhličitým a kyanátem, tvoří mnoho koordinačních komplexů., Další katenace je vzácná, i když je známo N4−
4 (isoelektronický s uhličitanem a dusičnanem).

Hydridy

Průmyslově, amoniak (NH3) je nejdůležitější sloučenina dusíku a je připraven ve větším množství, než jakékoli jiné směsné, protože to významně přispívá k nutriční potřeby suchozemských organismů tím, že slouží jako prekurzor pro potraviny a hnojiva. Jedná se o bezbarvý alkalický plyn s charakteristickým štiplavým zápachem. Přítomnost vodíkové vazby má velmi významné účinky na čpavek, což na něj uděluje vysoké teploty tání (-78 °C) a body varu (-33 °C)., Jako kapalina, je velmi dobré rozpouštědlo s vysokou teplo odpařování (což je pro použití ve vakuových baněk), který má také nízkou viskozitu a elektrickou vodivost a vysokou dielektrickou konstantou, a je méně hustý než voda. Nicméně, vodíkové vazby v NH3 je slabší než v H2O vzhledem k nižší elektronegativita dusíku ve srovnání s kyslíku a přítomnost pouze jednoho lone-pair v NH3, spíše než dva v H2O. Je to slabá báze ve vodném roztoku (pKb 4.74); její konjugovaná kyselina je amonných NH+
4., Může také působit jako extrémně slabá kyselina, ztrácí proton, aby vytvořil amidový anion, NH –
2. Podléhá tak samodisociaci, podobně jako voda, k výrobě amonia a amidu. Amoniak hoří ve vzduchu nebo kyslíku, i když ne snadno, na výrobu dusíku; to hoří v fluoru s zeleno-žlutý plamen dát fluorid dusitý. Reakce s ostatními nekovy jsou velmi složité a mají tendenci vést ke směsi produktů. Amoniak reaguje na ohřev s kovy, aby získal nitridy.,

mnoho dalších binárních hydridů dusíku je známo, ale nejdůležitější jsou hydrazin (N2H4) a azid vodíku (HN3). Ačkoli to není hydrid dusíku, hydroxylamin (NH2OH) má podobné vlastnosti a strukturu jako amoniak a hydrazin. Hydrazin je kouřová, bezbarvá kapalina, která voní podobně jako amoniak. Jeho fyzikální vlastnosti jsou velmi podobné vlastnostem vody (teplota tání 2,0 °C, Bod varu 113,5 °C, hustota 1,00 g/cm3). Přestože se jedná o endotermickou sloučeninu, je kineticky stabilní., Rychle a úplně hoří ve vzduchu velmi exotermicky, aby poskytoval dusík a vodní páru. Je to velmi užitečné a všestranné redukční činidlo a je slabší základnou než amoniak. To je také běžně používané jako raketové palivo.

Hydrazin je obvykle vyroben reakce amoniaku s alkalickými sodného, chlornanu v přítomnosti želatiny nebo klihu:

NH3 + OCl− → NH2Cl + OH− NH2Cl + NH3 → N
2H+
5 + Cl− (pomalé) N
2H+
5 + OH− → N2H4 + H2O (rychlá)

(útoky pomocí hydroxidu sodného a amoniaku může být obrácen, tak procházející střední NHCl− místo.,) Důvod pro přidání želatiny je, že odstraňuje ionty kovů jako je Cu2+, který katalyzuje zničení hydrazin reakcí s monochloramine (NH2Cl) k výrobě chlorid amonný a dusík.

azid vodíku (HN3) byl poprvé vyroben v roce 1890 oxidací vodného hydrazinu kyselinou dusičnou. Je velmi výbušný a dokonce i zředěné roztoky mohou být nebezpečné. Má nepříjemný a dráždivý zápach a je potenciálně smrtelným (ale ne kumulativním) jedem. To může být považováno za konjugovanou kyselinu azidového anionu a je podobně analogické s kyselinami hydrohalic.,

halogenidy a oxohalidy

jsou známy všechny čtyři jednoduché dusíkaté trihalidy. Pár smíšené halogenidy a hydrohalides jsou známé, ale jsou většinou nestabilní; příklady zahrnují NClF2, NCl2F, NBrF2, NF2H, NFH2, NCl2H, a NClH2.

je známo pět fluoridů dusíku. Fluorid dusitý (NF3, nejprve připraven v roce 1928) je bezbarvý a bez zápachu plyn, který je termodynamicky stabilní, a nejvíce snadno vyrábí elektrolýzou roztavené fluorid amonný rozpuštěný v bezvodém fluorovodíku., Stejně jako tetrafluorid uhlíku není vůbec reaktivní a je stabilní ve vodě nebo zředěných vodných kyselinách nebo zásadách. Pouze při zahřátí má působit jako fluoraci z agenta, a to reaguje s mědí, arsen, antimon a bismut na kontakt při vysokých teplotách dát tetrafluorohydrazine (N2F4). Kationty NF+
4 a N
2F+
3 jsou také známé (ta z reagujících tetrafluorohydrazine se silným fluorid-akceptory jako je arsen pentafluoride), jako je ONF3, který vzbudil zájem vzhledem ke krátké Žádná vzdálenost, což znamená, dílčí dvojité lepení a vysoce polární a dlouhé N–F vazby., Tetrafluorohydrazin, na rozdíl od samotného hydrazinu, může disociovat při pokojové teplotě a vyšší, aby dal radikální NF2•. Azid fluoru (FN3) je velmi výbušný a tepelně nestabilní. Oxidu difluoride (N2F2) existuje jako tepelně interconvertible cis a trans izomery, a byl poprvé nalezen jako produkt tepelného rozkladu FN3.

Dusík trichloride (NCl3) je hustá, těkavé a výbušné kapaliny, jejichž fyzikální vlastnosti jsou podobné těm, tetrachlormethanu, i když jeden rozdíl je, že NCl3 je snadno hydrolyzuje vodou, zatímco CCl4 není., Poprvé byl syntetizován v roce 1811 Pierrem Louisem Dulongem, který ztratil tři prsty a oko na své výbušné tendence. Jako zředěný plyn je méně nebezpečný a průmyslově se používá k bělení a sterilizaci mouky. Dusík tribromide (NBr3), nejprve připraven v roce 1975, je tmavě červené, citlivé na teplotu, těkavé pevné, že je výbušný i při -100 °C. Dusík triiodide (NI3) je stále více nestabilní a je pouze připravené v roce 1990., Jeho adukt s amoniakem, který byl znám dříve, je velmi citlivý na šok: může být vypuštěn dotykem peří, posunutím proudů vzduchu nebo dokonce alfa částic. Z tohoto důvodu, malé množství dusíku triiodide někdy jsou syntetizovány jako demonstrace vysoké školy chemie studenti nebo jako akt „chemické kouzlo“. Azid chloru (ClN3) a azid bromu (BrN3) jsou extrémně citlivé a výbušné.

jsou známy dvě řady oxohalidů dusíku: nitrosylhalogenidy (XNO) a nitrylhalogenidy (XNO2)., První jsou velmi reaktivní plyny, které mohou být vyrobeny přímým halogenováním oxidu dusného. Nitrosylfluorid (NOF) je bezbarvý a energický fluorizační prostředek. Nitrosylchlorid (NOCl) se chová podobně a často se používá jako ionizující rozpouštědlo. Nitrosylbromid (NOBr) je červený. Reakce nitrilovou halogenidy jsou většinou podobné: nitrilovou fluorid (FNO2) a nitrilovou sodný (ClNO2) jsou podobně reaktivní plyny a energický halogenating agentů.,

Oxidy

oxid dusný (N2O), lépe známý jako rajský plyn, je vyroben tepelným rozkladem roztaveného dusičnanu amonného na 250 °C. jedná se o oxidačně-redukční reakci, a tedy oxid dusný a dusík jsou také vyráběny jako vedlejší produkty., Většinou se používá jako hnací a provzdušňovací činidlo pro stříkanou konzervovanou šlehačku a dříve se běžně používá jako anestetikum. Navzdory zdání, to nelze považovat za anhydrid kyseliny hyponitrous kyseliny (H2N2O2), protože to kyselina je produkován rozpuštění oxidu dusného ve vodě. To je nereaktivní (ne reaguje s halogeny, alkalické kovy, nebo ozonu při pokojové teplotě, i když reaktivita se zvyšuje na topení) a má nesymetrické struktury N–Ne (N≡N+O−↔−N=N+=O): nad 600 °C se liší tím, že rozbije slabší Žádné pouto.,

oxid dusnatý (NO) je nejjednodušší stabilní Molekula s lichým počtem elektronů. U savců, včetně lidí, je to důležitá buněčná signalizační molekula zapojená do mnoha fyziologických a patologických procesů. Je tvořena katalytickou oxidací amoniaku. To je bezbarvý paramagnetický plyn, který, je termodynamicky nestabilní, rozkládá na dusík a kyslík plyn na 1100-1200 °C. lepení je podobné jako u dusíku, ale jeden elektron navíc je přidán do π* antibonding orbitální a tedy i dluhopisů, aby byla snížena na přibližně 2.,5; proto dimerisation k O=N–N=O je nepříznivé až pod bod varu (kde cis izomer je stabilnější), protože to není ve skutečnosti zvýšit celkový dluhopisů, aby a protože nepárový elektron je přemístily přes NE molekula, která získá stabilitu. Existují také důkazy pro asymetrický červený dimer O=N-O=N, když je oxid dusnatý kondenzován polárními molekulami. Reaguje s kyslíkem za vzniku hnědého oxidu dusičitého a halogenů za vzniku nitrosylhalogenidů. Reaguje také se sloučeninami přechodných kovů, které poskytují nitrosylové komplexy, z nichž většina je hluboce zbarvená.,

Modrá oxidu sírového (N2O3) je pouze k dispozici jako pevná, protože to se rychle odloučí nad jeho bod tání dát dusnatého, oxidu dusičitého (NO2) a oxidu osmičelého (N2O4). Dvě posledně uvedené sloučeniny jsou poněkud obtížné studovat individuálně, protože rovnováha mezi nimi, i když někdy oxidu osmičelého a mohou reagovat tím, že heterolytic štěpení na nitrosonium a nitrátu v médiu s vysokou dielektrickou konstantou. Oxid dusičitý je suchý, žíravý hnědý plyn. Obě sloučeniny lze snadno připravit rozložením suchého dusičnanu kovu., Oba reagují s vodou za vzniku kyseliny dusičné. Oxidu osmičelého je velmi užitečné pro přípravu bezvodé dusičnany kovů a nitrato komplexy, a to se stalo skladovatelný oxidant volbou pro mnoho raket v usa a SSSR v pozdní 1950. To je proto, že je hypergolic paliva v kombinaci s hydrazin-založené raketové palivo a může být snadno uložen, protože je kapalný při pokojové teplotě.,

tepelně nestabilní a velmi reaktivní oxid dusičný (N2O5) je anhydrid kyseliny dusičné, a mohou být vyrobeny z ní dehydratací s oxid fosforečný. Je to zajímavé pro přípravu výbušnin. Je to deliquescentní, bezbarvá krystalická pevná látka, která je citlivá na světlo. V pevném stavu je iontová se strukturou + -; jako plyn a v roztoku je molekulární O2N-o-NO2. Hydratace na kyselinu dusičnou přichází snadno, stejně jako analogická reakce s peroxidem vodíku, který dává kyselinu peroxonitrovou (HOONO2). Je to násilné oxidační činidlo., Plynný oxid dusičný rozkládá takto:

N2O5 ⇌ NO2 + NO3 → NO2 + O2 + NO N2O5 + NO ⇌ 3 NO2

Oxokyseliny, oxoanions, a oxokyselinou soli

Mnoho oxokyseliny dusíku jsou známé, i když většina z nich jsou nestabilní jako čisté sloučeniny a jsou známé pouze jako vodného roztoku nebo jako soli. Kyselina hyponitrová (H2N2O2) je slabá kyselina diprotová se strukturou HON=NOH (pKa1 6,9, pKa2 11,6). Kyselé roztoky jsou poměrně stabilní, ale nad pH 4 báze katalyzované rozkladu dochází přes-na oxid dusný a hydroxidu aniontu., Hyponitrity (zahrnující n
2O2−
2 anion) jsou stabilní vůči redukčním činidlům a častěji působí jako redukční činidla. Jedná se o přechodný krok v oxidaci amoniaku na dusitan, ke kterému dochází v cyklu dusíku. Hyponitrit může působit jako překlenovací nebo chelatační bidentátový ligand.,

kyselina dusitá (HNO2), není známo jako čistá sloučenina, ale je běžnou součástí v plynné rovnováhy a je důležitým vodné činidla: jeho vodné roztoky mohou být vyrobeny z okyselení cool vodné dusitany (NO−
2, ohnuté) řešení, i když již při pokojové teplotě, disproporcionace na dusičnan a oxid dusný je významný. Jedná se o slabou kyselinu s pKa 3.35 při 18 °C.mohou být titrimetricky analyzovány jejich oxidací na dusičnan manganistanem., Jsou snadno redukovány na oxid dusný a oxid dusnatý oxidem siřičitým, na kyselinu hyponitrovou s cínem (II) a na amoniak se sirovodíkem. Soli hydrazinia n
2h +
5 reagují s kyselinou dusnou za vzniku azidů, které dále reagují na oxid dusný a dusík. Dusitan sodný je mírně toxický v koncentracích nad 100 mg/kg, ale malé množství jsou často používány k léčbě maso a jako konzervační prostředek, aby se zabránilo bakteriální kažení., Používá se také k syntéze hydroxylaminu a k diazotizaci primárních aromatických aminů následujícím způsobem:

ArNH2 + HNO2 → Cl + 2 H2O

dusitan je také běžný ligand, který může koordinovat pěti způsoby. Nejběžnější jsou nitro (vázané z dusíku) a nitrito (vázané z kyslíku). Nitro-nitrito isomerismus je běžný, kde nitritová forma je obvykle méně stabilní.

kyselina Dusičná (HNO3) je zdaleka nejdůležitější a nejstabilnější oxokyseliny dusíku., Je to jedna ze tří nejpoužívanějších kyselin (další dvě jsou kyselina sírová a kyselina chlorovodíková) a alchymisté ji poprvé objevili ve 13.století. Vyrábí se katalytickou oxidací amoniaku na oxid dusnatý, který se oxiduje na oxid dusičitý a poté se rozpustí ve vodě, aby se získala koncentrovaná kyselina dusičná. Ve Spojených státech amerických se každý rok vyrábí více než sedm milionů tun kyseliny dusičné, z nichž většina se používá mimo jiné k výrobě dusičnanů pro hnojiva a výbušniny., Bezvodé kyseliny dusičné může být vyroben destilací koncentrované kyseliny dusičné s fosforečného při nízkém tlaku ve skleněné přístroje ve tmě. To lze provést pouze v pevném stavu, protože při tavení spontánně rozkládá na oxid uhličitý a kapalná kyselina dusičná prochází self-ionizační ve větší míře, než jakékoliv jiné kovalentní tekuté takto:

2 HNO3 ⇌ H
2NO+
3 + NE−
3 ⇌ H2O + + + −

Dva hydráty, HNO3·H2O a HNO3·3H2O, jsou známé, které mohou být krystalické., Je to silná kyselina a koncentrované roztoky jsou silné oxidační činidla, i když zlato, platina, rhodium, a iridium jsou imunní vůči útoku. 3:1 směs koncentrované kyseliny chlorovodíkové a kyseliny dusičné, zvanou aqua regia, je stále silnější a úspěšně rozpouští zlato a platina, protože volný chlor a nitrosyl chlorid jsou tvořeny a chloridové anionty mohou tvořit silné komplexy., V koncentrované kyselině sírové, kyseliny dusičné je protonované tvořit nitronium, které mohou působit jako elektrofilem pro nitraci aromatických:

HNO3 + 2 H2SO4 ⇌ NE+
2 + H3O+ + 2 HSO−
4

tepelná stabilities dusičnanů (zahrnující trigonal rovinné NE−
3 anion) závisí na basicity kovu, a tak produkty rozkladu (termolýza), která se může lišit mezi dusitanů (např. sodný), oxidu dusnatého (draslík a olova), nebo dokonce kov (stříbrná) v závislosti na jejich relativní stabilities. Dusičnan je také běžný ligand s mnoha způsoby koordinace.,existují, čtyřboká orthonitrate anion NO3−
4 je známo, že v její sodné a draselné soli:

NaNO 3 + Na 2 O → 300 ∘ C pro 7 dní Ag kelímek Na 3 Č. 4 {\displaystyle {\ce {NaNO3{}+Na2O->Na3NO4}}}

Tyto bílé krystalické soli jsou velmi citlivé na vodní páru a oxid uhličitý ve vzduchu:

Na3NO4 + H2O + CO2 → NaNO3 + NaOH + NaHCO3

i Přes své omezené chemie, orthonitrate anion je zajímavé, ze strukturálního hlediska, vzhledem k jeho pravidelný čtyřboký tvar a krátká Č. bond délek, což znamená, významné polární charakter vazby.,

organické sloučeniny dusíku

dusík je jedním z nejdůležitějších prvků organické chemie. Mnoho organických funkčních skupin zahrnovat uhlík–dusík pouto, jako amidy (RCONR2), aminy (R3N), iminy (RC(=NR), R), imidy (RCO)2NR, azidy (RN3), azo sloučeniny (RN2R), kyanatany a isokyanáty (ROCN nebo RCNO), dusičnany (RONO2), nitrily a isonitriles (RCN nebo RNC), dusitany (RONO), nitro sloučeniny (RNO2), nitroso sloučeniny (RNO), oximes (RCR=NOH), a pyridinové deriváty. Vazby C-N jsou silně polarizovány na dusík., V těchto sloučeninách je dusík obvykle trojmocný (i když může být tetravalentní v kvartérních amonných solech, R4N+), s osamělým párem, který může na sloučenině poskytnout bazicitu koordinací s protonem. To může být vyrovnáno jinými faktory: například amidy jsou základní, protože osamělé dvojice se přemístily do dvojná vazba (i když se mohou chovat jako kyseliny za velmi nízké pH, že protonovaným na kyslíku), a pyrrolových není kyselé, protože osamělé dvojice se přemístily jako součást aromatického kruhu. Množství dusíku v chemické látce může být určeno Kjeldahlovou metodou., Zejména dusík je základní složkou nukleových kyselin, aminokyselin a tedy proteinů a molekuly adenosintrifosfátu nesoucí energii, a je tak životně důležitý pro celý život na Zemi.