Nitrogen

Allotropes

atomisk nitrogen, også kendt som aktivt nitrogen, er meget reaktivt, idet det er en triradikal med tre uparrede elektroner., Gratis nitrogen atomer let reagerer med de fleste elementer til at danne nitrider, og selv når to gratis nitrogen atomer kolliderer at producere en ophidset N2 molekyle, de kan frigive så meget energi på kollision med selv sådanne stabile molekyler som kultveilte, kuldioxid og vand til at forårsage homolytic fission ind radikaler, såsom CO og O eller å og H. Atomic kvælstof er forberedt ved at overføre en elektrisk udladning gennem nitrogen gas på 0.1–2 mmHg, som producerer atom kvælstof sammen med en fersken-gul emission, der svinder langsomt som en afglans i flere minutter, selv efter at udledningen ophører.,

i betragtning af den store reaktivitet af atomisk nitrogen forekommer elementært nitrogen normalt som molekylært N2, dinitrogen. Dette molekyle er en farveløs, lugtfri og smagløs diamagnetisk gas ved standardbetingelser: det smelter ved -210.C og koger ved -196 C. C. Dinitrogen er for det meste ureaktivt ved stuetemperatur, men det vil ikke desto mindre reagere med lithiummetal og nogle overgangsmetalkomplekser. Dette skyldes dets binding, som er unik blandt de diatomiske elementer ved standardbetingelser, idet den har en n≡n tredobbelt binding. Triple obligationer har korte obligationslængder (i dette tilfælde 109.,76 pm) og høj dissociation energier (i dette tilfælde, 945.41 kJ/mol), og er således meget stærk, forklarer dinitrogen kemiske inertitet.

Der er nogle teoretiske indikationer på, at andre nitrogenoligomerer og polymerer kan være mulige. Hvis de kunne syntetiseres, kan de have potentielle anvendelser som materialer med en meget høj energitæthed, der kunne bruges som kraftige drivmidler eller eksplosiver., Dette skyldes, at de alle skal nedbrydes til dinitrogen, hvis n N n triple bond (bond energy 946 kJ⋅mol−1) er meget stærkere end n=n double bond (418 kJ⋅mol−1) eller n–n single bond (160 kJ⋅mol−1): faktisk har triple bond mere end tre gange energien i single bond. (Det modsatte gælder for de tungere pnictogener, som foretrækker polyatomiske allotroper.,) En stor ulempe er, at de fleste neutrale polynitrogens ikke forventes at have en stor barriere mod nedbrydning, og at de få undtagelser ville være endnu mere udfordrende at producere end den længe har søgt, men stadig ukendt tetrahedrane. Dette står i modsætning til de velkarakteriserede kationiske og anioniske polynitrogener a .id (N-
3), Penta .enium (N+
5) og Penta .olid (cyklisk aromatisk N−
5). Under ekstremt højt tryk (1 .,1 million atm) og høje temperaturer (2000 K), som produceret i en diamantanvilcelle, polymeriserer nitrogen i den enkeltbundne kubiske gauche-krystalstruktur. Denne struktur ligner den af diamant, og begge har ekstremt stærke kovalente bindinger, hvilket resulterer i sit kaldenavn “nitrogen diamond”.

Ved atmosfærisk tryk, molekylær nitrogen kondenserer (væske) ved 77 K (-195.79 °C) og fryser på 63 K (-210.,01 C C) ind i beta sekskantet tætpakket krystal allotropisk form. Under 35,4 K (-237,6.C) nitrogen antager den kubiske krystal allotropisk form (kaldet alfafasen). Flydende nitrogen, en farveløs væske, der ligner vand i udseende, men med 80,8% af densiteten (densiteten af flydende nitrogen ved kogepunktet er 0,808 g/mL), er et almindeligt kryogen. Fast nitrogen har mange krystallinske modifikationer. Det danner en betydelig dynamisk overfladedækning på Pluto og ydre måner i solsystemet, såsom Triton., Selv ved de lave temperaturer af fast nitrogen er det ret flygtigt og kan sublime for at danne en atmosfære eller kondensere tilbage til nitrogenfrost. Det er meget svagt og strømmer i form af gletsjere og på Triton gejsere af nitrogengas kommer fra den polære iskappe region.,

Kvælstof komplekser

Det første eksempel på en kvælstof komplekse til at blive opdaget, var 2+ (se figur til højre), og snart vil mange andre sådanne komplekser blev opdaget., Disse komplekser, hvor et nitrogen molekyle donerer mindst én lone par af elektroner til en central metalion, illustrere, hvordan N2 kan binde sig til metal(s) i nitrogenase og katalysator for Haber: disse processer, der involverer kvælstof aktivering er yderst vigtig i biologi og i produktionen af kunstgødning.

Dinitrogen er i stand til at koordinere til metaller på fem forskellige måder. De mere velkarakteriserede måder er end-on M N N (N (η1) og M.N and N M M (bis, bis-bis1), hvor de ensomme par på nitrogenatomerne doneres til metalkationen., De mindre velkarakteriserede måder involverer dinitrogen, der donerer elektronpar fra den tredobbelte binding, enten som en broligand til to metalkationer (bis, bis-η2) eller til kun en (η2). Den femte og unikke metode involverer triple-koordinering som en broligand, der donerer alle tre elektronpar fra triple bond (33-N2). Et par komplekser har flere N2-ligander, og nogle har N2 bundet på flere måder., Da N2 er isoelektronisk med kulilte (CO) og acetylen (C2H2), er bindingen i dinitrogenkomplekser tæt forbundet med bindingen i carbonylforbindelser, skønt N2 er en svagere donor-donor og π-acceptor end CO. Teoretiske undersøgelser viser, at donation-donation er en vigtigere faktor, der tillader dannelse af M–n-bindingen end back–backdonation, som for det meste kun svækker n-n-bindingen, og end-on (η1) – donation opnås lettere end side-on (η2) – donation.

i dag er dinitrogenkomplekser kendt for næsten alle overgangsmetaller, der tegner sig for flere hundrede forbindelser., De fremstilles normalt ved tre metoder:

1. udskiftning af labile ligander såsom H2O, h− eller CO direkte med nitrogen: dette er ofte reversible reaktioner, der fortsætter ved milde forhold.
2. reduktion af metalkomplekser i nærvær af et passende coligand i overskud under nitrogengas. Et almindeligt valg inkluderer udskiftning af chloridligander med dimethylphenylphosphin (pme2ph) for at kompensere for det mindre antal nitrogenligander, der er knyttet end de originale klorligander.
3. konvertering af en ligand med N–n-bindinger, såsom Hydra .in eller A .id, direkte til en dinitrogenligand.,

lejlighedsvis kan n≡n-bindingen dannes direkte i et metalkompleks, for eksempel ved direkte omsætning af koordineret ammoniak (NH3) med salpetersyre (HNO2), men dette er ikke generelt anvendeligt. De fleste dinitrogen komplekser har farver inden for området hvid-gul-orange-rød-brun; nogle få undtagelser er kendt, såsom Den Blå .,

nitrider, a .ider og nitridokomplekser

Nitrogenbindinger til næsten alle elementerne i det periodiske system undtagen de første tre ædelgasser, helium, neon og argon, og nogle af de meget kortvarige elementer efter vismut, hvilket skaber en enorm række binære forbindelser med varierende egenskaber og anvendelser. Mange binære forbindelser er kendt: med undtagelse af nitrogenhydriderne, o .ider og fluorider kaldes disse typisk nitrider. Mange støkiometrisk faser er normalt til stede for de fleste elementer (f.eks MnN, Mn6N5, Mn3N2, Mn2N, Mn4N, og MnxN til 9.,2 < 3 Ca + N2.Ca3N2 3 Mg + 2 NH3. Mg3N2 + 3 H2 (ved 900. C) 3 .n(NH2)2. 3n2 + 4 NH3

mange varianter på disse processer er mulige.De mest ioniske af disse nitrider er dem af alkalimetaller og jordalkalimetaller, Li3N (Na, K, Rb og Cs danner ikke stabile nitrider af steriske grunde) og M3N2 (m = Be, Mg, Ca, Sr, Ba)., Disse kan formelt betragtes som salte af N3-anionen, skønt ladningsseparation faktisk ikke er fuldstændig, selv for disse stærkt elektropositive elementer. Imidlertid er alkalimetala metaliderne NaN3 og KN3, der indeholder den lineære n –
3 anion, velkendte, ligesom Sr(N3)2 og Ba(N3)2. Azider af B-undergruppe metaller (dem i grupper 11 til 16), er meget mindre ionisk, har mere komplicerede strukturer, og detonerer let, når chokeret.,

Mange kovalente binære nitrider er kendt. Som eksempler kan nævnes cyanogen ((CN)2), triphosphorpentanitrid (p3n5), disulphurdinitrid (S2N2) og tetrasulphurtetranitrid (s4n4). Det i det væsentlige kovalente siliciumnitrid (Si3N4) og germanium nitrid (Ge3N4) er også kendt: især siliciumnitrid ville gøre en lovende keramik, hvis ikke for vanskeligheden ved at arbejde med og sintre det., Især gruppen 13 nitrider, hvoraf de fleste er lovende halvledere, er isoelektronisk med grafit, diamant og siliciumcarbid og har lignende strukturer: deres binding ændres fra kovalent til delvist ionisk til metallisk, når gruppen nedstammer. I særdeleshed, da B–N enhed er isoelectronic at C–C, og kulstof, der er væsentlige mellemprodukt i størrelse mellem bor og kvælstof, meget af organisk kemi finder et ekko i bor–kvælstof kemi, som i borazine (“uorganiske benzen”)., Ikke desto mindre er analogien ikke nøjagtig på grund af den lette nukleofile angreb på bor på grund af dens mangel i elektroner, hvilket ikke er muligt i en helt carbonholdig ring.

den største kategori af nitrider er de interstitielle nitrider af formlerne MN, M2N og M4N (selvom variabel sammensætning er fuldstændig mulig), hvor de små nitrogenatomer er placeret i hullerne i et metallisk kubisk eller sekskantet tætpakket gitter. De er uigennemsigtige, meget hårde og kemisk inerte og smelter kun ved meget høje temperaturer (generelt over 2500.C)., De har en metallisk glans og leder elektricitet som metaller. De hydrolyserer kun meget langsomt for at give ammoniak eller nitrogen.

nitridanion (N3−) er den stærkeste donor donor kendt blandt ligander (den næststærkeste er O2 -). Nitridokomplekser fremstilles generelt ved termisk nedbrydning af A .ider eller ved deprotonering af ammoniak, og de involverer normalt en terminal {N n}3− gruppe. Den lineære acid anion (N−
3), som er isoelectronic med lattergas, kuldioxid, og cyanate, danner mange koordinering komplekser., Yderligere catenation er sjælden, selvom N4 –
4 (isoelektronisk med carbonat og nitrat) er kendt.

hydrider

industrielt er ammoniak (NH3) den vigtigste nitrogenforbindelse og fremstilles i større mængder end nogen anden forbindelse, fordi den bidrager væsentligt til jordbaserede organismers ernæringsmæssige behov ved at tjene som en forløber for fødevarer og gødning. Det er en farveløs alkalisk gas med en karakteristisk skarp lugt. Tilstedeværelsen af hydrogenbinding har meget betydelige virkninger på ammoniak, hvilket giver det sin høje smeltning (-78.C) og kogende (-33. C) punkter., Som væske er det et meget godt opløsningsmiddel med en høj fordampningsvarme (gør det muligt at bruge det i vakuumflasker), der også har en lav viskositet og elektrisk ledningsevne og høj dielektrisk konstant og er mindre tæt end vand. Imidlertid er hydrogenbindingen i NH3 svagere end i H2O på grund af den lavere elektronegativitet af nitrogen sammenlignet med o .ygen og tilstedeværelsen af kun et enkelt par i NH3 snarere end to i H2O. det er en svag base i vandig opløsning (PKB 4.74); dens konjugatsyre er ammonium, NH+
4., Det kan også virke som en ekstremt svag syre, der mister en proton til fremstilling af amidanionen, NH –
2. Det gennemgår således selvdissociation, svarende til vand, for at producere ammonium og amid. Ammoniak brænder i luft eller ilt, men ikke let, for at producere nitrogengas; det brænder i fluor med en grønlig-gul flamme for at give nitrogentrifluorid. Reaktioner med de andre nonmetals er meget komplekse og har tendens til at føre til en blanding af produkter. Ammoniak reagerer på opvarmning med metaller for at give nitrider.,

mange andre binære nitrogenhydrider er kendt, men de vigtigste er Hydra .in (N2H4) og hydrogen a .id (HN3). Selvom det ikke er et nitrogenhydrid, er Hydro .ylamin (NH2OH) ens i egenskaber og struktur til ammoniak og Hydra .in også. Hydra .in er en rygende, farveløs væske, der lugter på samme måde som ammoniak. Dens fysiske egenskaber ligner meget vand (smeltepunkt 2,0.C, kogepunkt 113,5. C, densitet 1,00 g/cm3). På trods af at det er en endoterm forbindelse, er den kinetisk stabil., Det brænder hurtigt og fuldstændigt i luften meget eksotermisk for at give nitrogen og vanddamp. Det er et meget nyttigt og alsidigt reduktionsmiddel og er en svagere base end ammoniak. Det er også almindeligt anvendt som raketbrændstof.

Hydrazin er normalt fremstillet ved reaktion mellem ammoniak med natriumhypochlorit i overværelse af gelatine eller lim:

NH3 + Køreledning− → NH2Cl + OH− NH2Cl + NH3 → N
2H+
5 + Cl− (langsom) N
2H+
5 + OH− → N2H4 + H2O (fast),

(angreb af hydroxid og ammoniak kan være omvendt, således passerer gennem mellemliggende NHCl− i stedet.,) Årsagen til tilsætning af gelatine er, at det fjerner metalioner som Cu2+, der katalyserer ødelæggelsen af Hydra .in ved reaktion med monochloramin (NH2Cl) for at producere ammoniumchlorid og nitrogen.

Hydrogena .id (HN3) blev først produceret i 1890 ved O .idation af vandig Hydra .in med salpetersyre. Det er meget eksplosivt, og selv fortyndede opløsninger kan være farlige. Det har en ubehagelig og irriterende lugt og er en potentielt dødelig (men ikke kumulativ) gift. Det kan betragtes som konjugatsyren af A .idanionen og er tilsvarende analog med hydrohalsyrerne.,

halogenider og O .ohalider

alle fire simple nitrogentrihalider er kendt. Et par blandede halogenider og hydrogalider er kendt, men er for det meste ustabile; eksempler omfatter NClF2, NCl2F, NBrF2, NF2H, NFH2, NCl2H, og NClH2.

fem nitrogenfluorider er kendt. Nitrogentrifluorid (NF3, først fremstillet i 1928) er en farveløs og lugtfri gas, der er termodynamisk stabil og lettest fremstillet ved elektrolyse af smeltet ammoniumfluorid opløst i vandfrit hydrogenfluorid., Ligesom carbontetrafluorid er det slet ikke reaktivt og er stabilt i vand eller fortyndede vandige syrer eller alkalier. Først ved opvarmning virker det som et fluoreringsmiddel, og det reagerer med kobber, arsen, antimon og vismut ved kontakt ved høje temperaturer for at give tetrafluorhydra .in (N2F4). Kationer NF+
4 og N
2F+
3 er også kendt (sidstnævnte mod at reagere tetrafluorohydrazine med stærke fluor-acceptorer, såsom arsen pentafluorid), som er ONF3, som har vakt interesse på grund af den korte Ingen afstand, der indebærer en delvis dobbelt binding, og de meget polære og lang N–F bond., Tetrafluorhydra .in kan i modsætning til Hydra .in selv dissociere ved stuetemperatur og derover for at give den radikale NF2•. Fluor a .id (FN3) er meget eksplosivt og termisk ustabilt. Dinitrogendifluorid (N2F2) eksisterer som termisk interkonverterbare cis-og trans-isomerer og blev først fundet som et produkt af den termiske nedbrydning af FN3.

Nitrogentrichlorid (NCl3) er en tæt, flygtig og eksplosiv væske, hvis fysiske egenskaber ligner tetrachlormethan, selvom en forskel er, at NCl3 let hydrolyseres af vand, mens CCl4 ikke er det., Det blev først syntetiseret i 1811 af Pierre Louis Dulong, der mistede tre fingre og et øje til sine eksplosive tendenser. Som en fortyndet gas er det mindre farligt og bruges således industrielt til at blegge og sterilisere mel. Nitrogen tribromid( NBr3), først fremstillet i 1975, er et dybt rødt, temperaturfølsomt, flygtigt fast stof, der er eksplosivt selv ved -100 C. C. Nitrogentriiodid (NI3) er stadig mere ustabilt og blev først fremstillet i 1990., Dens addukt med ammoniak, som tidligere var kendt, er meget stødfølsom: den kan modregnes ved berøring af en fjer, skiftende luftstrømme eller endda alfapartikler. Af denne grund syntetiseres små mængder nitrogentriiodid undertiden som en demonstration til gymnasieelever eller som en handling af “kemisk magi”. Klora .id (ClN3) og broma .id (BrN3) er ekstremt følsomme og eksplosive.

to serier af nitrogeno .ohalider er kendt: nitrosyl halogenider (nitrosno) og nitrylhalogenider (.no2)., Den første er meget reaktive gasser, der kan fremstilles ved direkte halogenering af nitrogeno .id. Nitrosyl fluorid (NOF) er farveløst og et kraftigt fluorideringsmiddel. Nitrosyl chloride (NOCl) opfører sig stort set på samme måde og har ofte været anvendt som et ioniserende opløsningsmiddel. Nitrosylbromid (NOBr) er rødt. Reaktionerne af nitrylhalogenider er for det meste ens: nitrylfluorid (FNO2) og nitrylchlorid (ClNO2) er ligeledes reaktive gasser og kraftige halogeneringsmidler.,

O “ider

Lattergas (N2O), bedre kendt som lattergas, er lavet af termisk nedbrydning af smeltet ammoniumnitrat ved 250 °C. Dette er en redox-reaktion og dermed nitrogenoxid og kvælstof er ligeledes fremstillet som biprodukter., Det bruges mest som drivmiddel og luftningsmiddel til sprøjtet dåse flødeskum og blev tidligere almindeligt anvendt som bedøvelse. På trods af tilsyneladende kan det ikke betragtes som anhydridet af hyponitroussyre (H2N2O2), fordi denne syre ikke produceres ved opløsning af nitrogeno .id i vand. Det er temmelig ureaktivt (reagerer ikke med halogenerne, alkalimetallerne eller O .on ved stuetemperatur, selvom reaktiviteten stiger ved opvarmning) og har den usymmetriske struktur N–N–O (N N N+O−.−N=N+=O): over 600. C dissocieres det ved at bryde den svagere n–o-binding.,nitrogeno .id (NO) er det enkleste stabile molekyle med et ulige antal elektroner. Hos pattedyr, herunder mennesker, er det et vigtigt cellulært signalmolekyle involveret i mange fysiologiske og patologiske processer. Det dannes ved katalytisk o .idation af ammoniak. Det er en farveløs paramagnetisk gas, der er termodynamisk ustabil, nedbrydes til nitrogen og iltgas ved 1100-1200 C. C. dens binding svarer til den i nitrogen, men en ekstra elektron sættes til en antib * antibonding orbital, og dermed er bindingsordren reduceret til cirka 2.,5; Derfor er dimerisering til O=N-N=O ugunstig undtagen under kogepunktet (hvor cis-isomeren er mere stabil), fordi den faktisk ikke øger den samlede bindingsordre, og fordi den uparrede elektron delokaliseres over no-molekylet, hvilket giver det stabilitet. Der er også bevis for den asymmetriske røde dimer O=N–O=N, når nitrogeno .id kondenseres med polære molekyler. Det reagerer med ilt for at give brun nitrogendio .id og med halogener for at give nitrosyl halogenider. Det reagerer også med overgangsmetalforbindelser for at give nitrosyl-komplekser, hvoraf de fleste er dybt farvede.,

blåt dinitrogentrio .id (N2O3) er kun tilgængeligt som et fast stof, fordi det hurtigt dissocierer over dets smeltepunkt for at give nitrogeno .id, nitrogendio .id (NO2) og dinitrogentetro .id (N2O4). De to sidstnævnte forbindelser er lidt svært at studere individuelt på grund af ligevægten mellem dem, selv om det undertiden dinitrogentetroxid kan reagere ved at heterolytic fission at nitrosonium og nitrat i et medium med høj dielektrisk konstant. Nitrogendio .id er en skarp, ætsende brun gas. Begge forbindelser kan let fremstilles ved nedbrydning af et tørt metalnitrat., Begge reagerer med vand for at danne salpetersyre. Dinitrogentetroideid er meget nyttigt til fremstilling af vandfri metalnitrater og nitratkomplekser, og det blev den foretrukne opbevarbare o .idator for mange raketter i både USA og USSR i slutningen af 1950 ‘ erne. dette skyldes, at det er et hypergolisk drivmiddel i kombination med et Hydra .inbaseret raketbrændstof og let kan opbevares, da det er flydende ved stuetemperatur.,

det termisk ustabile og meget reaktive dinitrogenpento .id (N2O5) er anhydridet af salpetersyre og kan fremstilles deraf ved dehydrering med fosforpento .id. Det er af interesse for fremstilling af sprængstoffer. Det er et Deli .uescent, farveløst krystallinsk fast stof, der er følsomt over for lys. I fast tilstand er det ionisk med struktur + -; som en gas og i opløsning er det molekylær O2N–O–NO2. Hydrering til salpetersyre kommer let, ligesom Analog reaktion med hydrogenpero .id giver pero .onitric syre (HOONO2). Det er et voldeligt o .idationsmiddel., Gasformige dinitrogenpentoxid nedbrydes som følger:

N2O5 ⇌ NO2 + NO3 → NO2 + O2 + INGEN N2O5 + INGEN ⇌ 3 NO2

Oxoacids, oxoanions, og oxoacid salte

Mange kvælstof oxoacids er kendt, men de fleste af dem er ustabile som rene forbindelser, og er kun kendt som vandig opløsning eller som salte. Hyponitroussyre (H2N2O2) er en svag diprotinsyre med strukturen HON=NOH (pKa1 6.9, pKa2 11.6). Sure opløsninger er ret stabile, men over pH 4-basiskatalyseret nedbrydning sker via − til nitrogeno .id og hydro .idanionen., Hyponitritter (involverer n
2O2-
2 anion) er stabile over for reduktionsmidler og fungerer mere almindeligt som reduktionsmidler selv. De er et mellemtrin i O .idationen af ammoniak til nitrit, som forekommer i nitrogencyklussen. Hyponitrit kan fungere som en bro eller chelaterende bidentatligand.,

salpetersyrling (HNO2) er ikke kendt som et rent stof, men er en almindelig komponent i gasformige ravnoteže og er en vigtig vandig reagens: dets vandige opløsninger kan være lavet af forsurende cool vandig nitrit (IKKE−
2, bent) løsninger, selv om det allerede ved stuetemperatur disproportionering til nitrat og nitrogenoxid er betydelig. Det er en svag syre med PKA 3,35 ved 18 C. C. De kan være titrimetrisk analyseret ved deres O .idation til nitrat med permanganat., De er let reduceret til lattergas og nitrogenoxid af svovldioxid, at hyponitrous syre med tin(II), og til ammoniak og svovlbrinte. Salte af Hydra .inium N
2H+
5 reagerer med salpetersyre for at producere a .ider, som yderligere reagerer for at give nitrogeno .id og nitrogen. Natriumnitrit er mildt giftigt i koncentrationer over 100 mg / kg, men små mængder bruges ofte til at helbrede kød og som konserveringsmiddel for at undgå bakteriel ødelæggelse., Det er også anvendes til at syntetisere hydroxylamin samt at diazotise primære aromatiske aminer som følger:

ArNH2 + HNO2 → Cl + 2 H2O

Nitrit er også en fælles ligand, der kan koordinere i fem måder. De mest almindelige er nitro (bundet fra nitrogen) og nitrito (bundet fra et ilt). Nitro-nitrito isomerisme er almindelig, hvor nitritoformen normalt er mindre stabil.

salpetersyre (HNO3) er langt den vigtigste og mest stabile af nitrogeno .oaciderne., Det er en af de tre mest anvendte syrer (de to andre er svovlsyre og saltsyre) og blev først opdaget af alkymisterne i det 13.århundrede. Det er gjort ved katalytisk oxidation af ammoniak til nitrogenoxid, som er oxideret til nitrogendioxid, og derefter opløst i vand for at give koncentreret salpetersyre. I USA produceres over syv millioner tons salpetersyre hvert år, hvoraf de fleste bruges til nitratproduktion til gødning og sprængstoffer, blandt andre anvendelser., Vandfri salpetersyre kan fremstilles ved destillation af koncentreret salpetersyre med fosforpento .id ved lavt tryk i glasapparatet i mørke. Det kan kun foretages i fast tilstand, fordi ved at smelte det nedbrydes spontant til nitrogendioxid og flydende salpetersyre gennemgår self-ionisation til et større omfang, end nogen anden kovalente flydende som følger:

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

To hydrater, HNO3·H2O og HNO3·3H2O, er velkendt, at der kan være krystalliseret., Det er en stærk syre og koncentrerede opløsninger er stærke o .idationsmidler, selvom guld, platin, rhodium, og iridium er immune over for angreb. Et 3:1-blanding af koncentreret saltsyre og salpetersyre, kaldet aqua regia, stadig stærkere og held opløser guld og platin, fordi frit klor og nitrosyl chlorid er dannet og chlorid anioner kan danne stærke komplekser., I koncentreret svovlsyre protoneres salpetersyre til dannelse af nitronium, der kan fungere som en elektrofil til aromatisk nitrering:

HNO3 + 2 H2SO4 ⇌ NO+
2 + H3O+ + 2 HSO−
4

de termiske stabiliteter af nitrater (der involverer den trigonale plane NO−
3 anion) afhænger af metalets basicitet, og det samme gør produkterne fra nedbrydning (termolyse), som kan variere mellem nitritet (for eksempel natriumchlorid). (kalium og bly) eller endda selve metallet (sølv) afhængigt af deres relative stabilitet. Nitrat er også en almindelig ligand med mange koordinationsmåder.,Nano 3 + Na 2 O 300 300 ∘ C i 7 dage Ag smeltedigel Na 3 NO 4 {\displaystyle {\ce {NaNO3{}+Na2O−> Na3NO4}}}

disse hvide krystallinske salte er meget følsomme over for vanddamp og kuldio :id i luften:

na3no4 + H2O + CO2 Nan NaNO3 + NaOH + NaHCO3

på trods af sin begrænsede kemi er orthonitratanionen interessant fra et strukturelt synspunkt på grund af sin regelmæssige tetrahedrale form og de korte n-o–bindingslængder, hvilket indebærer betydelig polær karakter til bindingen.,

organiske nitrogenforbindelser

Nitrogen er et af de vigtigste elementer i organisk kemi. Mange økologiske funktionelle grupper, der indebærer en carbon–nitrogen bond, som amider (RCONR2), aminer (R3N), imines (RC(=NR)R), imider (RCO)2NR, azider (RN3), azo-forbindelser (RN2R), cyanater og isocyanater (ROCN eller RCNO), nitrat (RONO2), nitriler, og isonitriles (RCN eller RNC), nitrit (RONO), nitro-forbindelser (RNO2), nitroso-forbindelser (RNO), oximer (RCR=NOH), og pyridin-derivater. C-N-bindinger er stærkt polariserede mod nitrogen., I disse forbindelser er nitrogen sædvanligvis trivalent (selvom det kan være tetravalent i kvaternære ammoniumsalte, R4N+), med et ensomt par, der kan give basicitet på forbindelsen ved at blive koordineret med en proton. Dette kan opvejes af andre faktorer: for eksempel, amider er ikke grundlæggende, fordi den enlige par er delokaliseret i en dobbeltbinding (selv om de kan optræde som syre ved meget lave pH-værdi, der protoniserede på ilt), og pyrrol er ikke sure, fordi den enlige par er bundet til lokalområdet som en del af en aromatisk ring. Mængden af kvælstof i et kemisk stof kan bestemmes ved Kjeldahl-metoden., Især er nitrogen en væsentlig bestanddel af nukleinsyrer, aminosyrer og dermed proteiner og det energibærende molekyle adenosintrifosfat og er således afgørende for alt liv på jorden.