alótropos
diagrama orbital Molecular de la molécula de dinitrógeno, N2. Hay cinco orbitales de enlace y dos orbitales antibonding (marcados con un asterisco; orbitales que involucran los electrones 1s internos no se muestran), dando un orden de enlace total de tres.
el nitrógeno Atómico, también conocido como nitrógeno activo, es altamente reactivo, siendo un triradical con tres electrones no apareados., Los átomos de nitrógeno libres reaccionan fácilmente con la mayoría de los elementos para formar nitruros, e incluso cuando dos átomos de nitrógeno libres chocan para producir una molécula de N2 excitada, pueden liberar tanta energía al colisionar incluso con moléculas estables como el dióxido de carbono y el agua para causar fisión homolítica en radicales como CO y o u OH Y H. El nitrógeno atómico se prepara pasando una descarga eléctrica a través del gas nitrógeno a 0.1–2 mmHg, que produce nitrógeno atómico junto con una emisión de color amarillo melocotón que se desvanece lentamente como un resplandor posterior durante varios minutos incluso después de que la descarga termina.,
dada la gran reactividad del nitrógeno atómico, el nitrógeno elemental generalmente ocurre como n2 molecular, dinitrógeno. Esta molécula es un gas diamagnético incoloro, inodoro e insípido en condiciones estándar: se funde a -210 °C y hierve a -196 °C. El dinitrógeno es en su mayoría no reactivo a temperatura ambiente, pero sin embargo reaccionará con el metal de litio y algunos complejos de metales de Transición. Esto se debe a su enlace, que es único entre los elementos diatómicos en condiciones estándar en que tiene un enlace triple N N N. Los enlaces triples tienen longitudes de enlace cortas (en este caso, 109.,76 pm) y altas energías de disociación (en este caso, 945.41 kJ/mol), y por lo tanto son muy fuertes, lo que explica la inercia química del dinitrógeno.
hay algunas indicaciones teóricas de que otros oligómeros y polímeros de nitrógeno pueden ser posibles. Si pudieran sintetizarse, podrían tener aplicaciones potenciales como materiales con una densidad de energía muy alta, que podrían utilizarse como propulsantes o explosivos potentes., Esto se debe a que todos deberían descomponerse en dinitrógeno, cuyo enlace triple N N n (energía del enlace 946 kJ⋅mol−1) es mucho más fuerte que los del enlace doble N=N (418 kJ⋅mol−1) o el enlace simple N–N (160 kJ⋅mol−1): de hecho, el enlace triple tiene más de tres veces la energía del enlace simple. (Lo contrario es cierto para los pnictógenos más pesados, que prefieren alótropos poliatómicos., Una gran desventaja es que no se espera que la mayoría de los polinitrógenos neutros tengan una gran barrera hacia la descomposición, y que las pocas excepciones serían aún más difíciles de sintetizar que el tan buscado pero aún desconocido tetraedrano. Esto contrasta con los bien caracterizados polinitrógenos catiónicos y aniónicos azida (N−
3), pentazenio (N+
5) y pentazolida (aromático cíclico N−
5). Bajo presiones extremadamente altas (1.,1 millón de atm) y altas temperaturas (2000 K), como se produce en una celda de yunque de diamante, el nitrógeno se polimeriza en la estructura de cristal de gauche cúbico de un solo enlace. Esta estructura es similar a la del diamante, y ambos tienen enlaces covalentes extremadamente fuertes, lo que resulta en su apodo de «diamante nitrógeno».
nitrógeno sólido en las llanuras de Sputnik Planitia en Plutón junto a montañas de hielo de agua
a presión atmosférica, el nitrógeno molecular se condensa (licúa) a 77 K (-195.79 °C) y se congela a 63 K (-210.,01 ° C) En la forma alotrópica beta hexagonal de cristal cerrado. Por debajo de 35.4 K (-237.6 °C) el nitrógeno asume la forma alotrópica de cristal cúbico (llamada fase alfa). El nitrógeno líquido, un fluido incoloro que se asemeja al agua en apariencia, pero con un 80,8% de la densidad (la densidad del nitrógeno líquido en su punto de ebullición es de 0,808 g/mL), es un criógeno común. El nitrógeno sólido tiene muchas modificaciones cristalinas. Forma una cobertura superficial dinámica significativa en Plutón y las lunas exteriores del Sistema Solar como Tritón., Incluso a bajas temperaturas de nitrógeno sólido es bastante volátil y puede sublimarse para formar una atmósfera, o condensarse de nuevo en heladas de nitrógeno. Es muy débil y los flujos en forma de glaciares y en los géiseres de Tritón de gas nitrógeno provienen de la región de la capa de hielo polar.,
Dinitrógeno complejos
Estructura de 2+ (pentaamine(dinitrógeno)rutenio(II)), la primera dinitrógeno complejo para ser descubierto
El primer ejemplo de un complejo de dinitrógeno a ser descubierto fue de 2+ (ver figura de la derecha), y pronto otros muchos complejos fueron descubiertos., Estos complejos, en los que una molécula de nitrógeno dona al menos un par solitario de electrones a un catión metálico central, ilustran cómo el N2 podría unirse al metal(s) en la nitrogenasa y el catalizador para el proceso Haber: estos procesos que implican la activación de dinitrógenos son de vital importancia en la biología y en la producción de fertilizantes.
El dinitrógeno es capaz de coordinar con los metales de cinco maneras diferentes. Las formas más bien caracterizadas son el extremo en m←N N N (η1) y M←N→N → M (μ, bis-η1), en el que los pares solitarios en los átomos de nitrógeno son donados al catión metálico., Las formas menos caracterizadas implican la donación de dinitrógenos de pares de electrones del enlace triple, ya sea como un ligando puente a dos cationes metálicos (μ, bis-η2) o a solo uno (η2). El quinto y único método implica la Triple coordinación como ligando puente, donando los tres pares de electrones del enlace triple (μ3-N2). Algunos complejos presentan múltiples ligandos N2 y algunos presentan enlaces N2 de múltiples maneras., Dado que el N2 es isoelectrónico con monóxido de carbono (CO) y acetileno (C2H2), el enlace en los complejos dinitrógenos está estrechamente relacionado con el de los compuestos carbonilos, aunque el N2 es un donante σ y aceptor π más débil que el CO. Los estudios teóricos muestran que la donación σ es un factor más importante que permite la formación del enlace M-N que la donación posterior π, que en su mayoría solo debilita el enlace N–N, y la donación final (η1) se logra más fácilmente que la donación lateral (η2).
hoy en día, los complejos dinitrógenos son conocidos por casi todos los metales de transición, que representan varios cientos de compuestos., Normalmente se preparan mediante tres métodos:
- reemplazando ligandos lábiles como H2O, H− O CO directamente por nitrógeno: estas son reacciones a menudo reversibles que se producen en condiciones leves.
- Reducción de complejos metálicos en presencia de un coligand adecuado en exceso bajo gas nitrógeno. Una opción común incluye reemplazar los ligandos de cloruro por dimetilfenilfosfina (PMe2Ph) para compensar el menor número de ligandos de nitrógeno unidos que los ligandos de cloro originales.
- convertir un ligando con enlaces N–N, como hidracina o azida, directamente en un ligando dinitrógeno.,
ocasionalmente, el enlace N N N puede formarse directamente dentro de un complejo metálico, por ejemplo, reaccionando directamente amoníaco coordinado (NH3) con ácido nitroso (HNO2), pero esto no es generalmente aplicable. La mayoría de los complejos dinitrógenos tienen colores dentro del rango blanco-amarillo-naranja-rojo-marrón; se conocen algunas excepciones, como el azul .,
nitruros, azidas y complejos de nitrido
El nitrógeno se une a casi todos los elementos de la Tabla periódica, excepto los tres primeros gases nobles, helio, neón y argón, y algunos de los elementos de muy corta vida después del bismuto, creando una inmensa variedad de compuestos binarios con propiedades y aplicaciones variables. Se conocen muchos compuestos binarios: con la excepción de los hidruros de nitrógeno, óxidos y fluoruros, estos son típicamente llamados nitruros. Muchas fases estequiométricas están generalmente presentes para la mayoría de los elementos (por ejemplo, MnN, Mn6N5, Mn3N2, Mn2N, Mn4N y MnxN para 9.,2 < x < 25.3). Pueden clasificarse como «saladas» (principalmente iónicas), covalentes, «romboidales» y metálicas (o intersticiales), aunque esta clasificación tiene limitaciones generalmente derivadas de la continuidad de los tipos de unión en lugar de los tipos discretos y separados que implica., Normalmente se preparan reaccionando directamente un metal con nitrógeno o amoníaco (a veces después del calentamiento), o por descomposición térmica de amidas metálicas:
3 Ca + N2 → Ca3N2 3 Mg + 2 NH3 → Mg3N2 + 3 H2 (a 900 °C) 3 Zn(NH2)2 → Zn3N2 + 4 NH3
muchas variantes en estos procesos son posibles.Los más iónicos de estos nitruros son los de los metales alcalinos y metales alcalinotérreos, Li3N (Na, K, Rb y Cs no forman nitruros estables por razones estéricas) y M3N2 (M = Be, Mg, Ca, Sr, Ba)., Estos pueden ser considerados formalmente como sales del anión N3, aunque la separación de carga no es en realidad completa incluso para estos elementos altamente electropositivos. Sin embargo, los metales alcalinos azides NaN3 y KN3, con el anión lineal N−
3, son bien conocidos, al igual que Sr(N3)2 y Ba(N3)2. Las azidas de los metales del subgrupo B (los de los grupos 11 a 16) son mucho menos iónicas, tienen estructuras más complicadas y detonan fácilmente cuando se conmocionan.,
Mesoméricas estructuras de borazine, (–BH–NH–)3
Muchas covalente binario nitruros son conocidos. Los ejemplos incluyen cianógeno ((CN)2), pentanitruro trifosforado (P3N5), dinitruro de disulfuro (S2N2) y tetranitruro de tetrasulfuro (S4N4). El nitruro de silicio esencialmente covalente (Si3N4) y el nitruro de germanio (Ge3N4) también son conocidos: El nitruro de silicio en particular sería una cerámica prometedora si no fuera por la dificultad de trabajar con ella y sinterizarla., En particular, los nitruros del Grupo 13, la mayoría de los cuales son semiconductores prometedores, son isoelectrónicos con grafito, diamante y carburo de silicio y tienen estructuras similares: su unión cambia de covalente a parcialmente iónica a metálica a medida que el grupo desciende. En particular, dado que la unidad B–N es isoelectrónica A C–C, y el carbono es esencialmente Intermedio en tamaño entre el boro y el nitrógeno, gran parte de la química orgánica encuentra un eco en la química boro–nitrógeno, como en la borazina («benceno inorgánico»)., Sin embargo, la analogía no es exacta debido a la facilidad del ataque nucleofílico al boro debido a su deficiencia en electrones, lo cual no es posible en un anillo que contiene completamente carbono.
la categoría más grande de nitruros son los nitruros intersticiales de las fórmulas MN, M2N y M4N (aunque la composición variable es perfectamente posible), donde los pequeños átomos de nitrógeno se colocan en los huecos en una red metálica cúbica o hexagonal compacta. Son opacos, muy duros y químicamente inertes, fundiéndose solo a temperaturas muy altas (generalmente más de 2500 °C)., Tienen un brillo metálico y conducen la electricidad al igual que los metales. Se hidrolizan muy lentamente para dar amoníaco o nitrógeno.
el anión nitruro (N3 -) es el donante π más fuerte conocido entre los ligandos (el segundo más fuerte es O2 -). Los complejos de Nitrido generalmente se hacen por descomposición térmica de azidas o por desprotonación de amoníaco, y generalmente involucran un {N N}3− grupo terminal. El anión azida lineal (N−
3), siendo isoelectrónico con óxido nitroso, dióxido de carbono y cianato, forma muchos complejos de coordinación., La catenación adicional es rara, aunque se conoce N4−
4 (isoelectrónica con carbonato y nitrato).
hidruros
potenciales de reducción estándar para especies que contienen nitrógeno. El diagrama superior muestra potenciales a pH 0; el diagrama inferior muestra potenciales a pH 14.,
industrialmente, el amoníaco (NH3) es el compuesto más importante de nitrógeno y se prepara en cantidades mayores que cualquier otro compuesto, ya que contribuye significativamente a las necesidades nutricionales de los organismos terrestres al servir como precursor de alimentos y fertilizantes. Es un gas alcalino incoloro con un olor acre característico. La presencia de enlaces de hidrógeno tiene efectos muy significativos sobre el amoníaco, confiriéndole sus puntos de fusión (-78 °C) y ebullición (-33 °C)., Como líquido, es un solvente muy bueno con un alto calor de vaporización (lo que le permite ser utilizado en matraces de vacío), que también tiene una baja viscosidad y conductividad eléctrica y una alta constante dieléctrica, y es menos denso que el agua. Sin embargo, el enlace de hidrógeno en NH3 es más débil que en H2O debido a la menor electronegatividad del nitrógeno en comparación con el oxígeno y la presencia de un solo par en NH3 en lugar de dos en H2O. es una base débil en solución acuosa (pKb 4.74); su ácido conjugado es amonio, NH+
4., También puede actuar como un ácido extremadamente débil, perdiendo un protón para producir el anión amida, NH –
2. Por lo tanto, se somete a la auto-disociación, similar al agua, para producir amonio y amida. El amoníaco se quema en el aire u oxígeno, aunque no fácilmente, para producir gas nitrógeno; se quema en flúor con una llama amarillo verdoso para dar trifluoruro de nitrógeno. Las reacciones con los otros no metales son muy complejas y tienden a conducir a una mezcla de productos. El amoníaco reacciona al calentarse con metales para dar nitruros.,
Se conocen muchos otros hidruros binarios de nitrógeno, pero los más importantes son la hidracina (N2H4) y la azida de hidrógeno (HN3). Aunque no es un hidruro de nitrógeno, la hidroxilamina (NH2OH) es similar en Propiedades y estructura al amoníaco y la hidracina también. La hidracina es un líquido incoloro y humeante que huele de manera similar al amoníaco. Sus propiedades físicas son muy similares a las del agua (Punto de fusión 2.0 °C, punto de ebullición 113.5 °c, densidad 1.00 g/cm3). A pesar de ser un compuesto endotérmico, es cinéticamente estable., Se quema rápida y completamente en el aire muy exotérmicamente para dar nitrógeno y vapor de agua. Es un agente reductor muy útil y versátil y es una base más débil que el amoníaco. También se usa comúnmente como combustible para cohetes.
la hidracina se hace generalmente por reacción de amoníaco con hipoclorito de sodio alcalino en presencia de gelatina o pegamento:
NH3 + OCl− → NH2Cl + OH− NH2CL + NH3 → N
2H+
5 + Cl− (lento) N
2H+
5 + OH− → N2H4 + H2O (rápido)
(los ataques de hidróxido y amoníaco pueden revertirse, pasando por el intermedio NHCl− en lugar de.,) La razón para agregar gelatina es que elimina iones metálicos como Cu2+ que cataliza la destrucción de hidracina por reacción con monocloramina (NH2Cl) para producir cloruro de amonio y nitrógeno.
azida de hidrógeno (HN3) se produjo por primera vez en 1890 por la oxidación de hidracina acuosa por ácido nitroso. Es muy explosivo e incluso las soluciones diluidas pueden ser peligrosas. Tiene un olor desagradable e irritante y es un veneno potencialmente letal (pero no acumulativo). Puede ser considerado el ácido conjugado del anión azida, y es similarmente análogo a los ácidos hidrohálicos.,
haluros y oxohaluros
Los cuatro trihaluros de nitrógeno simples son conocidos. Se conocen algunos haluros e hidrohaluros mixtos, pero son en su mayoría inestables; los ejemplos incluyen NClF2, NCl2F, NBrF2, NF2H, NFH2, NCl2H y NClH2.
Se conocen cinco fluoruros de nitrógeno. El trifluoruro de nitrógeno (NF3, preparado por primera vez en 1928) es un gas incoloro e inodoro que es termodinámicamente estable, y más fácilmente producido por la electrólisis del fluoruro de amonio fundido disuelto en fluoruro de hidrógeno anhidro., Al igual que el tetrafluoruro de carbono, no es en absoluto reactivo y es estable en agua o ácidos acuosos diluidos o álcalis. Solo cuando se calienta actúa como agente fluorante, y reacciona con cobre, arsénico, antimonio y bismuto al contacto a altas temperaturas para dar tetrafluorohidrazina (N2F4). También se conocen los cationes NF +
4 y N
2F +
3 (este último por reacción de tetrafluorohidrazina con fuertes aceptores de fluoruro como el pentafluoruro de arsénico), al igual que ONF3, que ha despertado interés debido a la corta distancia N–O que implica doble enlace parcial y el enlace N–F altamente polar y largo., La tetrafluorohidrazina, a diferencia de la hidracina en sí, puede disociarse a temperatura ambiente y por encima para dar el radical NF2•. La azida flúor (FN3) es muy explosiva y térmicamente inestable. El difluoruro de dinitrógeno (N2F2) existe como isómeros CIS e trans intercambiables térmicamente, y se encontró por primera vez como un producto de la descomposición térmica de FN3.
el tricloruro de nitrógeno (ncl3) es un líquido denso, volátil y explosivo cuyas propiedades físicas son similares a las del tetracloruro de carbono, aunque una diferencia es que el ncl3 es fácilmente hidrolizado por el agua mientras que el CCl4 no lo es., Fue sintetizado por primera vez en 1811 por Pierre Louis Dulong, quien perdió tres dedos y un ojo ante sus tendencias explosivas. Como gas diluido, es menos peligroso y, por lo tanto, se utiliza industrialmente para blanquear y esterilizar la harina. El tribromuro de nitrógeno (nbr3), preparado por primera vez en 1975, es un sólido Volátil de color rojo intenso, sensible a la temperatura, que es explosivo incluso a -100 °C. El triioduro de nitrógeno (NI3) es aún más inestable y solo se preparó en 1990., Su aducto con amoníaco, que se conocía anteriormente, es muy sensible a los golpes: puede activarse por el toque de una pluma, las corrientes de aire cambiantes o incluso las partículas alfa. Por esta razón, pequeñas cantidades de triyoduro de nitrógeno a veces se sintetizan como una demostración a los estudiantes de química de la escuela secundaria o como un acto de «magia química». La azida de cloro (ClN3) y la azida de bromo (BrN3) son extremadamente sensibles y explosivas.
Se conocen dos series de oxohaluros de nitrógeno: los haluros de nitrosil (XNO) y los haluros de nitrilo (XNO2)., Los primeros son gases muy reactivos que se pueden producir halogenando directamente el óxido nitroso. El fluoruro de nitrosilo (NOF) es incoloro y un agente fluorante vigoroso. El cloruro de nitrosilo (NOCl) se comporta de la misma manera y a menudo se ha utilizado como disolvente ionizante. El bromuro de nitrosilo (NOBr) es Rojo. Las reacciones de los haluros de nitrilo son en su mayoría similares: el fluoruro de nitrilo (FNO2) y el cloruro de nitrilo (ClNO2) son igualmente gases reactivos y agentes halogenadores vigorosos.,
Óxidos
dióxido de Nitrógeno a -196 °C, 0 °C 23 °C, 35 °C y 50 °C. NO
2 se convierte en incoloro dinitrógeno de osmio (N
2O
4) a bajas temperaturas, y vuelve a NO
2 a altas temperaturas.
el óxido nitroso (N2O), más conocido como gas de la risa, se produce por descomposición térmica de nitrato de amonio fundido a 250 °C. Esta es una reacción redox y, por lo tanto, el óxido nítrico y el nitrógeno también se producen como subproductos., Se usa principalmente como propulsor y agente de aireación para la crema batida enlatada rociada, y anteriormente se usaba comúnmente como anestésico. A pesar de las apariencias, no se puede considerar que sea el anhídrido del ácido hiponitroso (H2N2O2) porque ese ácido no se produce por la disolución del óxido nitroso en agua. Es bastante poco reactivo (no reacciona con los halógenos, los metales alcalinos o el ozono a temperatura ambiente, aunque la reactividad aumenta al calentarse) y tiene la estructura asimétrica N–N–O (N N N+O−↔−N=N+=O): por encima de 600 °C se disocia rompiendo el enlace n–O más débil.,
el óxido nítrico (NO) es la molécula estable más simple con un número impar de electrones. En los mamíferos, incluidos los humanos, es una molécula de señalización celular importante involucrada en muchos procesos fisiológicos y patológicos. Se forma por oxidación catalítica de amoníaco. Es un gas paramagnético incoloro que, al ser termodinámicamente inestable, se descompone en nitrógeno y gas oxígeno a 1100-1200 °C. Su enlace es similar al del nitrógeno, pero se agrega un electrón adicional a un orbital antibonding π* y por lo tanto el orden de enlace se ha reducido a aproximadamente 2.,5; por lo tanto, la dimerización A O=N–N=O es desfavorable excepto por debajo del punto de ebullición (donde el isómero cis es más estable) porque en realidad no aumenta el orden total del enlace y porque el electrón no emparejado está deslocalizado a través de la molécula NO, otorgándole estabilidad. También hay evidencia para el dímero rojo asimétrico O = N-O = N Cuando el óxido nítrico se condensa con moléculas polares. Reacciona con el oxígeno para dar dióxido de nitrógeno marrón y con halógenos para dar haluros de nitrosil. También reacciona con compuestos metálicos de transición para dar complejos nitrosílicos, la mayoría de los cuales están profundamente coloreados.,
el trióxido de dinitrógeno Azul (N2O3) solo está disponible como sólido porque se disocia rápidamente por encima de su punto de fusión para dar óxido nítrico, dióxido de nitrógeno (NO2) y tetróxido de dinitrógeno (N2O4). Los dos últimos compuestos son algo difíciles de estudiar individualmente debido al equilibrio entre ellos, aunque a veces el tetróxido de dinitrógeno puede reaccionar por fisión heterolítica a nitrosonio y nitrato en un medio con alta constante dieléctrica. El dióxido de nitrógeno es un gas marrón acre y corrosivo. Ambos compuestos pueden prepararse fácilmente descomponiendo un nitrato metálico seco., Ambos reaccionan con el agua para formar ácido nítrico. El tetróxido de dinitrógeno es muy útil para la preparación de nitratos metálicos anhidros y complejos de nitrato, y se convirtió en el oxidante almacenable de elección para muchos cohetes tanto en los Estados Unidos como en la URSS a fines del decenio de 1950, debido a que es un propulsor hipergólico en combinación con un combustible de cohete a base de hidracina y se puede almacenar fácilmente ya que es líquido a temperatura ambiente. ,
el pentóxido de dinitrógeno (N2O5) térmicamente inestable y muy reactivo es el anhídrido del ácido nítrico, y se puede hacer a partir de él por deshidratación con pentóxido de fósforo. Es de interés para la preparación de explosivos. Es un sólido cristalino incoloro delicuescente que es sensible a la luz. En estado sólido es iónico con estructura+–; como gas y en solución es molecular O2N–O-no2. La hidratación al ácido nítrico viene fácilmente, al igual que la reacción análoga con el peróxido de hidrógeno que da ácido peroxonítrico (HOONO2). Es un agente oxidante violento., El pentóxido de dinitrógeno gaseoso se descompone de la siguiente manera:
N2O5 N NO2 + NO3 → NO2 + O2 + NO N2O5 + NO 3 3 No2
oxoácidos, oxoaniones y sales de oxoácidos
se conocen muchos oxoácidos de nitrógeno, aunque la mayoría de ellos son inestables como compuestos puros y se conocen solo como solución acuosa o como sales. El ácido hiponitroso (H2N2O2) es un ácido diprótico débil con la estructura HON=NOH (pKa1 6.9, pKa2 11.6). Las soluciones ácidas son bastante estables, pero por encima de pH 4 la descomposición catalizada por bases se produce a través del óxido nitroso y el anión hidróxido., Los hiponitritos (que involucran el anión N
2O2 –
2) son estables a los agentes reductores y más comúnmente actúan como agentes reductores. Son un paso intermedio en la oxidación del amoníaco a nitrito, que ocurre en el ciclo del nitrógeno. El hiponitrito puede actuar como ligando bidentado puente o quelante.,
El ácido nitroso (HNO2) no se conoce como un compuesto puro, pero es un componente común en equilibrios gaseosos y es un reactivo acuoso importante: sus soluciones acuosas pueden estar hechas de soluciones de nitrito acuoso frío acidificante (NO−
2, doblado), aunque ya a temperatura ambiente la desproporción con nitrato y óxido nítrico es significativa. Es un ácido débil con pKa 3.35 a 18 °C. pueden ser analizados titrimétricamente por su oxidación a nitrato por permanganato., Se reducen fácilmente a óxido nitroso y óxido nítrico por dióxido de azufre, a ácido hiponitroso con estaño(II) y a amoníaco con sulfuro de hidrógeno. Las sales de hidracinio N
2H +
5 reaccionan con ácido nitroso para producir azidas que reaccionan aún más para dar óxido nitroso y nitrógeno. El nitrito de sodio es ligeramente tóxico en concentraciones superiores a 100 mg/kg, pero a menudo se utilizan pequeñas cantidades para curar la carne y como conservante para evitar el deterioro bacteriano., También se usa para sintetizar hidroxilamina y diazotizar aminas aromáticas primarias de la siguiente manera:
ArNH2 + HNO2 → Cl + 2 H2O
el nitrito es también un ligando común que puede coordinarse de cinco maneras. Los más comunes son nitro (Unido del nitrógeno) y nitrito (Unido de un oxígeno). El isomerismo Nitro-nitrito es común, donde la forma de nitrito es generalmente menos estable.
ácido nítrico Fumante contaminados con amarillo dióxido de nitrógeno
el ácido Nítrico (HNO3) es por lejos la más importante y la más estable de las nitrógeno oxoacids., Es uno de los tres ácidos más utilizados (los otros dos son el ácido sulfúrico y el ácido clorhídrico) y fue descubierto por primera vez por los alquimistas en el siglo XIII. Se produce por oxidación catalítica de amoníaco a óxido nítrico, que se oxida a dióxido de nitrógeno, y luego se disuelve en agua para dar ácido nítrico concentrado. En los Estados Unidos de América se producen más de siete millones de toneladas de ácido nítrico cada año, la mayoría de las cuales se utilizan para la producción de nitratos para fertilizantes y explosivos, entre otros usos., El ácido nítrico anhidro puede fabricarse destilando ácido nítrico concentrado con pentóxido de fósforo a baja presión en aparatos de vidrio en la oscuridad. Solo se puede fabricar en estado sólido, porque al fundirse se descompone espontáneamente en dióxido de nitrógeno, y el ácido nítrico líquido sufre una auto-ionización en mayor medida que cualquier otro líquido covalente de la siguiente manera:
2 HNO3 H H
2NO+
3 + NO−
3 h H2O + + + −
Se conocen dos hidratos, HNO3·H2O y HNO3·3H2O, que pueden cristalizarse., Es un ácido fuerte y las soluciones concentradas son agentes oxidantes fuertes, aunque el oro, el platino, el rodio y el iridio son inmunes al ataque. Una mezcla 3: 1 de ácido clorhídrico concentrado y ácido nítrico, llamada aqua regia, es aún más fuerte y disuelve con éxito el oro y el platino, porque se forman cloro libre y cloruro de nitrosilo y los aniones de cloruro pueden formar complejos fuertes., En el ácido sulfúrico concentrado, el ácido nítrico se Protona para formar nitronio, que puede actuar como electrófilo para la nitración aromática:
HNO3 + 2 H2SO4 NO NO+
2 + H3O+ + 2 HSO−
4
las estabilidades térmicas de los nitratos (que involucran el anión trigonal planar NO−
3) dependen de la basicidad del metal, y también lo hacen los productos de descomposición (termólisis), que pueden variar entre el nitrito (por ejemplo, sodio), el óxido (potasio y plomo), o incluso el propio metal (plata) dependiendo de sus estabilidades relativas. El nitrato es también un ligando común con muchos modos de coordinación.,existe, el anión ortonitrato tetraédrico no3−
4 se conoce en sus sales de sodio y potasio:
NaNO 3 + Na 2 o → 300 C C durante 7 días AG crisol Na 3 NO 4 {\displaystyle {\ce {NaNO3{}+Na2O->Na3NO4}}}
estas sales cristalinas blancas son muy sensibles al vapor de agua y al dióxido de carbono en el aire:
na3no4 + H2O + CO2 → NANO3 + NaOH + NaHCO3
a pesar de su química limitada, El anión Ortonitrato es interesante desde un punto de vista estructural debido a su forma tetraédrica regular y las cortas longitudes de enlace n–o, lo que implica un carácter Polar significativo para el enlace.,
compuestos orgánicos de nitrógeno
El nitrógeno es uno de los elementos más importantes en la química orgánica. Muchos grupos funcionales orgánicos implican un enlace carbono–nitrógeno, como amidas (RCONR2), aminas (R3N), iminas (RC(=NR)R), imidas (RCO)2NR, azidas (RN3), compuestos azo (RN2R), cianatos e isocianatos (ROCN o RCNO), nitratos (RONO2), nitrilos e isonitrilos (RCN o RNC), nitritos (RONO), compuestos nitro (RNO2), compuestos nitrosos (RNO), oximas (RCR=Noh) y derivados de piridina. Los enlaces C-N están fuertemente polarizados hacia el nitrógeno., En estos compuestos, el nitrógeno es generalmente trivalente (aunque puede ser tetravalente en sales de amonio cuaternario, R4N+), con un par solitario que puede conferir basicidad al compuesto al coordinarse con un protón. Esto puede ser compensado por otros factores: por ejemplo, las amidas no son básicas porque el par solitario está deslocalizado en un doble enlace (aunque pueden actuar como ácidos a un pH muy bajo, siendo protonados en el oxígeno), y el pirrol no es ácido porque el par solitario está deslocalizado como parte de un anillo aromático. La cantidad de nitrógeno en una sustancia química se puede determinar por el método Kjeldahl., En particular, el nitrógeno es un componente esencial de los ácidos nucleicos, aminoácidos y, por lo tanto, proteínas, y la molécula de transporte de energía adenosina trifosfato y, por lo tanto, es vital para toda la vida en la Tierra.