Nitrogén (Magyar)

Allotropes

Az atomi nitrogén, más néven aktív nitrogén, nagyon reaktív, három páratlan elektronral rendelkező triradikus., Ingyenes nitrogén atomok könnyen reakcióba lépnek a legtöbb elemek alkotnak nitrideket, még akkor is, ha két szabad nitrogén atomok ütköznek, hogy készítsen egy izgatott N2 molekula, lehet, hogy kiadja, így sok energiát ütközés is ilyen stabil molekulák, mint a szén-dioxid, víz, mert homolytic hasadási a radikálisok, mint például a CO-O vagy-a H. Atomos nitrogén által készített áthaladó elektromos kisülés révén nitrogén gáz 0,1–2 hgmm-rel, amely termel atomos nitrogén, valamint egy barack-sárga kibocsátási hogy eltűnik lassan, mint egy kedv, több perc után sem, a váladékozás megszűnik.,

tekintettel az atomi nitrogén nagy reaktivitására, az elemi nitrogén általában molekuláris N2-ként, dinitrogénként fordul elő. Ez a molekula színtelen, szagtalan és szagtalan diamágneses gáz normál körülmények között: -210 °C-on olvad és -196 °C-on forr.a dinitrogén szobahőmérsékleten többnyire nem aktív, de mégis reagál lítium-fémmel és néhány átmeneti fémkomplexummal. Ez annak köszönhető, hogy a kötés, amely egyedülálló a diatomikus elemek standard körülmények között, hogy van egy n≡n hármas kötés. A hármas kötések rövid kötési hosszúságúak (ebben az esetben 109.,76 pm) és a nagy disszociációs energiák (ebben az esetben 945,41 kJ / mol), így nagyon erősek, magyarázva a dinitrogén kémiai tehetetlenségét.

vannak elméleti jelek arra, hogy más nitrogén oligomerek és polimerek is lehetségesek. Ha lehet, szintetizált, lehet, hogy lehetséges alkalmazások anyagok nagyon magas energia-sűrűség, hogy fel lehetne használni, mint erős hajtóanyagok, vagy robbanóanyag., Ez azért van, mert kell bomlani, hogy dinitrogen, akinek a N≡N hármas kötés (bond energia 946 kJ⋅mol−1) sokkal erősebb, mint az N=N kettős kötés (418 kJ⋅mol−1), vagy az N–N egyetlen bond (160 kJ⋅mol−1): valóban, a hármas kötelék több mint háromszor az energia az egyetlen bond. (Az ellenkezője igaz a nehezebb pniktogénekre, amelyek inkább a poliatómiás allotrópokat részesítik előnyben.,) Nagy hátránya, hogy a legtöbb semleges polinitrogénnek várhatóan nem lesz nagy gátja a bomlás felé, és a néhány kivétel még nagyobb kihívást jelentene a szintetizáláshoz, mint a régóta keresett, de még mindig ismeretlen tetraéder. Ez ellentétben áll a jól jellemzett kationos és anionos polinitrogének aziddal (N-
3), pentazéniummal (N+
5) és pentazoliddal (ciklikus aromás n−
5). Rendkívül nagy nyomás alatt (1.,1 millió atm) és a magas hőmérséklet (2000 K), amint azt egy gyémánt üllősejtben állítják elő, a nitrogén polimerizálódik az egykötésű köbös gauche kristályszerkezetbe. Ez a szerkezet hasonló a gyémántéhoz, mindkettő rendkívül erős kovalens kötéssel rendelkezik, ami “nitrogén gyémánt”becenevet eredményez.

légköri nyomáson a molekuláris nitrogén 77 K (-195,79 °C) hőmérsékleten kondenzálódik (-210), és 63 K (-210) hőmérsékleten lefagy.,01 °C) a béta-hatszögletű, közel csomagolt kristály allotróp formába. 35,4 K (-237,6 °C) alatt a nitrogén feltételezi a köbös kristály allotróp formát (az alfa fázisnak nevezik). Folyékony nitrogén, színtelen folyadék, amely hasonlít a víz megjelenésére, de a sűrűség 80,8% – ával (a folyékony nitrogén sűrűsége forráspontján 0,808 g/mL), gyakori kriogén. A szilárd nitrogénnek sok kristályos módosítása van. Jelentős dinamikus felületi lefedettséget képez a Naprendszer Plútóján és külső holdjain, mint például a Triton., Még a szilárd nitrogén alacsony hőmérsékletén is meglehetősen Illékony, és atmoszférát képezhet, vagy visszatérhet a nitrogén fagyba. Nagyon gyenge, gleccserek formájában áramlik, A nitrogéngáz Triton gejzírjein pedig a sarki jégsapka régióból származik.,

Dinitrogen komplexek

Az első példa egy dinitrogen összetett, hogy felfedezzék 2+ (lásd az ábrát jobbra), majd hamarosan sok más ilyen komplexek fedeztek fel., Ezek a komplexek, amely a nitrogén molekula adományoz legalább egy magányos pár elektronok, hogy egy központi fém kation, illusztrálják, hogyan N2 lehet megkötni, hogy a fém(ek) nitrogenase, valamint a katalizátor a Haber folyamat: ezeket a folyamatokat érintő dinitrogen aktiválás életbevágóan fontos, a biológia, a termelés, a műtrágyák.

a dinitrogén öt különböző módon képes koordinálni a fémeket. A jól jellemzett módszerek a vég-on M←N≡N (η1) és M←N≡N→m (μ, bis-η1), amelyben a nitrogénatomokon lévő magányos párokat a fém kationnak adományozzák., A kevésbé jól jellemezhető módon járnak dinitrogen ajándékozó elektron párokat a hármas kötelék, akár egy áthidaló ligand, hogy két fém kationok (μ, bis-η2), vagy csak egy (η2). Az ötödik és az egyedülálló módszer hármas koordinációt jelent áthidaló ligandumként, mindhárom elektronpárt a hármas kötésből (μ3-N2) adományozva. Néhány komplexben több N2 ligandum található, néhányban pedig több N2 kötés található., Mivel az N2 szén-monoxiddal (CO) és acetilénnel (C2H2) izoelektronikus, a dinitrogén komplexekben a kötés szorosan kapcsolódik a karbonilvegyületekhez, bár az N2 gyengébb σ-donor és π-akceptor, mint a CO. Az elméleti tanulmányok azt mutatják, hogy σ adomány fontosabb tényező, amely lehetővé teszi az M–N kötés kialakulását, mint a π visszaadomány, amely többnyire csak gyengíti az N-N kötést, és az end-on (η1) adomány könnyebben megvalósítható, mint a side-on (η2) adomány.

ma a dinitrogén komplexek szinte az összes átmeneti fémről ismertek, több száz vegyületet képviselve., Általában három módszerrel készülnek:

1. a labilis ligandumok, például H2O, H− vagy CO helyettesítése közvetlenül nitrogénnel: ezek gyakran reverzibilis reakciók, amelyek enyhe körülmények között zajlanak.
2. a fémkomplexek csökkentése megfelelő coligand jelenlétében, feleslegben nitrogéngáz alatt. Gyakori választás a klorid ligandumok dimetil-fenilfoszfinnal (PMe2Ph) történő cseréje, hogy az eredeti klór ligandumokhoz képest kisebb számú nitrogén ligandumot pótoljon.
3. egy ligandum n–n kötésekkel, például hidrazinnal vagy aziddal történő konvertálása közvetlenül dinitrogén ligandummá.,

alkalmanként az N≡N kötés közvetlenül egy fémkomplexben alakulhat ki, például az összehangolt ammónia (NH3) közvetlen reakciójával dinitrogénsavval (HNO2), de ez általában nem alkalmazható. A legtöbb dinitrogén komplexek színek tartományon belül fehér-sárga-narancs-vörös-barna; néhány kivétel ismert, mint például a kék .,

Nitrideket, azides, valamint nitrido komplexek

a Nitrogén kötvények, hogy szinte az összes elem, a periódusos rendszer, kivéve az első három nemes gázok, hélium, neon, argon, valamint az egyes nagyon rövid életű elemek után bizmut, ami egy hatalmas különféle bináris vegyületek különböző tulajdonságok, alkalmazások. Sok bináris vegyület ismert: a nitrogén-hidridek, oxidok és fluoridok kivételével ezeket jellemzően nitrideknek nevezik. Sok sztöchiometrikus fázis általában jelen van a legtöbb elemnél (pl. MnN, Mn6N5, Mn3N2, Mn2N, Mn4N, és MnxN 9 esetén.,2 <x < 25.3). Ezek sorolhatók a “só-szerű” (többnyire Ionos), kovalens, “gyémánt-szerű”, és fémes (vagy interstitialis), bár ez a besorolás korlátai általában eredő folytonosságát kötés típusok helyett diszkrét és különálló típusok, hogy azt jelenti., Ezeket általában úgy állítják elő, hogy egy fémet nitrogénnel vagy ammóniával közvetlenül reagálnak (néha melegítés után), vagy a fém amidok termikus bomlása:

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

ezeken a folyamatokon számos változat lehetséges.Ezek közül a nitridek közül a legionosabbak az alkálifémek és alkáliföldfémek, a Li3N (Na, K, Rb, és CS nem képeznek stabil nitrideket steric okokból) és az M3N2 (M = Be, Mg, Ca, Sr, Ba)., Ezeket formálisan az N3− anion sóinak lehet tekinteni, bár a töltés elválasztása valójában még ezen erősen elektropozitív elemek esetében sem teljes. Azonban a nan3 és KN3 alkálifémek, melyek a lineáris n−
3 anionnal rendelkeznek, jól ismertek, mint az Sr(N3)2 és a Ba(N3)2. Azides a B-alcsoport fémek (azok a csoportok, 11-től 16) sokkal kevésbé ionos, több bonyolult szerkezetek, könnyen robban, amikor megdöbbenve.,

sok kovalens bináris nitrid ismert. Ilyenek például a cianogén ((CN) 2), a trifoszfor-pentanitrid (P3N5), a diszulfur-dinitrid (S2N2) és a tetraszulfur-tetranitrid (S4N4). A lényegében kovalens szilícium-nitrid (Si3N4) és germánium-nitrid (Ge3N4) szintén ismert: a szilícium-nitrid különösen ígéretes kerámiát hozna létre, ha nem a vele való munka és a szinterezés nehézségei miatt., Különösen a csoport 13 nitrideket, amelyek többsége ígéretes félvezetők, vagy isoelectronic grafit, gyémánt, de szilícium-karbid, illetve hasonló szerkezetek: a kötés változások a kovalens részben ionos, hogy fémes, mint a csoport leszármazottai. Különösen, mivel a B–N egység izoelektronikus C-C – re, és a szén lényegében köztes méretű a bór és a nitrogén között, a szerves kémia nagy része visszhangot talál a bór-nitrogén kémiában, például a borazinban (“szervetlen benzol”)., Ennek ellenére az analógia nem pontos a bór nukleofil támadásának egyszerűsége miatt az elektronok hiánya miatt, ami teljesen széntartalmú gyűrűben nem lehetséges.

a nitridek legnagyobb kategóriája az mn, M2N és M4N képletek interstitialis nitridjei (bár a változó összetétel tökéletesen lehetséges), ahol a kis nitrogénatomok egy fém köbös vagy hatszögletű, szorosan csomagolt rács réseiben helyezkednek el. Átlátszatlan, nagyon kemény, kémiailag inert, csak nagyon magas hőmérsékleten olvad (általában 2500 °C felett)., Fémes csillogással rendelkeznek, villamos energiát vezetnek, mint a fémek. Csak nagyon lassan hidrolizálnak, hogy ammóniát vagy nitrogént adjanak.

a nitrid anion (N3−) a ligandumok között ismert legerősebb π donor (a második legerősebb O2 -). A Nitrido komplexeket általában az azidok termikus bomlásával vagy ammónia deprotonálásával állítják elő, és ezek általában egy {≡N}3− csoport terminált tartalmaznak. A lineáris azid anion (N−
3), amely dinitrogén-oxiddal, szén-dioxiddal és cianáttal izoelektronikussá válik, számos koordinációs komplexet képez., További katenáció ritka, bár N4 –
4 (karbonáttal és nitráttal alkotott izoelektronika) ismert.

hidridek

iparilag az ammónia (NH3) a nitrogén legfontosabb vegyülete, és nagyobb mennyiségben készül, mint bármely más vegyület, mivel jelentősen hozzájárul a szárazföldi szervezetek táplálkozási igényeihez azáltal, hogy előfutára az élelmiszereknek és a műtrágyáknak. Színtelen lúgos gáz, jellegzetes csípős szaggal. A hidrogénkötés jelenléte igen jelentős hatást gyakorol az ammóniára, magas olvadáspontját (-78 °C) és forráspontját (-33 °C) adja., Folyadékként nagyon jó oldószer, magas párolgási hővel (amely lehetővé teszi vákuumos lombikokban történő felhasználását), alacsony viszkozitású és elektromos vezetőképességű, nagy dielektromos állandó, és kevésbé sűrű, mint a víz. Azonban a hidrogén kötés az NH3 gyengébb, mint a H2O miatt az alsó electronegativity nitrogén képest, oxigén jelenléte csak egy magányos pár NH3 inkább, mint két H2O. Ez egy gyenge bázis vizes oldatban (pKb 4.74); a konjugált sav-ammónium-NH+
4., Rendkívül gyenge savként is működhet, elveszíti a protont az amid anion előállításához, NH-
2. Így a vízhez hasonló öndisszociáción megy keresztül ammónium és amid előállítása céljából. Az ammónia ég a levegőben vagy az oxigénben, bár nem könnyen, nitrogéngáz előállításához; fluorban zöldes-sárga lánggal ég, hogy nitrogén-trifluoridot adjon. A többi nemfémmel való reakció nagyon összetett, és a termékek keverékéhez vezet. Az ammónia reakcióba lép a fémekkel történő melegítéssel, hogy nitrideket adjon.,

sok más bináris nitrogénhidrid is ismert, de a legfontosabbak a hidrazin (N2H4) és a hidrogén-azid (HN3). Bár nem nitrogén-hidrid, a hidroxilamin (NH2OH) tulajdonságai és szerkezete hasonló az ammóniához és a hidrazinhoz is. A hidrazin füstölgő, színtelen folyadék, amely az ammóniához hasonlóan szaga van. Fizikai tulajdonságai nagyon hasonlítanak a vízhez(olvadáspont 2,0 °C, Forráspont 113,5 °C, sűrűség 1,00 g / cm3). Annak ellenére, hogy endoterm vegyület, kinetikusan stabil., Gyorsan és teljesen ég a levegőben, nagyon exoterm módon, hogy nitrogént és vízgőzt adjon. Nagyon hasznos és sokoldalú redukálószer, és gyengébb bázis, mint az ammónia. Azt is gyakran használják, mint egy rakéta üzemanyag.

Hidrazin általában által reakció ammónia lúgos nátrium-hipoklorittal jelenlétében zselatin vagy ragasztó:

NH3 + OCl− → NH2Cl + OH− NH2Cl + NH3 → N
2H+
5 + Cl− (lassú) N
2H+
5 + OH− → N2H4 + H2O (gyors)(A támadások-hidroxid, valamint az ammónia lehet fordítani, így halad keresztül a köztes NHCl− helyett.,) A zselatin hozzáadásának oka az, hogy eltávolítja az olyan fémionokat, mint a Cu2+, amely katalizálja a hidrazin monokloramin (NH2Cl) reakcióval történő megsemmisítését ammónium-klorid és nitrogén előállításához.

a hidrogén-azidot (HN3) először 1890-ben állították elő vizes hidrazin dinitrogénsavval történő oxidációjával. Nagyon robbanásveszélyes, sőt a hígított oldatok veszélyesek lehetnek. Kellemetlen és irritáló szaga van, és potenciálisan halálos (de nem kumulatív) méreg. Az azid-anion konjugált savának tekinthető, hasonlóan a hidrohálsavakhoz.,

halogenidek és oxohalidok

mind a négy egyszerű nitrogéntrihalid ismert. Néhány vegyes halogenid és hidrohalid ismert, de többnyire instabil; ilyenek például az NClF2, az NCl2F, az NBrF2, az NF2H, az NFH2, az NCl2H és az NClH2.

öt nitrogén-fluorid ismert. A nitrogén-trifluorid (NF3, amelyet először 1928-ban készítettek) színtelen és szagtalan gáz, amely termodinamikailag stabil, és a legkönnyebben vízmentes hidrogén-fluoridban oldott olvadt ammónium-fluorid elektrolízisével állítják elő., A szén-tetrafluoridhoz hasonlóan egyáltalán nem reaktív, vízben vagy híg vizes savakban vagy lúgokban stabil. Csak melegítés esetén működik fluorizáló szerként, és magas hőmérsékleten érintkezve reagál a rézre, arzénra, antimonra és bizmutra, hogy tetrafluorohidrazint (N2F4) adjon. A kationok NF+
4 N
2F+
3 is ismert (az utóbbi a reagálnak tetrafluorohydrazine erős fluorid-acceptors például arzén pentafluoride), mint ONF3, ami felkeltette érdeklődés miatt a rövid távolság Nem utal részleges kettős kötés, valamint a fájlokat, a polar pedig a hosszú N–F bond., A tetrafluorohidrazin, ellentétben a hidrazinnal, szobahőmérsékleten vagy annál magasabb hőmérsékleten disszociálhat, hogy a radikális NF2• – t adja. A fluor-azid (FN3) nagyon robbanásveszélyes és termikusan instabil. A dinitrogén-difluorid (N2F2) hőcserélhető cisz-és transz-izomerként létezik, és először az FN3 termikus bomlásának termékeként találták meg.

a nitrogén-triklorid (NCl3) sűrű, Illékony és robbanásveszélyes folyadék, amelynek fizikai tulajdonságai hasonlóak a szén-tetrakloridéhoz, bár az egyik különbség az, hogy az NCl3 könnyen hidrolizálható vízzel, míg a CCl4 nem., Először 1811-ben szintetizálta Pierre Louis Dulong, aki három ujját és egy szemét elvesztette robbanékony hajlamai miatt. Hígított gázként kevésbé veszélyes, ezért iparilag használják a liszt fehérítésére és sterilizálására. A nitrogén-tribromid (NBr3), amelyet először 1975-ben készítettek, egy mélyvörös, hőmérséklet-érzékeny, Illékony szilárd anyag, amely még -100 °C-on is robbanásveszélyes. a nitrogén-trijodid (NI3) még instabil, és csak 1990-ben készült el., A korábban ismert ammóniával ellátott melléktermék nagyon sokkérzékeny: toll érintésével, változó légáramokkal vagy akár alfa-részecskékkel is elindítható. Emiatt, kis mennyiségű nitrogén-triiodid néha szintetizált, mint egy bemutató középiskolás kémia diákok vagy cselekmény “kémiai mágia”. A klór-azid (ClN3) és a bróm-azid (BrN3) rendkívül érzékeny és robbanásveszélyes.

két sor nitrogén-oxohalid ismert: a nitrozil-halidok (XNO) és a nitril-halidok (XNO2)., Az első nagyon reaktív gázok, amelyeket közvetlenül a dinitrogén-oxid halogénezésével lehet előállítani. A nitrozil-fluorid (NOF) színtelen és erőteljes fluorizáló szer. A nitrozil-klorid (NOCl) hasonlóan viselkedik, és gyakran használják ionizáló oldószerként. A nitrozil-bromid (NOBr) piros. A nitril-halidok reakciói többnyire hasonlóak: a nitril-fluorid (FNO2) és a nitril-klorid (ClNO2) szintén reaktív gázok és erőteljes halogénező anyagok.,

– Oxidok

dinitrogén-oxid( N2O), más néven nevetőgáz, az olvadt ammónium-nitrát 250 °C-os termikus bomlásával készül., Többnyire propellálószerként és levegőztetőszerként használják a permetezett konzerv tejszínhabhoz, és korábban gyakran használták érzéstelenítőként. A látszat ellenére nem tekinthető hyponitrous sav (H2N2O2) anhidridjének, mivel ezt a savat nem a dinitrogén-oxid vízben való feloldásával állítják elő. Meglehetősen nem aktív (nem reagál a halogénekkel, az alkálifémekkel vagy az ózonnal szobahőmérsékleten, bár a reaktivitás melegítés közben növekszik), és N–N–O (N≡N+O−↔−N=N+=O) nem szimmetrikus szerkezettel rendelkezik: 600 °C felett a gyengébb N–O kötés megtörésével disszociál.,

a nitrogén-monoxid (NO) a legegyszerűbb stabil molekula páratlan számú elektronnal. Emlősökben, beleértve az embereket is, ez egy fontos sejtjelző molekula, amely számos fiziológiai és kóros folyamatban vesz részt. Az ammónia katalitikus oxidációjával alakul ki. Ez egy színtelen paramágneses gáz, amely termodinamikailag instabil, bomlik nitrogénre és oxigéngázra 1100-1200 °C-on. kötődése hasonló a nitrogénhez, de egy további elektront adunk egy π* antibonding orbitálishoz, így a kötési sorrend körülbelül 2-re csökkent.,5; ezért az O=N–N=O-ra történő dimerizáció kedvezőtlen, kivéve a forráspont alatt (ahol a cisz izomer stabilabb), mivel valójában nem növeli a teljes kötési sorrendet, és mivel a páratlan elektron a No molekulán keresztül delokalizálódik, stabilitást biztosítva. Bizonyíték van arra is, hogy az aszimmetrikus vörös dimer O = N-O=N, amikor a nitrogén-monoxid poláris molekulákkal kondenzálódik. Oxigénnel reagál, hogy barna nitrogén-dioxidot, halogénekkel pedig nitrozil-halogenideket adjon. Reakcióba lép az átmeneti fémvegyületekkel is, hogy nitrozil komplexeket adjon, amelyek többsége mélyen színezett.,

A kék dinitrogén-trioxid (N2O3) csak szilárd anyagként áll rendelkezésre, mivel olvadáspontja felett gyorsan disszociál, hogy nitrogén-oxidot, nitrogén-dioxidot (NO2) és dinitrogén-tetroxidot (N2O4) adjon. Az utóbbi két vegyületet kissé nehéz külön-külön tanulmányozni a köztük lévő egyensúly miatt, bár néha a dinitrogén-tetroxid heterolitikus hasadással reagálhat nitrozóniumra és nitrátra nagy dielektromos állandó közegben. A nitrogén-dioxid egy Akrid, korrozív barna gáz. Mindkét vegyület könnyen előállítható egy száraz fém-nitrát lebontásával., Mindkettő vízzel reagál salétromsav képződésére. A dinitrogén-tetroxid nagyon hasznos vízmentes fém-nitrátok és nitrát-komplexek előállításához, és az 1950-es évek végére számos rakéta számára elérhető tárolható oxidálószerré vált mind az Egyesült Államokban, mind a Szovjetunióban. ez azért van, mert hipergolikus hajtóanyag, hidrazin alapú rakétaüzemanyaggal kombinálva, és könnyen tárolható, mivel szobahőmérsékleten folyékony.,

a termikusan instabil és nagyon reaktív dinitrogén-pentoxid (N2O5) a salétromsav anhidridje, amely foszfor-pentoxiddal történő dehidrációval állítható elő. Érdekes a robbanóanyagok előállítása. Ez egy delikvens, színtelen kristályos szilárd anyag, amely érzékeny a fényre. Szilárd állapotban Ionos szerkezettel+ -; gázként és oldatban molekuláris O2N–O–NO2. A salétromsavhoz való hidratáció könnyen jön, csakúgy, mint a peroxonitrinsavat (HOONO2) adó hidrogén-peroxiddal való analóg reakció. Ez egy erőszakos oxidálószer., A gáznemű dinitrogén-pentoxid a következőképpen bomlik:

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

Oxoacidok, oxoanionok és oxoacid sók

sok nitrogén-oxoacid ismert, bár többségük instabil, mint tiszta vegyületek, és csak vizes oldatként vagy sóként ismertek. A hiponitrous sav (H2N2O2) gyenge diprotinsav, amelynek szerkezete HON=NOH (pKa1 6,9, pKa2 11,6). A savas oldatok meglehetősen stabilak, de a pH-érték felett 4 bázissal katalizált bomlás következik be − dinitrogén-oxiddal és a hidroxid anionnal., A hiponitritok (amelyek magukban foglalják az N
2O2−
2 anion) stabilak a redukálószerekkel szemben, és gyakrabban redukálószerként működnek. Ezek egy közbenső lépés az ammónia nitritre történő oxidációjában, amely a nitrogén ciklusban fordul elő. A hiponitrit áthidaló vagy kelátképző bidentát ligandumként működhet.,

salétromossav (HNO2) nem ismert, mint egy tiszta vegyület, de egy közös komponens a gáznemű egyensúlyról fontos vizes reagens: a vizes oldatok lehet sima, hűvös, vizes nitrit (NEM−
2, hajlított) megoldások, bár már szobahőmérsékleten disproportionation, hogy a nitrát pedig a nitrogén-oxid jelentős. Ez egy gyenge sav PKA 3,35 18 °C-on lehet titrimetrikusan elemezni azok oxidációját nitrát permanganát., Kén-dioxiddal könnyen dinitrogén-oxidra és nitrogén-monoxidra, ónnal(II) alkotott hiponitrogénsavra és hidrogén-szulfiddal alkotott ammóniára redukálódnak. A hidrazinium n
2H+
5 sói dinitrogénsavval reagálva olyan azidokat termelnek, amelyek tovább reagálnak a dinitrogén-oxid és a nitrogén előállítására. A nátrium-nitrit enyhén mérgező 100 mg/kg feletti koncentrációban, de kis mennyiségben gyakran használják a hús gyógyítására és tartósítószerként a bakteriális károsodás elkerülése érdekében., Hidroxilamin szintetizálására és primer aromás aminok diazotizálására is használják a következők szerint:

ArNH2 + HNO2 → Cl + 2 H2O

a nitrit szintén egy közös ligandum, amely öt módon koordinálható. A leggyakoribb a nitro (a nitrogénből kötött) és a nitrito (oxigénből kötött). A Nitro-nitrito izomerizmus gyakori, ahol a nitrito forma általában kevésbé stabil.

salétromsav (HNO3) messze a legfontosabb és legstabilabb a nitrogén-oxoacidok közül., Ez a három leggyakrabban használt sav egyike (a másik kettő kénsav és sósav), amelyet először az alkimisták fedeztek fel a 13.században. Az ammónia nitrogén-monoxiddá történő katalitikus oxidációjával készül, amelyet nitrogén-dioxiddá oxidálnak, majd vízben oldják, hogy koncentrált salétromsavat adjanak. Az Amerikai Egyesült Államokban évente több mint hétmillió tonna salétromsavat állítanak elő, amelyek nagy részét műtrágyák és robbanóanyagok nitráttermelésére használják, többek között., A vízmentes salétromsavat úgy lehet előállítani, hogy a koncentrált salétromsavat foszfor-pentoxiddal alacsony nyomáson desztillálják üvegberendezésekben sötétben. Csak a szilárdtestalapú, mert amikor olvad spontán bomlik, hogy a nitrogén-dioxid, illetve folyékony salétromsav megy önálló ionizációs nagyobb mértékben, mint bármely más kovalens folyadék a következőképpen:

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

Két hidratálja, HNO3·H2O, valamint HNO3·3H2O, ismert, hogy lehet kristályosodtak ki., Erős sav és koncentrált oldatok erős oxidálószerek, bár az arany, a platina, a ródium és az irídium immunis a támadásra. A tömény sósav és salétromsav (aqua regia) 3:1-es keveréke még mindig erősebb és sikeresen feloldja az aranyat és a platinát, mivel szabad klór és nitrozil-klorid képződik, és a klorid anionok erős komplexeket képezhetnek., Tömény kénsavban a salétromsavat protonáljuk nitróniummá, amely elektrofilként működhet az aromás nitráláshoz:

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

a nitrátok hőállóságai (beleértve a trigonális sík NO−
3 anion) a fém alaposságától függenek, és így a bomlástermékek (termolízis) is, amelyek a nitrit között változhatnak (például nátrium-nitrát).), az oxidot (kálium és ólom), vagy akár magát a fémet (ezüst) is relatív stabilitásuktól függően. A nitrát szintén gyakori ligandum, számos koordinációs móddal.,létezik, hogy a tetraéderes orthonitrate anion NO3−
4 ismert, a nátrium-kálium-sók:

NaNO 3 + Na 2 O → 300 fok legyen C 7 napig Ag crucible Na 3 4 {\displaystyle {\ce {NaNO3{}+Na2O->Na3NO4}}}

Ezek a fehér, kristályos sók nagyon érzékeny a víz, gőz, valamint a szén-dioxid a levegőben:

Na3NO4 + H2O + CO2 → NaNO3 + NaOH + NaHCO3

annak Ellenére, hogy a korlátozott kémia, a orthonitrate anion érdekes szerkezeti szempontból miatt a szabályos tetraéderes alakú, a rövidebb Nem bond hosszúságú, ami jelentős polar karaktert, hogy a kötés.,

szerves nitrogénvegyületek

a nitrogén a szerves kémia egyik legfontosabb eleme. Számos szerves funkcionális csoport tartalmaz szén–nitrogén kötést, mint például az amidok (RCONR2), az aminok (R3N), iminek (RC(=NR)R), imidok (RCO)2NR, azidok (RN3), azo vegyületek (RN2R), cianátok és izocianátok (ROCN vagy RCNO), nitrátok (RONO2), nitrilek és izonitrilek (RCN vagy RNC), nitritek (RONO), nitro vegyületek (RNO2), nitrozo vegyületek (rno), oximok (RCR=Noh) és piridin-származékok. A c-n kötések erősen polarizálódnak a nitrogén felé., Ezekben a vegyületekben a nitrogén általában háromértékű (bár tetravalens lehet kvaterner ammóniumsókban, R4N+), egy magányos párral, amely a vegyületre bázikusságot adhat egy protonhoz való összehangolással. Ezt más tényezők is ellensúlyozhatják: például az amidok nem alapvetőek, mivel a magányos pár kettős kötésbe kerül (bár nagyon alacsony pH-n savak lehetnek, az oxigénnél protonálódnak), és a pirrol nem savas, mert a magányos pár egy aromás gyűrű részeként delokalizálódik. A kémiai anyagban lévő nitrogén mennyiségét Kjeldahl módszerrel lehet meghatározni., Különösen a nitrogén a nukleinsavak, az aminosavak és így a fehérjék, valamint az energia hordozó molekula adenozin-trifoszfát lényeges összetevője, így létfontosságú a Föld minden életében.