Nitrogen (Norsk)

Allotropes

Atomic nitrogen, også kjent som aktiv nitrogen, er svært reaktivt, blir en triradical med tre kort uten par elektroner., Gratis nitrogen atomer lett reagerer med de fleste elementer for å danne nitrides, og selv når to gratis nitrogen atomer kolliderer å produsere en spent N2-molekylet, kan de frigjøre så mye energi på å kollidere med selv slike stabile molekyler som karbondioksid og vann til å føre homolytic fisjon i radikaler som CO og O eller OH og H. Atomic nitrogen er utarbeidet ved å sende en elektrisk utladning gjennom nitrogen gass på 0,1–2 mmHg, som produserer atomic nitrogen sammen med en fersken-gul-utslipp som svinner sakte som en etterglød i flere minutter selv etter utslipp opphører.,

Gitt den store reaktivitet av atomic nitrogen, grunnstoffet nitrogen vanligvis oppstår som molecular N2, dinitrogen. Dette molekylet er en fargeløs, luktfri og smakløs diamagnetiske gass ved standard betingelser: det smelter på -210 °C og koker ved -196 °C. Dinitrogen er for det meste unreactive ved romtemperatur, men det vil likevel reagerer med litium metall, og noen overgang metall komplekser. Dette er på grunn av sin kontakt, noe som er unikt blant diatomic elementer ved standard betingelser i at det har en N≡N trippel-obligasjon. Triple obligasjoner har kort obligasjon lengder (i dette tilfellet, 109.,76 pm) og høy dissosiasjon energier (i dette tilfellet, 945.41 kJ/mol), og er dermed veldig sterk, forklarer dinitrogen kjemiske treghet.

Det er noen teoretiske indikasjoner på at andre nitrogen oligomers og polymerer kan være mulig. Hvis de kunne bli syntetisert, de kan ha potensielle programmer som materialer med en svært høy energitetthet, som kan brukes som et kraftig drivmidler eller eksplosiver., Dette er fordi de alle skulle brytes ned til dinitrogen, hvis N≡N trippel bond (bond energi 946 kJ⋅mol−1) er mye sterkere enn de i N N=dobbeltbindingen (418 kJ⋅mol−1) eller N–N enkelt bond (160 kJ⋅mol−1): ja, trippel bond har mer enn tre ganger den energien den eneste bond. (Det motsatte er sant for de tyngre pnictogens, som foretrekker polyatomic allotropes.,) En stor ulempe er at de fleste nøytrale polynitrogens er ikke forventet å ha en stor barriere mot nedbrytning, og at de få unntak ville være enda mer utfordrende å syntetisere enn den lenge ettertraktede men fortsatt ukjent tetrahedrane. Dette står i kontrast til den godt karakterisert kationisk og anioniske polynitrogens natriumazid (N
3), pentazenium (N+
5), og pentazolide (sykliske aromatiske N−
5). Under svært høyt trykk (1.,1 million minibanker) og høye temperaturer (2000 K), som produseres i en diamant ambolt celle, nitrogen polymerises i enkelt-bundne kubikk gauche krystallstruktur. Denne strukturen er lik som diamant, og begge har ekstremt sterk covalent obligasjoner, noe som resulterer i sitt kallenavn «nitrogen diamond».

Ved atmosfærisk trykk, molekylært nitrogen kondenserer (liquefies) ved 77 K (-195.79 °C) og fryser på 63 K (-210.,01 °C) i beta sekskantet nær-pakket crystal allotropic form. Nedenfor 35.4 K (-237.6 °C), nitrogen forutsetter kubikk crystal allotropic form (kalt alpha-fasen). Flytende nitrogen, en fargeløs væske som ligner vann i utseende, men med 80.8% av density (tetthet av flytende nitrogen på sitt kokepunkt er 0.808 g/mL), er en vanlig cryogen. Solid nitrogen har mange krystallinsk endringer. Det utgjør en betydelig dynamisk overflate dekning på Pluto og ytre måner i solsystemet som Triton., Selv ved lave temperaturer solid nitrogen det er ganske flyktige og kan sublime å danne en atmosfære, eller om du vil kombinere tilbake til nitrogen frost. Det er svært svak og flyter i form av breer og på Triton geysirer av nitrogen gass kommer fra polar ice cap-regionen.,

Dinitrogen komplekser

Det første eksempel på en dinitrogen komplekse til å bli oppdaget, var 2+ (se figuren til høyre), og snart mange andre slike komplekser ble oppdaget., Disse komplekser, der en nitrogen molekylet donerer minst én enslig par av elektroner til en sentral metall kation, illustrerer hvordan N2 kan binde seg til metall(s) i nitrogenase og katalysator for Haber prosessen: disse prosessene involverer dinitrogen aktivering er svært viktig i biologi og i produksjon av kunstgjødsel.

Dinitrogen er i stand til å koordinere metaller i fem forskjellige måter. Jo mer godt karakterisert måter er slutten på M←N≡N (η1) og M←N≡N→M (μ, bis-η1), der lone par på nitrogen atomer er donert til metall kasjon., De mindre kjente-preget måter involverer dinitrogen å donere electron par fra triple bond, enten som et sammenbindende ligand til to metall kationer (μ, bis-η2) eller til bare én (η2). Den femte og unike metoden innebærer trippel-koordinering som et sammenbindende ligand, donere alle tre electron par fra triple bond (μ3-N2). Noen komplekser har flere N2 ligander, og noen har N2 limt på flere måter., Siden N2 er isoelectronic med karbonmonoksid (CO) og acetylen (C2H2), bonding i dinitrogen komplekser er nært alliert med at i karbonyl forbindelser, selv om N2 er en svakere σ-donor og π-akseptor enn CO. Teoretiske studier viser at σ donasjon er en viktigere faktor slik at dannelsen av M–N bond enn π tilbake-donasjon, som for det meste bare svekker N–N bond, og slutten på (η1) donasjon er lettere oppnådd enn side-på (η2) donasjon.

i Dag, dinitrogen komplekser er kjent for nesten alle overgangen metaller, regnskap for flere hundre forbindelser., De er normalt forberedt av tre metoder:

1. Skifte labilt ligander som H2O, H−, eller CO direkte av nitrogen: disse er ofte reversible reaksjoner som fortsetter på milde betingelser.
2. for å Redusere metall-komplekser i nærvær av en egnet coligand i overkant under nitrogen gass. Et vanlig valg inkludere erstatte klor ligander av dimethylphenylphosphine (PMe2Ph) for å gjøre opp for den mindre antall av nitrogen ligander festet enn den opprinnelige klor ligander.
3. Konvertere en ligand med N–N obligasjoner, for eksempel hydrazine eller natriumazid, direkte inn i en dinitrogen ligand.,

noen Ganger N≡N bond kan dannes direkte i en metall-kompleks, for eksempel ved direkte reagerer koordinert ammoniakk (NH3) med lystgass syre (HNO2), men dette er vanligvis ikke aktuelt. De fleste dinitrogen komplekser har farger i husholdningen, hvit-gul-orange-rød-brun; et par unntak er kjent, slik som den blå .,

Nitrides, azider, og nitrido komplekser

Nitrogen obligasjoner til nesten alle elementene i det periodiske system, bortsett fra de tre første edle gasser, helium, neon og argon, og noen av de svært kortvarig elementer etter vismut, som skaper et enormt utvalg av binære forbindelser med varierende egenskaper og bruksområder. Mange binære forbindelser er kjent: med unntak av nitrogen hydrider, oksider, og fluorides, disse blir vanligvis kalt nitrides. Mange stoichiometric faser er vanligvis til stede for de fleste elementer (f.eks. MnN, Mn6N5, Mn3N2, Mn2N, Mn4N, og MnxN for 9.,2 < x < 25.3). De kan bli klassifisert som «salt-like» (for det meste ioniske), covalent, «diamant-lignende», og metallic (eller mellomliggende), selv om denne klassifiseringen har begrensninger generelt stammer fra den kontinuitet av bonding typer i stedet for diskrete og forskjellige typer som det innebærer., De er normalt utarbeidet av direkte et metall som reagerer med nitrogen eller ammoniakk (noen ganger etter oppvarming), eller ved termisk nedbrytning av metall amides:

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

Mange varianter på disse prosessene er mulig.De ioniske av disse nitrides er de av den alkaliske metaller og alkalisk jord metaller, Li3N (Na, K, Rb, og Cs ikke danner stabile nitrides for steriske grunner) og M3N2 (M = Være, Mg, Ca, Sr, Ba)., Disse kan formelt være tenkt som salter av N3− anion, selv om lade separasjon er faktisk ikke fullføre selv for disse svært elektropositiv elementer. Imidlertid, lut metallazider NaN3 og KN3, med lineær N−
3 anion, er godt kjent, så er Sr(N3)2 og Ba(N3)2. Azider av B-undergruppe metaller (de i grupper 11 til 16) er mye mindre ionisk, har mer kompliserte strukturer, og detonere lett når sjokkert.,

Mange covalent binære nitrides er kjent. Eksempler inkluderer cyanogen ((CN)2), triphosphorus pentanitride (P3N5), disulfur dinitride (S2N2), og tetrasulfur tetranitride (S4N4). I hovedsak covalent silicon nitride (Si3N4) og germanium nitride (Ge3N4) er også kjent: silicon nitride særlig ville gjøre en lovende keramiske hvis det er ikke for vanskelig å jobbe med og sintring det., I særlig gruppe 13 nitrides, hvorav de fleste er lovende halvledere, er isoelectronic med grafitt, diamant, og silisiumkarbid og har lignende strukturer: deres bonding endringer fra covalent delvis ioniske å metallic som gruppe er etterkommere. Spesielt, siden B–N-enheten er isoelectronic til C–C, og karbon er i hovedsak middels i størrelse mellom boron og nitrogen, mye av organisk kjemi finner et ekko i boron–nitrogen kjemi, som for eksempel i borazine («uorganisk benzen»)., Likevel, analogien er ikke eksakt på grunn av den enkle nucleophilic angrep på boron på grunn av sin mangel på elektroner, noe som ikke er mulig i en helt karbon-inneholder ringen.

Den største kategorien av nitrides er den mellomliggende nitrides av formler MN, M2N, og M4N (selv om variabel sammensetning er fullt mulig), hvor den lille nitrogen atomer er plassert i hullene i en metallic kubikk eller sekskantet nær-pakket gitter. De er ugjennomsiktig, svært vanskelig, og kjemisk inert, smelting bare ved svært høye temperaturer (vanligvis over 2500 °C)., De har en metallisk glans og elektrisitet som gjør metaller. De hydrolyse av bare svært langsomt å gi ammoniakk eller nitrogen.

nitride anion (N3−) er den sterkeste π donor kjent blant ligander (den nest sterkeste er O2−). Nitrido komplekser er vanligvis laget av termisk nedbrytning av azider eller ved deprotonating ammoniakk, og de innebærer som regel at en terminal {≡N}3− gruppe. Den lineære natriumazid anion (N
3), blir isoelectronic med lystgass, karbondioksid, og cyanate, skjemaer mange koordinering komplekser., Videre catenation er sjeldne, selv om N4−
4 (isoelectronic med karbonat og nitrat) er kjent.

Hydrider

Industrielt, ammoniakk (NH3) er den viktigste sammensatt av nitrogen og er utarbeidet i større mengder enn noen andre sammensatte, fordi det bidrar betydelig til de ernæringsmessige behovene til terrestriske organismer ved å fungere som en forløper til mat og gjødsel. Det er en fargeløs, alkalisk gass med en karakteristisk stikkende lukt. Tilstedeværelsen av hydrogenbinding har svært betydelige virkninger på ammoniakk, overdragelse på det sitt høye smeltepunkt (-78 °C) og kokende (-33 °C) poeng., Som en væske, det er et meget godt løsemiddel med en høy varme av fordampning (for at det skal bli brukt i vakuum kolber), som også har en lav viskositet og elektrisk ledningsevne og høy dielektrisk konstant, og har mindre tetthet enn vann. Men hydrogenbinding i NH3 er svakere enn i H2O på grunn av lavere electronegativity av nitrogen i forhold til oksygen og tilstedeværelsen av bare ett eneste par i NH3 snarere enn to i H2O. Det er en svak base i vandig løsning (pKb 4.74); dens kobling syre er ammonium, NH+
4., Det kan også fungere som en ekstremt svak syre, å miste et proton til å produsere amide anion, NH−
2. Det er dermed gjennomgår selv-dissosiasjon, tilsvarende som for vann, for å produsere ammonium og amide. Ammoniakk brenner i luft eller oksygen, men ikke lett, å produsere nitrogen gass; det brenner i fluor med en grønn-gul flamme til å gi nitrogen trifluoride. Reaksjoner med andre nonmetals er svært kompleks og har en tendens til å føre til en blanding av produkter. Ammoniakk reagerer på oppvarming med metaller for å gi nitrides.,

Mange andre binære nitrogen hydrider er kjent, men det viktigste er hydrazine (N2H4) og hydrogen natriumazid (HN3). Selv om det ikke er en nitrogen-hydrid, hydroxylamine (NH2OH) ligner på egenskaper og struktur for å ammoniakk og hydrazine, så vel. Hydrazine er en rasende, fargeløs væske som lukter på samme måte som ammoniakk. Dens fysiske egenskaper er svært lik de av vann (smeltepunkt 2.0 °C, kokepunkt 113.5 °C, tetthet 1,00 g/cm3). Til tross for at det er en endothermic sammensatte, det er kinetically stabil., Det brenner raskt og helt i luften veldig eksotermisk å gi nitrogen og vanndamp. Det er en veldig nyttig og allsidig redusere agent og er et svakere utgangspunkt enn ammoniakk. Det er også ofte brukt som en rakett drivstoff.

Hydrazine er vanligvis laget av reaksjon av ammoniakk med alkaliske natriumhypokloritt i nærvær av gelatin eller lim:

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

(angrep ved hydroksid og ammoniakk kan reverseres, dermed passerer gjennom mellomliggende NHCl− i stedet.,) Begrunnelsen for å legge til gelatin er at den fjerner metall ioner som Cu2+ at catalyses ødeleggelse av hydrazine ved reaksjon med monochloramine (NH2Cl) til å produsere ammoniumklorid og nitrogen.

Hydrogen natriumazid (HN3) ble først produsert i 1890 ved oksidasjon av vandige hydrazine av lystgass syre. Det er svært eksplosive og selv fortynne løsninger kan være farlig. Det har en ubehagelig og irriterende lukt og er en potensielt dødelig (men ikke kumulativt) gift. Det kan anses som konjugat syre av azid anion, og er på samme måte analogt til hydrohalic syrer.,

Halides og oxohalides

Alle fire enkle nitrogen trihalides er kjent. Noen blandet halides og hydrohalides er kjent, men det meste er ustabil; eksempler er NClF2, NCl2F, NBrF2, NF2H, NFH2, NCl2H, og NClH2.

Fem nitrogen fluorides er kjent. Nitrogen trifluoride (NF3, først utarbeidet i 1928) er en fargeløs og luktfri gass som er thermodynamically stabil, og de lett produsert ved elektrolyse av smeltet ammonium fluor oppløst i vannfri hydrogen fluor., Som karbon tetrafluoride, det er ikke på alle reaktiv og er stabil i vann eller fortynnet oppløsning syrer eller alkalier. Bare ved oppvarming vil det fungere som en fluorinating agent, og den reagerer med kobber, arsen, antimon og vismut på kontakt ved høye temperaturer for å gi tetrafluorohydrazine (N2F4). Den kationer NF+
4 og N
2F+
3 er også kjent (sistnevnte reagerer tetrafluorohydrazine med sterk fluor-akseptorer for eksempel arsen pentafluoride), som er ONF3, som har vekket interesse på grunn av den korte Ingen avstand antyde delvis doble bindinger og svært polar og lang N–F bond., Tetrafluorohydrazine, i motsetning til hydrazine seg selv, kan distansere ved romtemperatur og over til å gi den radikale NF2•. Fluor natriumazid (FN3) er svært eksplosive og termisk ustabil. Dinitrogen difluoride (N2F2) eksisterer som termisk interconvertible cis-og trans isomerene, og ble først funnet som et produkt av termisk nedbrytning av FN3.

Nitrogen trichloride (NCl3) er en tett, flyktige, og eksplosiv væske som fysiske egenskaper er lik de av karbon koltetraklorid, selv om en forskjell er at NCl3 er lett hydrolysed av vannet mens CCl4 er det ikke., Det ble først syntetisert i 1811 av Pierre Louis Dulong, som mistet tre fingre, og et øye til sin eksplosive tendenser. Som en fortynnet gass det er mindre farlig, og er dermed brukes til industrielt blekemiddel og sterilisere mel. Nitrogen tribromide (NBr3), først utarbeidet i 1975, er en dyp rød, temperatur-sensitive, flyktige solid som er eksplosive selv på -100 °C. Nitrogen triiodide (NI3) er fortsatt mer ustabil og det bare ble utarbeidet i 1990., Dens addukt med ammoniakk, som var kjent tidligere, er veldig sjokk-sensitive: det kan bli satt av ved berøring av en fjær, skiftende luftstrømmer, eller til og med alfa-partikler. For denne grunn, små mengder nitrogen triiodide er noen ganger syntetisert som en demonstrasjon til high school kjemi studenter eller som en handling av «kjemiske magic». Klor natriumazid (ClN3) og brom natriumazid (BrN3) er ekstremt følsomme og eksplosive.

To serier av nitrogen oxohalides er kjent: den nitrosyl halides (XNO) og nitryl halides (XNO2)., Den første er svært reaktive gasser som kan være laget av direkte halogenating lystgass. Nitrosyl fluor (NOF) er fargeløs og en sprek fluorinating agent. Nitrosyl klorid (NOCl) oppfører seg på samme måte og har ofte blitt brukt som et ioniserende løsemiddel. Nitrosyl bromide (NOBr) er rød. Reaksjoner i nitryl halides er det meste likt: nitryl fluor (FNO2) og nitryl klorid (ClNO2) er på samme måte reaktive gasser og sprek halogenating agenter.,

Oksider

Lystgass (N2O), bedre kjent som lattergass, er laget av termisk nedbrytning av smeltet ammonium nitrat ved 250 °C. Dette er en redoks-reaksjon, og dermed nitrogenoksid og nitrogen er også produsert som biprodukter., Det er for det meste brukt som drivstoff og lufting agent for sprayet hermetisk pisket krem, og var tidligere ofte brukt som bedøvelse. Til tross for opptredener, kan den ikke anses for å være anhydride av hyponitrous syre (H2N2O2) fordi at syre er ikke produsert av oppløsningen av lystgass i vann. Det er heller unreactive (ikke reagerer med halogener, den alkaliske metaller, eller ozon ved romtemperatur, selv om reaktivitet øker ved oppvarming) og har unsymmetrical struktur N–Nei (N≡N+O−↔−N=N+=O): over 600 °C distanserer ved å bryte svakere Ingen bond.,

nitrogenoksid (NO) er den enkleste stabilt molekyl med et odde antall elektroner. I pattedyr, inkludert mennesker, det er en viktig cellulær signalering molekyl som er involvert i mange fysiologiske og patologiske prosesser. Det er dannet av katalytisk oksidasjon av ammoniakk. Det er en fargeløs, paramagnetiske gass som, blir thermodynamically ustabil, spaltes til nitrogen og oksygen gass på 1100-1200 °C. Sin liming er omtrent som i nitrogen, men ett ekstra elektron er lagt til en π* antibonding orbital og dermed bond bestillingen har blitt redusert til ca 2.,5; derav dimerisation O=N–N=O er ugunstige, bortsett fra under kokepunktet (der cis-isomeren er mer stabil), fordi det ikke faktisk øke den totale bond orden og fordi de er gruppert electron er delocalised over INGEN molekyler, og gi den stabilitet. Det er også bevis for asymmetrisk røde dimer O=Ingen=N når nitrogenoksid er kondensert med polare molekyler. Det reagerer med oksygen for å gi brun nitrogendioksid og med halogener å gi nitrosyl halides. Det reagerer også med overgang metall forbindelser for å gi nitrosyl komplekser, hvorav de fleste er dypt farget.,

Blå dinitrogen trioxide (N2O3) er bare tilgjengelig som en solid fordi det raskt distanserer over dens smeltepunkt å gi nitrogenoksid, nitrogendioksid (NO2), og dinitrogen tetroxide (N2O4). De to sistnevnte forbindelser er litt vanskelig å studere individuelt på grunn av likevekt mellom dem, selv om det noen ganger dinitrogen tetroxide kan reagere ved heterolytic fisjon å nitrosonium og nitrat i et medium med høy dielektrisk konstant. Nitrogendioksid er en etsende, etsende brun gass. Begge forbindelser kan være lett utarbeidet av nedbrytbart en tørr metall nitrat., Begge reagerer med vann og danner salpetersyre. Dinitrogen tetroxide er svært nyttig for utarbeidelse av vannfri metall nitrater og nitrato komplekser, og det ble som kan oxidiser av valget for mange raketter i både Usa og SOVJET på slutten av 1950-tallet. Dette er fordi det er en hypergolic drivstoff i kombinasjon med en hydrazine-basert rakett drivstoff og kan enkelt lagret siden det er flytende ved romtemperatur.,

termisk ustabil og svært reaktive dinitrogen pentoxide (N2O5) er anhydride av salpetersyre, og kan være laget av dehydrering med fosfor pentoxide. Det er av interesse for utarbeidelse av eksplosiver. Det er en deliquescent, fargeløs krystallinsk solid som er følsomme for lys. I solid state-det er ionisk med struktur +−; som er et gass-og i løsning det er molekylær O2N–O–NO2. Hydrasjon til salpetersyre kommer lett, som gjør analogt reaksjon med hydrogen peroxide å gi peroxonitric syre (HOONO2). Det er en voldsom oksiderende agent., Gassform dinitrogen pentoxide spaltes som følger:

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

Oxoacids, oxoanions, og oxoacid salter

Mange nitrogen oxoacids er kjent, selv om de fleste av dem er ustabil som ren forbindelser og er bare kjent som vandig løsning eller som salter. Hyponitrous syre (H2N2O2) er en svak diprotic syre med strukturen HON=NOH (pKa1 6.9, pKa2 11.6). Sure løsninger er ganske stabilt, men over pH 4-base-catalysed nedbrytning skjer via − til nitrogen oksid og hydroksid anion., Hyponitrites (med N
2O2−
2 anion) er stabil til å redusere agenter og mer vanlig å handle som reduksjonsmiddel seg selv. De er et mellomliggende trinn i oksidasjon av ammoniakk til nitritt, som oppstår i nitrogen syklus. Hyponitrite kan fungere som et sammenbindende eller chelaterende bidentate ligand.,

Lystgass syre (HNO2) er ikke kjent som en ren sammensatte, men er en vanlig komponent i gassform likevekter og er en viktig vandig reagens: den vandige løsninger, kan være laget av forsurende kule vandig nitritt (NO−
2, bøyd) løsninger, selv om det allerede ved romtemperatur disproportionation til nitrat og nitrogenoksid er betydelig. Det er en svak syre med pKa 3.35 på 18 °C. De kan være titrimetrically analysert av deres oksidasjon til nitrat ved permanganate., De er lett redusert til lystgass og nitrogenoksid av svoveldioksid, for å hyponitrous syre med tinn(II), og med ammoniakk hydrogensulfid. Salter av hydrazinium N
2H+
5 reagerer med nitrogen syre for å produsere azider som ytterligere reagere for å gi lystgass og nitrogen. Sodium nitritt er svakt giftig i konsentrasjoner over 100 mg/kg, men små mengder er ofte brukt til å kurere kjøtt og som et konserveringsmiddel for å unngå bakteriell ødeleggelse., Det er også brukt til å syntetisere hydroxylamine og diazotise primære aromatiske aminer som følger:

ArNH2 + HNO2 → Cl + 2 H2O

Nitritt er også en vanlig ligand som kan koordinere på fem måter. De mest vanlige er nitro (limt fra nitrogen) og nitrito (limt fra en oksygen). Nitro-nitrito isomerism er felles, der nitrito form er vanligvis mindre stabil.

salpetersyre (HNO3) er den desidert viktigste og mest stabile av nitrogen oxoacids., Det er en av de tre mest brukte syrer (de to andre blir svovelsyre og saltsyre) og ble først oppdaget av alkymistene i det 13. århundre. Det er laget av katalytisk oksidasjon av ammoniakk til nitrogenoksid, som er oksidert nitrogen dioksid, og deretter oppløst i vann for å gi konsentrert salpetersyre. I de Forente Stater, over sju millioner tonn salpetersyre er produsert hvert år, de fleste som er brukt for nitrat for produksjon av kunstgjødsel og sprengstoff, blant annet bruk., Vannfri salpetersyre kan gjøres ved destillering av konsentrert salpetersyre med fosfor pentoxide ved lavt trykk i glass apparater i mørket. Det kan kun være laget i solid state, fordi ved å smelte det spontant spaltes til nitrogendioksid, og flytende salpetersyre gjennomgår selv-ionisasjon i større grad enn noen andre covalent væske som følger:

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

To hydrater, HNO3·H2O og HNO3·3H2O, er kjent at det kan være liv., Det er en sterk syre og konsentrert løsninger er sterke oksiderende agenter, selv om gull, platina, rhodium, og iridium er immune mot angrep. 3:1 blanding av konsentrert saltsyre og salpetersyre, som heter aqua regia, er fortsatt sterkere og hell oppløses gull og platina, fordi gratis klor og nitrosyl klorid er dannet og klorid anioner kan danne sterke komplekser., I konsentrert svovelsyre, salpetersyre er protonated å danne nitronium, som kan fungere som en electrophile for aromatiske nitration:

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

Den termiske stabilities av nitrater (som involverer trigonal plane INGEN−
3 anion) avhenger av basicity av metall, og det gjør produkter fra nedbrytning (thermolysis), som kan variere mellom nitritt (for eksempel natrium), oksid (kalium og bly), eller til og med metall i seg selv (sølv), avhengig av deres relative stabilities. Nitrat er også en vanlig ligand med mange moduser av koordinering.,finnes tetrahedral orthonitrate anion NO3−
4 er kjent i sitt natrium og kalium salter:

NaNO 3 + Na 2 O → 300 ∘ C i 7 dager Ag smeltedigel Na 3 NEI 4 {\displaystyle {\ce {NaNO3{}+Na2O->Na3NO4}}}

Disse hvite krystallinsk salter er svært følsomme for vanndamp og karbondioksid i lufta:

Na3NO4 + H2O + CO2 → NaNO3 + NaOH + NaHCO3

til Tross for sin begrensede kjemi, den orthonitrate anion er interessant fra et strukturelt synspunkt på grunn av sin vanlige tetrahedral form og den korte Ingen bond lengder, noe som tyder på betydelige polar karakter til bonding.,

Organisk nitrogen forbindelser

Nitrogen er et av de viktigste elementene i organisk kjemi. Mange organiske funksjonelle grupper innebære en karbon–, nitrogen-og obligasjonslån, slik som amides (RCONR2), aminer (R3N), imines (RC(=NR)R), imides (RCO)2NR, azider (RN3), azo forbindelser (RN2R), cyanates og isocyanater (ROCN eller RCNO), nitrat (RONO2), nitriles og isonitriles (NÆRINGSLIV eller RNC), nitrater (RONO), nitro forbindelser (RNO2), nitroso forbindelser (RNO), oximes (RCR=NOH), og pyridine derivater. C–N obligasjoner er sterkt samlet mot nitrogen., I disse forbindelser, nitrogen er vanligvis trivalent (selv om det kan være tetravalent i kvartær ammonium salter, R4N+), med en enslig par som kan gi basicity på det sammensatte ved å være koordinert til et proton. Dette kan bli motvirket av andre faktorer: for eksempel, amides er ikke grunnleggende fordi den ensomme par er delocalised i en dobbel binding (om de kan fungere som syrer ved svært lave pH, blir protonated på oksygen), og pyrrole er ikke sure fordi den ensomme par er delocalised som en del av en aromatisk ring. Mengden av nitrogen i et kjemisk stoff som kan være bestemt av Kjeldahl-metoden., Spesielt nitrogen er en viktig del av nukleinsyrer, aminosyrer, og dermed proteiner, og energi-bærer molekylet adenosintrifosfat og er dermed avgjørende for alt liv på Jorden.