Stikstof

allotropen

atomaire stikstof, ook bekend als actieve stikstof, is zeer reactief, omdat het een triradicaal is met drie ongepaarde elektronen., Vrije stikstofatomen reageren gemakkelijk met de meeste elementen om nitriden te vormen, en zelfs wanneer twee vrije stikstofatomen botsen om een opgewonden N2-molecuul te produceren, kunnen ze zo veel energie vrijgeven op botsing met zelfs dergelijke stabiele moleculen zoals kooldioxide en water om homolytische splitsing in radicalen zoals CO en O of OH en H. te veroorzaken atomaire stikstof wordt bereid door het passeren van een elektrische ontlading door stikstofgas bij 0,1–2 mmHg, die atomaire stikstof produceert samen met een perzik-gele emissie die langzaam vervaagt als een nagloed voor enkele minuten, zelfs nadat de ontlading eindigt.,

gegeven de grote reactiviteit van atomair stikstof, komt elementair stikstof gewoonlijk voor als moleculair N2, dinitrogeen. Dit molecuul is een kleurloos, reukloos en smaakloos diamagnetisch gas onder standaardomstandigheden: het smelt bij -210 °C en kookt bij -196 °C. Dinitrogeen is meestal niet reactief bij kamertemperatuur, maar het zal niettemin reageren met lithiummetaal en enkele overgangsmetaalcomplexen. Dit komt door zijn binding, die uniek is onder de diatomaire elementen onder standaardomstandigheden in die zin dat het een n≡N drievoudige binding heeft. Drievoudige bindingen hebben korte bindingen (in dit geval 109.,76 pm) en hoge dissociatie-energieën (in dit geval 945,41 kJ / mol), en zijn dus zeer sterk, wat de chemische inertheid van dinitrogen verklaart.

Er zijn enkele theoretische aanwijzingen dat andere stikstofoligomeren en-polymeren mogelijk zijn. Als ze gesynthetiseerd kunnen worden, kunnen ze mogelijk gebruikt worden als materialen met een zeer hoge energiedichtheid, die gebruikt kunnen worden als krachtige drijfgassen of explosieven., Dit komt omdat ze allemaal zouden moeten ontleden tot dinitrogeen, waarvan de n≡n drievoudige binding (bindingsenergie 946 kJ mol mol-1) veel sterker is dan die van de n=n dubbele binding (418 kJ mol mol−1) of de n–n enkele binding (160 kJ mol mol−1): inderdaad, de drievoudige binding heeft meer dan driemaal de energie van de enkele binding. (Het tegenovergestelde geldt voor de zwaardere pnictogenen, die de voorkeur geven aan polyatomische allotropen., Een groot nadeel is dat van de meeste neutrale polynitrogenen geen grote barrière naar ontbinding wordt verwacht en dat de enkele uitzonderingen nog moeilijker te synthetiseren zijn dan de lang gezochte maar nog onbekende tetrahedraan. Dit staat in tegenstelling tot de goed gekarakteriseerde kationische en anionische polynitrogenen azide (N−
3), pentazenium (N+
5) en pentazolide (cyclisch aromatisch N−
5). Onder extreem hoge druk (1.,1 miljoen atm) en hoge temperaturen (2000 K), zoals geproduceerd in een diamant aambeeld cel, stikstof polymeriseert in de single-bonded kubieke gauche kristalstructuur. Deze structuur is vergelijkbaar met die van diamant, en beide hebben extreem sterke covalente bindingen, wat resulteert in zijn bijnaam “stikstof diamant”.

bij atmosferische druk, condenseert moleculaire stikstof (vloeibaar) bij 77 K (-195,79 °C) en bevriest bij 63 K (-210.,01 °C) in de bèta-zeshoekige close-packed crystal allotropic vorm. Onder 35,4 K (-237,6 °C) neemt stikstof de kubieke kristal allotropische vorm aan (de alfafase genoemd). Vloeibare stikstof, een kleurloze vloeistof die lijkt op water in uiterlijk, maar met 80,8% van de dichtheid (de dichtheid van vloeibare stikstof op het kookpunt is 0,808 g/mL), is een veel voorkomende cryogeen. Vaste stikstof heeft veel kristallijne wijzigingen. Het vormt een significante dynamische oppervlaktedekking op Pluto en de buitenste manen van het zonnestelsel zoals Triton., Zelfs bij de lage temperaturen van vaste stikstof is het vrij vluchtig en kan subliem om een atmosfeer te vormen, of condenseren terug in stikstof vorst. Het is erg zwak en stromen in de vorm van gletsjers en op Triton geisers van stikstofgas komen uit de poolijskap regio.,

Dinitrogencomplexen

het eerste voorbeeld van een dinitrogen complex te ontdekken was 2+ (zie figuur rechts), en al snel vele andere dergelijke complexen werden ontdekt., Deze complexen, waarin een stikstofmolecuul ten minste één enkel paar elektronen aan een centraal metaalkation doneert, illustreren hoe N2 zich zou kunnen binden aan het(de) metaal (en) in nitrogenase en de katalysator voor het Haber-proces: deze processen met dinitrogenactivering zijn van vitaal belang in de biologie en bij de productie van meststoffen.

Dinitrogen kan op vijf verschillende manieren met metalen coördineren. De meer goed gekarakteriseerde manieren zijn de end-on M←N≡N (η1) en M←N≡N→M (μ, bis-η1), waarin de eenzame paren op de stikstofatomen worden gedoneerd aan het metaalkation., De minder goed gekarakteriseerde manieren omvatten dinitrogeen donerende elektronenparen van de drievoudige binding, hetzij als een overbruggende ligand aan twee metaalkationen (μ, bis-η2) of slechts één (η2). De vijfde en unieke methode impliceert triple-coördinatie als brugligand, die alle drie elektronenparen van de drievoudige band (μ3-N2) doneert. Een paar complexen hebben veelvoudige N2 ligands en sommige eigenschap N2 verbonden op veelvoudige manieren., Aangezien N2 ISO-elektronisch is met koolmonoxide (CO) en Acetyleen (C2H2), is de binding in dinitrogeencomplexen nauw verwant aan die in carbonylverbindingen, hoewel N2 een zwakkere σ-donor en π-acceptor is dan CO. Theoretische studies tonen aan dat σ donatie een belangrijkere factor is die de vorming van de M–N binding mogelijk maakt dan π back-donatie, die meestal de N–N binding verzwakt, en end-on (η1) donatie wordt gemakkelijker gedaan dan side-on (η2) donatie.

tegenwoordig zijn dinitrogeencomplexen bekend voor bijna alle transitiemetalen, die enkele honderden verbindingen vertegenwoordigen., Zij worden gewoonlijk bereid volgens drie methoden:

1. ter vervanging van labiele liganden zoals H2O, H− of CO direct door stikstof: dit zijn vaak reversibele reacties die onder milde omstandigheden plaatsvinden.
2. reducerende metaalcomplexen in aanwezigheid van een geschikt coligand boven stikstofgas. Een gemeenschappelijke keus omvat het vervangen van chloride ligands door dimethylphenylphosphine (PMe2Ph) om voor het kleinere aantal stikstofligands in bijlage dan de originele chloorligands in te halen.
3. converteren van een ligand met n-N bindingen, zoals hydrazine of azide, direct in een dinitrogen ligand.,

soms kan de N≡N binding direct worden gevormd binnen een metaalcomplex, bijvoorbeeld door direct gecoördineerde ammoniak (NH3) te reageren met salpeterzuur (HNO2), maar dit is niet algemeen toepasbaar. De meeste dinitrogencomplexen hebben kleuren in het bereik wit-geel-oranje-rood-bruin; enkele uitzonderingen zijn bekend, zoals het blauw .,

nitriden, aziden en nitridocomplexen

Stikstofbindingen met bijna alle elementen in het periodiek systeem, behalve de eerste drie edelgassen, helium, neon en argon, en enkele van de zeer kortlevende elementen na bismut, waardoor een enorme verscheidenheid aan binaire verbindingen met verschillende eigenschappen en toepassingen ontstaat. Vele binaire samenstellingen zijn gekend: met uitzondering van de stikstofhydriden, oxyden, en fluoriden, worden deze typisch genoemd nitriden. Veel stoichiometrische fasen zijn meestal aanwezig voor de meeste elementen (bijvoorbeeld MnN, Mn6N5, Mn3N2, Mn2N, Mn4N, en mnxn voor 9.,2 < x < 25.3). Ze kunnen worden geclassificeerd als” zoutachtig “(meestal ionisch), covalent,” diamantachtig ” en metallisch (of interstitiële), hoewel deze classificatie beperkingen heeft die meestal voortvloeien uit de continuïteit van bindingstypen in plaats van de discrete en afzonderlijke typen die het impliceert., Ze worden gewoonlijk bereid door een metaal direct te reageren met stikstof of ammoniak (soms na verhitting), of door thermische ontleding van metaalamiden:

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

vele varianten op deze processen zijn mogelijk.De meest Ionische van deze nitriden zijn die van de alkalimetalen en aardalkalimetalen, Li3N (Na, K, RB en Cs vormen geen stabiele nitriden om sterische redenen) en M3N2 (M = Be, Mg, Ca, Sr, Ba)., Deze kunnen formeel gezien worden als zouten van het N3-anion, hoewel de ladingsscheiding zelfs voor deze zeer elektropositieve elementen niet volledig is. De alkalimetaalaziden NaN3 en KN3, met het lineaire n –
3-anion, zijn echter bekend, net als Sr(N3)2 en Ba (N3)2. Aziden van de B-subgroep metalen (die in de groepen 11 tot en met 16) zijn veel minder ionisch, hebben meer gecompliceerde structuren, en ontploffen gemakkelijk als ze geschokt zijn.,

vele covalente binaire nitriden zijn bekend. Voorbeelden hiervan zijn cyanogen ((CN)2), trifosfor pentanitride (P3N5), disulfur dinitride (S2N2) en tetrasulfur tetranitride (S4N4). De in wezen covalente siliciumnitride (Si3N4) en germaniumnitride (Ge3N4) zijn ook bekend: met name siliciumnitride zou een veelbelovende keramiek zijn, zo niet voor de moeilijkheid om ermee te werken en te sinteren., In het bijzonder zijn de nitriden van groep 13, waarvan de meeste veelbelovende halfgeleiders zijn, ISO-elektronisch met grafiet, diamant en siliciumcarbide en hebben vergelijkbare structuren: hun binding verandert van covalent naar Gedeeltelijk ionisch naar metallisch naarmate de groep afdaalt. Aangezien de b–N-eenheid is ISO-elektronisch tot C-C, en koolstof is in wezen intermediair in grootte tussen borium en stikstof, veel van de organische chemie vindt een echo in borium–stikstof chemie, zoals in borazine (“anorganisch benzeen”)., Toch is de analogie niet precies vanwege het gemak van nucleofiele aanval op boor als gevolg van zijn deficiëntie in elektronen, wat niet mogelijk is in een volledig koolstofhoudende ring.

de grootste categorie nitriden zijn de interstitiële nitriden van formules MN, M2N en M4N (hoewel een variabele samenstelling perfect mogelijk is), waarbij de kleine stikstofatomen in de openingen in een metallisch kubisch of zeshoekig gesloten rooster worden geplaatst. Ze zijn ondoorzichtig, zeer hard en chemisch inert en smelten alleen bij zeer hoge temperaturen (meestal boven 2500 °C)., Ze hebben een metalen glans en geleiden elektriciteit zoals metalen. Ze hydrolyseren slechts zeer langzaam om ammoniak of stikstof te geven.

het nitride-anion (N3 -) is de sterkste π-donor die bekend is onder liganden (de op een na sterkste is O2−). Nitridocomplexen worden meestal gemaakt door thermische ontleding van aziden of door deprotonatie van ammoniak, en ze hebben meestal een terminale {N n}3− groep. Het lineaire azide-anion (n –
3), zijnde ISO-elektronisch met distikstofoxide, kooldioxide en cyanaat, vormt vele coördinatiecomplexen., Verdere catenatie is zeldzaam, hoewel N4 –
4 (ISO-elektronisch met carbonaat en nitraat) bekend is.

hydriden

Industrieel is ammoniak (NH3) de belangrijkste verbinding van stikstof en wordt in grotere hoeveelheden bereid dan elke andere verbinding, omdat het in belangrijke mate bijdraagt aan de voedingsbehoeften van terrestrische organismen door als voorloper van levensmiddelen en meststoffen te dienen. Het is een kleurloos alkalisch gas met een karakteristieke penetrante geur. De aanwezigheid van waterstofbinding heeft zeer belangrijke effecten op ammoniak, waardoor het zijn hoog smeltpunt (-78 °C) en kookpunt (-33 °C) heeft., Als vloeistof is het een zeer goed oplosmiddel met een hoge verdampingswarmte (waardoor het in vacuümkolven kan worden gebruikt), dat ook een lage viscositeit en elektrische geleidbaarheid en een hoge diëlektrische constante heeft en minder dicht is dan water. De waterstofbinding in NH3 is echter zwakker dan die in H2O vanwege de lagere elektronegativiteit van stikstof in vergelijking met zuurstof en de aanwezigheid van slechts één enkel paar in NH3 in plaats van twee in H2O. het is een zwakke base in waterige oplossing (PKB 4,74); het geconjugeerde zuur is ammonium, NH+
4., Het kan ook werken als een extreem zwak zuur, waarbij een proton verloren gaat om het amide−anion, NH –
2, te produceren. Het ondergaat dus zelf-dissociatie, vergelijkbaar met water, om ammonium en amide te produceren. Ammoniak brandt in lucht of zuurstof, hoewel niet gemakkelijk, om stikstofgas te produceren; het brandt in fluor met een groen-gele vlam om stikstof trifluoride te geven. Reacties met de andere niet-metalen zijn zeer complex en leiden vaak tot een mengsel van producten. Ammoniak reageert op verhitting met metalen om nitriden te geven.,

veel andere binaire stikstofhydriden zijn bekend, maar de belangrijkste zijn hydrazine (N2H4) en waterstofazide (HN3). Hoewel het geen stikstofhydride is, is hydroxylamine (NH2OH) qua eigenschappen en structuur vergelijkbaar met ammoniak en hydrazine. Hydrazine is een rokende, kleurloze vloeistof die op dezelfde manier ruikt als ammoniak. De fysische eigenschappen zijn zeer vergelijkbaar met die van water (smeltpunt 2,0 °C, Kookpunt 113,5 °C, Dichtheid 1,00 g / cm3). Ondanks dat het een endotherme verbinding is, is het kinetisch stabiel., Het brandt snel en volledig in lucht zeer exotherm om stikstof en waterdamp te geven. Het is een zeer nuttig en veelzijdig reductiemiddel en is een zwakkere basis dan ammoniak. Het wordt ook vaak gebruikt als raketbrandstof.

Hydrazine wordt over het algemeen gemaakt door reactie van ammoniak met alkalisch natriumhypochloriet in aanwezigheid van gelatine of lijm:

NH3 + OCl− → NH2Cl + OH− NH2Cl + NH3 → N
2H+
5 + Cl− (slow) N
2H+
5 + OH− → n2h4 + H2o (fast)

(de aanvallen door hydroxide en ammoniak kunnen worden omgekeerd, waardoor ze in plaats daarvan door de tussenliggende NHCl− gaan.,) De reden voor het toevoegen van gelatine is dat het verwijdert metaalionen zoals Cu2 + die de vernietiging van hydrazine katalyseert door reactie met monochloramine (NH2Cl) om ammoniumchloride en stikstof te produceren.

Waterstofazide (HN3) werd voor het eerst geproduceerd in 1890 door de oxidatie van waterig hydrazine door salpeterzuur. Het is zeer explosief en zelfs verdunde oplossingen kunnen gevaarlijk zijn. Het heeft een onaangename en irriterende geur en is een potentieel dodelijk (maar niet cumulatief) GIF. Het kan beschouwd worden als het geconjugeerde zuur van het azide-anion en is analoog aan de hydrohalic zuren.,

halogeniden en oxohaliden

alle vier enkelvoudige stikstoftrihaliden zijn bekend. Een paar gemengde halogeniden en hydrohaliden zijn bekend, maar zijn meestal onstabiel; voorbeelden zijn NClF2, NCl2F, NBrF2, NF2H, NFH2, NCl2H en NClH2.

vijf stikstoffluoriden zijn bekend. Stikstoftrifluoride (NF3, voor het eerst bereid in 1928) is een kleurloos en reukloos gas dat thermodynamisch stabiel is en het gemakkelijkst wordt geproduceerd door de elektrolyse van gesmolten ammoniumfluoride opgelost in watervrij waterstoffluoride., Net als Tetrafluoride is het helemaal niet reactief en is het stabiel in water of verdunde waterige zuren of logen. Alleen bij verhitting werkt het als fluorerend middel, en het reageert met koper, arseen, antimoon en bismut bij contact bij hoge temperaturen om tetrafluorhydrazine (N2F4) te geven. De kationen NF+
4 en N
2F+
3 zijn ook bekend (de laatste van reagerende tetrafluorhydrazine met sterke fluoride-acceptoren zoals arseenpentafluoride), evenals de ONF3, die belangstelling heeft gewekt vanwege de korte N–O–afstand die een gedeeltelijke dubbele binding impliceert en de zeer polaire en lange n-F-binding., Tetrafluorhydrazine kan, in tegenstelling tot hydrazine zelf, bij kamertemperatuur en hoger dissociëren tot het radicale NF2•. Fluorazide (FN3) is zeer explosief en thermisch instabiel. Dinitrogeendifluoride (N2F2) bestaat als thermisch interconverteerbare cis-en trans-isomeren en werd voor het eerst gevonden Als een product van de thermische ontleding van FN3.

Stikstoftrichloride (Ncl3) is een dichte, vluchtige en explosieve vloeistof waarvan de fysische eigenschappen vergelijkbaar zijn met die van tetrachloorkoolstof, hoewel een verschil is dat NCl3 gemakkelijk door water wordt gehydrolyseerd, terwijl CCl4 dat niet is., Het werd voor het eerst gesynthetiseerd in 1811 door Pierre Louis Dulong, die drie vingers en een oog verloor aan zijn explosieve neigingen. Als verdund gas is het minder gevaarlijk en wordt het dus industrieel gebruikt om meel te bleken en te steriliseren. Stikstof tribromide (NBr3), voor het eerst bereid in 1975, is een dieprode, temperatuurgevoelige, vluchtige vaste stof die explosief is zelfs bij -100 °C. stikstof triiodide (NI3) is nog instabieler en werd pas in 1990 bereid., Het adduct met ammoniak, dat eerder bekend was, is zeer schokgevoelig: het kan worden geactiveerd door de aanraking van een veertje, het verschuiven van luchtstromen, of zelfs alfadeeltjes. Om deze reden, kleine hoeveelheden stikstof triiodide worden soms gesynthetiseerd als een demonstratie aan middelbare school scheikundestudenten of als een daad van “chemische magie”. Chloorazide (ClN3) en broomazide (BrN3) zijn extreem gevoelig en explosief.

twee reeksen stikstofoxohaliden zijn bekend: de nitrosylhalogeniden (XNO) en de nitrylhalogeniden (XNO2)., De eerste zijn zeer reactieve gassen die kunnen worden gemaakt door direct halogeen lachgas. Nitrosylfluoride (NOF) is kleurloos en een krachtig fluorerend middel. Nitrosylchloride (NOCl) gedraagt zich op vrijwel dezelfde manier en wordt vaak gebruikt als ioniserend oplosmiddel. Nitrosylbromide (NOBr) is rood. De reacties van de nitrylhalogeniden zijn meestal vergelijkbaar: nitrylfluoride (FNO2) en nitrylchloride (ClNO2) zijn eveneens reactieve gassen en krachtige halogeenstoffen.,

oxiden

distikstofoxide (N2O), beter bekend als lachgas, wordt gemaakt door thermische ontleding van gesmolten ammoniumnitraat bij 250 °C. Dit is een redoxreactie en dus worden stikstofmonoxide en stikstof ook geproduceerd als bijproducten., Het wordt meestal gebruikt als drijfgas en beluchtingsmiddel voor gespoten slagroom in blik, en werd vroeger vaak gebruikt als verdoving. Ondanks de schijn kan het niet worden beschouwd als het anhydride van hyponitreus zuur (H2N2O2) omdat dat zuur niet wordt geproduceerd door het oplossen van lachgas in water. Het is vrij onwerkzaam (reageert niet met de halogenen, de alkalimetalen of ozon bij kamertemperatuur, hoewel de reactiviteit toeneemt bij verhitting) en heeft de asymmetrische structuur N–N–O (N≡N+O−↔−N=N+=O): boven 600 °C dissocieert het door het breken van de zwakkere n–o binding.,

stikstofmonoxide (NO) is het eenvoudigste stabiele molecuul met een oneven aantal elektronen. In zoogdieren, met inbegrip van mensen, is het een belangrijke cellulaire signalerende molecuul betrokken bij vele fysiologische en pathologische processen. Het wordt gevormd door katalytische oxidatie van ammoniak. Het is een kleurloos paramagnetisch gas dat, als thermodynamisch instabiel, bij 1100-1200 °C ontbindt tot stikstof-en zuurstofgas. zijn binding is vergelijkbaar met die in stikstof, maar één extra elektron wordt toegevoegd aan een π* antibondende orbitaal en dus is de bindingsvolgorde gereduceerd tot ongeveer 2.,5; daarom is dimerisatie tot O=N–N=O ongunstig behalve onder het kookpunt (waar het cis-isomeer stabieler is), omdat het de totale bindingsvolgorde niet daadwerkelijk verhoogt en omdat het ongepaarde elektron over het No-molecuul wordt gedelokaliseerd, waardoor het stabiliteit krijgt. Er is ook bewijs voor de asymmetrische rode dimeer O = N-O=N wanneer stikstofmonoxide wordt gecondenseerd met polaire moleculen. Het reageert met zuurstof om bruin stikstofdioxide te geven en met halogenen om nitrosylhalogeniden te geven. Het reageert ook met overgangsmetaalverbindingen tot nitrosylcomplexen, waarvan de meeste diep gekleurd zijn.,

blauw dinitrogeentrioxide (N2O3) is alleen beschikbaar als vaste stof omdat het snel loskomt boven het smeltpunt om stikstofmonoxide, stikstofdioxide (NO2) en dinitrogeentroxide (N2O4) te verkrijgen. De laatste twee verbindingen zijn enigszins moeilijk afzonderlijk te bestuderen vanwege het evenwicht tussen hen, hoewel dinitrogeentroxide soms door heterolytische splitsing op nitrosonium en nitraat kan reageren in een medium met een hoge diëlektrische constante. Stikstofdioxide is een zuur, corrosief bruin gas. Beide verbindingen kunnen gemakkelijk worden bereid door het ontleden van een droog metaalnitraat., Beide reageren met water om salpeterzuur te vormen. Dinitrogentetroxide is zeer nuttig voor de bereiding van watervrije metaalnitraten en nitraatcomplexen, en het werd de opslagbare oxidator van keuze voor vele raketten in zowel de Verenigde Staten en USSR tegen de late jaren 1950. dit is omdat het een hypergolische stuwstof in combinatie met een hydrazine gebaseerde raketbrandstof is en gemakkelijk kan worden opgeslagen omdat het vloeibaar is bij kamertemperatuur.,

het thermisch instabiele en zeer reactieve dinitrogeenpentoxide (N2O5) is het anhydride van salpeterzuur, dat kan worden gemaakt door dehydratie met fosforpentoxide. Het is van belang voor de bereiding van explosieven. Het is een vervloeiende, kleurloze kristallijne vaste stof die gevoelig is voor licht. In vaste toestand is het ionisch met structuur + -; als gas en in oplossing moleculair O2N-O-NO2. Hydratatie tot salpeterzuur komt gemakkelijk, evenals analoge reactie met waterstofperoxide geven peroxonitric zuur (HOONO2). Het is een gewelddadig oxidatiemiddel., Gasvormige dinitrogeenpentoxide ontleedt als volgt:

N2O5 ⇌ NO2 + NO3 → NO2 + O2 + NO N2O5 + No 3 3 No2

Oxozuren, oxoanionen en oxozuurzouten

veel stikstofoxozuren zijn bekend, hoewel de meeste ervan instabiel zijn als zuivere verbindingen en alleen bekend zijn als waterige oplossing of als zouten. Hyponitreus zuur (h2n2o2) is een zwak diprotinezuur met de structuur HON=NOH (pKa1 6.9, pka2 11.6). Zure oplossingen zijn vrij stabiel, maar boven pH 4 vindt base-gekatalyseerde ontleding plaats via-naar lachgas en het hydroxide-anion., Hyponitriet (waarbij het n
2O2−
2 anion betrokken is) is stabiel voor reducerende stoffen en werkt vaker zelf als reducerende stoffen. Ze zijn een tussenstap in de oxidatie van ammoniak tot nitriet, die optreedt in de stikstofcyclus. Hyponitriet kan fungeren als een overbrugging of chelatie bidentaat ligand.,

salpeterzuur (Hno2) staat niet bekend als een zuivere verbinding, maar is een veel voorkomend bestanddeel in gasvormige evenwichten en is een belangrijk waterig reagens: de waterige oplossingen ervan kunnen worden gemaakt van verzurende koele waterige nitriet (no−
2, gebogen) oplossingen, hoewel al bij kamertemperatuur disproportionering ten opzichte van nitraat en stikstofmonoxide significant is. Het is een zwak zuur met PKA 3,35 bij 18 °C. Zij kunnen titrimetrisch worden geanalyseerd aan de hand van hun oxidatie tot nitraat door permanganaat., Ze worden gemakkelijk gereduceerd tot distikstofoxide en stikstofmonoxide door zwaveldioxide, tot hyponitreus zuur met tin(II) en tot ammoniak met waterstofsulfide. De zouten van hydrazinium N
2H +
5 reageren met salpeterzuur om aziden te produceren die verder reageren tot distikstofoxide en stikstof. Natriumnitriet is licht giftig in concentraties boven 100 mg / kg, maar kleine hoeveelheden worden vaak gebruikt om vlees te genezen en als conserveermiddel om bacterieel bederf te voorkomen., Het wordt ook gebruikt om hydroxylamine te synthetiseren en om primaire aromatische aminen als volgt te diazotiseren:

ArNH2 + HNO2 → Cl + 2 H2o

nitriet is ook een gemeenschappelijke ligand die op vijf manieren kan coördineren. De meest voorkomende zijn nitro (gebonden uit de stikstof) en nitrito (gebonden uit een zuurstof). Nitro-nitrito isomerisme komt vaak voor, waar de nitritovorm meestal minder stabiel is.

salpeterzuur (HNO3) is verreweg de belangrijkste en meest stabiele van de stikstofoxozuren., Het is een van de drie meest gebruikte zuren (de andere twee zijn zwavelzuur en zoutzuur) en werd voor het eerst ontdekt door de alchemisten in de 13e eeuw. Het wordt gemaakt door katalytische oxidatie van ammoniak tot stikstofmonoxide, dat wordt geoxideerd tot stikstofdioxide, en vervolgens opgelost in water om geconcentreerd salpeterzuur te geven. In de Verenigde Staten wordt jaarlijks meer dan zeven miljoen ton salpeterzuur geproduceerd, waarvan het grootste deel wordt gebruikt voor de productie van nitraten voor onder meer meststoffen en explosieven., Watervrij salpeterzuur kan worden gemaakt door geconcentreerd salpeterzuur met fosforpentoxide onder lage druk in glazen apparaten in het donker te distilleren. Het kan alleen in vaste toestand worden gemaakt, omdat het na smelten spontaan ontbindt tot stikstofdioxide en vloeibaar salpeterzuur in grotere mate dan elke andere covalente vloeistof zelfionisatie ondergaat als volgt:

2 HNO3 ⇌ h
2NO+
3 + NO-
3 ⇌ H2O + + + −

twee hydraten, HNO3·H2O en HNO3·3H2O, zijn bekend die gekristalliseerd kunnen worden., Het is een sterk zuur en geconcentreerde oplossingen zijn sterke oxiderende middelen, hoewel goud, platina, rhodium en iridium immuun zijn voor aanvallen. Een 3:1 mengsel van geconcentreerd zoutzuur en salpeterzuur, aqua regia genaamd, is nog sterker en lost met succes goud en platina op, omdat vrij chloor en nitrosylchloride worden gevormd en chloride-anionen sterke complexen kunnen vormen., In geconcentreerd zwavelzuur wordt salpeterzuur geprotoneerd tot nitronium, dat kan fungeren als elektrofiel voor aromatische nitratie:

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

De thermische stabiliteit van nitraten (waarbij het trigonale vlakke NO−
3 anion betrokken is) hangt af van de basiciteit van het metaal, evenals de afbraakproducten (thermolyse), die kunnen variëren tussen het nitriet (bijvoorbeeld, natrium), het oxide (kalium en lood), of zelfs het metaal zelf (zilver) afhankelijk van hun relatieve stabiliteit. Nitraat is ook een gemeenschappelijke ligand met vele wijzen van coördinatie.,bestaan, de tetrahedral orthonitrate anion NO3−
4 is bekend in zijn natrium en kalium zouten:

NaNO 3 + Nvt 2 O → 300 ∘ C gedurende 7 dagen Ag kroes Na 3 GEEN 4 {\displaystyle {\ce {NaNO3{}+Na2O->Na3NO4}}}

Deze witte kristallijne zouten zijn zeer gevoelig voor waterdamp en kooldioxide in de lucht:

Na3NO4 + H2O + CO2 → NaNO3 + NaOH + NaHCO3

Ondanks de beperkte chemie, de orthonitrate anion is interessant vanuit een structureel oogpunt vanwege zijn regelmatige tetrahedral vorm en de kort Geen enkele obligatie lengtes, wat een aanzienlijke polaire karakter om de hechting.,

organische stikstofverbindingen

stikstof is een van de belangrijkste elementen in de organische chemie. Veel biologische functionele groepen sprake van een koolstof–stikstof gebonden, zoals amiden (RCONR2), amines (R3N), imines (RC(=NR)R), imides (RCO)2NR, aziden (RN3), azo-verbindingen (RN2R), cyanaten en isocyanaten (ROCN of RCNO), nitraten (RONO2), nitrillen en isonitriles (RCN of RNC), nitriet (RONO), nitro-verbindingen (RNO2), nitroso verbindingen (RNO), oximes (RCR=NOH), en pyridine-derivaten. C-N bindingen zijn sterk gepolariseerd naar stikstof., In deze verbindingen is stikstof meestal trivalent (hoewel het tetravalent kan zijn in quaternaire ammoniumzouten, R4N+), met een enkel paar dat basiciteit kan verlenen aan de verbinding door te worden gecoördineerd met een proton. Dit kan worden gecompenseerd door andere factoren: amiden zijn bijvoorbeeld niet basisch omdat het eenzame paar wordt gedelokaliseerd in een dubbele binding (hoewel ze als zuren kunnen werken bij een zeer lage pH, en geprotoneerd worden aan de zuurstof), en pyrrool is niet zuur omdat het eenzame paar wordt gedelokaliseerd als onderdeel van een aromatische ring. De hoeveelheid stikstof in een chemische stof kan worden bepaald met de Kjeldahl-methode., In het bijzonder, stikstof is een essentieel onderdeel van nucleïnezuren, aminozuren en dus eiwitten, en de energie-dragende molecule adenosine trifosfaat en is dus van vitaal belang voor al het leven op aarde.