Azot

Stări

azotul Atomic, cunoscut și ca azot activ, este foarte reactiv, fiind un triradical cu trei electroni nepereche., Gratuit atomi de azot reacționa cu ușurință cu cele mai multe elemente pentru a forma nitruri, și chiar și atunci când două gratuit atomi de azot se produce o excitat molecula N2, se poate elibera atât de multă energie în coliziune cu chiar și o astfel de molecule stabile ca dioxid de carbon și apă pentru a provoca homolytic de fisiune în radicali, cum ar fi CO și O sau O și H. Atomică a azotului este preparat prin trecerea unei descărcări electrice prin intermediul azot gaz la 0.1–2 mmHg, care produce atomic azot, împreună cu un piersic-galben de emisie care dispare încet, ca un amurg de mai multe minute, chiar și după descărcarea de gestiune se termină.,având în vedere marea reactivitate a azotului atomic, azotul elementar apare de obicei ca N2 molecular, dinitrogen. Această moleculă este un gaz diamagnetic incolor, inodor și insipid în condiții standard: se topește la -210 °C și fierbe la -196 °C. Dinitrogenul este în mare parte nereactiv la temperatura camerei, dar va reacționa cu lithium metal și cu unele complexe de metale de tranziție. Acest lucru se datorează legăturii sale, care este unică printre elementele diatomice în condiții standard, prin faptul că are o legătură triplă N≡N. Obligațiunile Triple au lungimi de legătură scurte (în acest caz, 109.,76 pm) și de înaltă energiile de disociere (în acest caz, 945.41 kJ/mol), și sunt, astfel, foarte puternice, care explica diazot este inerția chimică.există unele indicii teoretice că alți oligomeri de azot și polimeri pot fi posibile. Dacă ar putea fi sintetizate, ar putea avea aplicații potențiale ca materiale cu o densitate energetică foarte mare, care ar putea fi folosite ca propulsori puternici sau explozivi., Acest lucru este pentru că ei toți ar trebui să se descompună la diazot, al cărui N≡N triple bond (bond energie 946 kJ⋅mol−1) este mult mai puternic decât cele de la N=N legătură dublă (418 kJ⋅mol−1) sau N–N legătură simplă (160 kJ⋅mol−1): într-adevăr, o triplă legătură are mai mult de trei ori energia de legătură simplă. (Opusul este valabil pentru pnictogenii mai grei, care preferă alotropii poliatomici.,) Un mare dezavantaj este că cele mai multe neutre polynitrogens nu sunt de așteptat să aibă o mare barieră față de descompunere, și că puține excepții ar fi chiar mai dificil de a sintetiza decât mult-căutat, dar încă necunoscut tetrahedrane. Acest lucru este în contrast cu bine-a caracterizat cationici și anionici polynitrogens azida (N−
3), pentazenium (N+
5), și pentazolide (ciclice aromatice N−
5). Sub presiuni extrem de mari (1.,1 milion atm) și temperaturi ridicate (2000 K), produse într-o celulă de nicovală diamantată, azotul polimerizează în structura cristalină gauche cubică cu o singură legătură. Această structură este similară cu cea a diamantului și ambele au legături covalente extrem de puternice, rezultând porecla „diamant de azot”.

La presiune atmosferică, azot molecular se condensează (lichefiază) la 77 K (-195.79 °C) și îngheață la 63 K (-210.,01 °C) în forma alotropică cristalină hexagonală beta. Sub 35,4 K (-237,6 °c) azotul presupune forma alotropică a cristalului cubic (numită fază alfa). Azot lichid, un lichid incolor care seamănă cu apă în aparență, dar cu 80.8% din densitatea (densitatea de azot lichid la punct de fierbere este 0.808 g/mL), este o comună cryogen. Azotul Solid are multe modificări cristaline. Formează o acoperire dinamică semnificativă a suprafeței pe Pluto și pe lunile exterioare ale sistemului Solar, cum ar fi Triton., Chiar și la temperaturi scăzute de azot solid este destul de volatil și poate sublima pentru a forma o atmosferă, sau condensa înapoi în îngheț de azot. Este foarte slab și curge sub formă de ghețari și pe gheizerele Triton de gaz de azot provin din regiunea polară a capacului de gheață.,

Diazot complexe

primul exemplu de diazot complexe pentru a fi descoperit a fost de 2+ (a se vedea figura din dreapta), și, în curând multe alte astfel de complexe au fost descoperite., Aceste complexe, in care o molecula de azot donează cel puțin o singur pereche de electroni de la un cation metalic central, ilustrează cât de N2-ar putea lega de metal(s) în nitrogenase și catalizator pentru procesul Haber: aceste procese implică diazot de activare sunt extrem de importante în biologie și în producția de îngrășăminte.Dinitrogenul este capabil să se coordoneze cu metalele în cinci moduri diferite. Căile mai bine caracterizate sunt capătul M←N≡N (η1) și M←N≡N→M (μ, bis-η1), în care perechile singulare de pe atomii de azot sunt donate cationului metalic., Căile mai puțin bine caracterizate implică dinitrogenul care donează perechi de electroni din legătura triplă, fie ca un ligand de legătură la doi cationi metalici (μ, bis-η2), fie doar la unul (η2). Metoda a cincea și unică implică tripla coordonare ca ligand de legătură, donând toate cele trei perechi de electroni din legătura triplă (μ3-N2). Câteva complexe prezintă mai mulți liganzi N2 și unele caracteristici N2 legate în mai multe moduri., Când N2 este isoelectronic cu monoxid de carbon (CO) și de acetilenă (C2H2), lipirea în diazot complexe este strâns aliate pentru că în compuși carbonilici, deși N2 este mai slab σ-donator și π-acceptor decât CO. Studiile teoretice arată că σ donarea este un factor mai important care permite formarea legăturii M – N decât π donarea înapoi, care în cea mai mare parte doar slăbește legătura N-N, iar donarea end–on (η1) este mai ușor realizată decât donarea side-on (η2).astăzi, complexele de azot sunt cunoscute pentru aproape toate metalele de tranziție, reprezentând câteva sute de compuși., În mod normal, acestea sunt preparate prin trei metode:

1. înlocuind liganzii labili, cum ar fi H2O, H− sau CO direct cu azot: acestea sunt adesea reacții reversibile care se desfășoară în condiții ușoare.
2. reducerea complexelor metalice în prezența unui coligand adecvat în exces sub gaz de azot. O alegere comună include înlocuirea clorură de liganzi de dimethylphenylphosphine (PMe2Ph) pentru a compensa numărul mic de azot liganzi atașat decât originalul clor liganzi.
3. conversia unui ligand cu legături N-N, cum ar fi hidrazina sau azida, direct într-un ligand dinitrogen.,uneori, legătura N≡N poate fi formată direct într-un complex metalic, de exemplu prin reacția directă a amoniacului coordonat (NH3) cu acidul azotic (HNO2), dar acest lucru nu este în general aplicabil. Cele mai multe complexe dinitrogen au culori în intervalul alb-galben-portocaliu-roșu-maro; câteva excepții sunt cunoscute, cum ar fi albastru .,azotul se leagă de aproape toate elementele din tabelul periodic, cu excepția primelor trei gaze nobile, heliu, neon și argon, și unele dintre elementele de scurtă durată după bismut, creând o imensă varietate de compuși binari cu proprietăți și aplicații diferite. Mulți compuși binari sunt cunoscuți: cu excepția hidrurilor de azot, oxizilor și fluorurilor, aceștia sunt numiți de obicei nitruri. Multe stoechiometric faze sunt de obicei prezente pentru cele mai multe elemente (de exemplu, MnN, Mn6N5, Mn3N2, Mn2N, Mn4N, și MnxN pentru 9.,2 < x < 25.3). Acestea pot fi clasificate ca „sare-ca” (mai ales ionic), covalente, „diamant”, și metalice (sau interstițială), deși această clasificare are limitări în general care rezultă din continuitatea tipuri de lipire în loc de discrete și tipuri distincte pe care le implică., În mod normal, sunt preparate prin direct reacția unui metal cu azot sau amoniac (uneori după încălzire), sau prin descompunerea termică a metalelor amide: 3 Ca + N2 → Ca3N2 3 Mg + 2 NH3 → Mg3N2 + 3 H2 (de la 900 °C) 3 și Zn(NH2)2 → Zn3N2 + 4 NH3

   mai Multe variante pe aceste procese sunt posibile.Cele mai ionice ale acestor nitruri sunt cele ale metalelor alcaline și alcalino-pământoase, Li3N (Na, K, Rb și Cs nu formează nitruri stabile pentru motive sterice) și M3N2 (M = Be, Mg, Ca, Sr, Ba)., Acestea pot fi considerate formal ca săruri ale anionului N3, deși separarea sarcinii nu este de fapt completă chiar și pentru aceste elemente extrem de electropozitive. Cu toate acestea, metale alcaline azide NaN3 și KN3, oferind liniar N−
   3 anioni, sunt bine-cunoscute, cum sunt Sr(N3)2 și Ba(N3)2. Azidele metalelor din subgrupul B (cele din grupele 11 până la 16) sunt mult mai puțin ionice, au structuri mai complicate și detonează ușor atunci când sunt șocate.,

   Mesomeric structuri de borazine, (–BH–NH–)3

   Multe covalente binar nitruri sunt cunoscute. Exemplele includ cian ((CN)2), triphosphorus pentanitride (P3N5), disulfur dinitride (S2N2), și tetrasulfur tetranitride (S4N4). În esență covalente nitrura de siliciu (Si3N4) și germaniu nitrură (Ge3N4) sunt, de asemenea, cunoscut: nitrura de siliciu, în special, ar face o promițătoare ceramice dacă nu pentru dificultatea de a lucra cu și de sinterizare a., În special, grupul 13 nitruri, dintre care cele mai multe sunt promițătoare semiconductori, sunt isoelectronic cu grafit, diamant, și carbură de siliciu și au structuri similare: lipirea lor modificări la covalente parțial ionic metalice ca grupul este coborât. În special, de la B–N unitate este isoelectronic–C-C, și de carbon este, în esență, intermediar în dimensiune între bor și azot, mult de chimie organică găsește un ecou în bor–azot chimie, cum ar fi în borazine („benzen anorganic”)., Cu toate acestea, analogia nu este exactă datorită ușurinței atacului nucleofil la bor datorită deficienței sale în electroni, ceea ce nu este posibil într-un inel care conține în întregime carbon.

   Cea mai mare categorie de nitruri sunt interstițială nitruri de formule MN, M2N, și M4N (deși compoziție variabilă este perfect posibil), în cazul în care mici atomi de azot sunt poziționate în golurile într-un metalice cubic sau hexagonal close-packed lattice. Sunt opace, foarte dure și inerte chimic, topindu-se doar la temperaturi foarte ridicate (în general peste 2500 °c)., Ei au un luciu metalic și conduc electricitatea la fel ca metalele. Se hidrolizează foarte încet pentru a da amoniac sau azot.

   anionul nitrură (N3 -) este cel mai puternic donator π cunoscut printre liganzi (al doilea cel mai puternic este O2−). Complexele Nitrido sunt în general realizate prin descompunerea termică a azidelor sau prin deprotonarea amoniacului și implică de obicei o grupă terminală {≡n}3. Anionul azidic liniar (n –
   3), fiind izoelectronic cu oxid de azot, dioxid de carbon și cianat, formează multe complexe de coordonare., Catenarea ulterioară este rară, deși este cunoscută N4 –
   4 (izoelectronic cu carbonat și nitrat).

   hidruri

   potențialele de reducere Standard pentru speciile care conțin azot. Diagrama de sus arată potențialele la pH 0; diagrama de jos arată potențialele la pH 14.,

   Industrial, amoniac (NH3) este cel mai important compus cu azot și se prepară în cantități mai mari decât orice alt compus, deoarece contribuie în mod semnificativ la nevoile nutriționale ale organismelor terestre de servind ca un precursor pentru alimente și îngrășăminte. Este un gaz alcalin incolor, cu un miros înțepător caracteristic. Prezența legăturii de hidrogen are efecte foarte semnificative asupra amoniacului, conferindu-i Puncte de topire ridicate (-78 °C) și puncte de fierbere (-33 °c)., Ca lichid, este un solvent foarte bun, cu o căldură mare de vaporizare (care îi permite să fie utilizat în baloane de vid), care are, de asemenea, o vâscozitate scăzută și conductivitate electrică și o constantă dielectrică ridicată și este mai puțin densă decât apa. Cu toate acestea, legătura de hidrogen în soluție de NH3 este mai slabă decât cea din H2O din cauza mai mici de electronegativitate de azot, comparativ cu oxigen și prezența a numai o singură pereche în NH3, mai degrabă decât două în H2O. Este o bază slabă în soluție apoasă (pKb 4.74); său conjugat cu acid de amoniu, NH+
   4., De asemenea, poate acționa ca un acid extrem de slab, pierzând un proton pentru a produce anionul amidic, NH−
   2. Astfel, este supus auto-disocierii, similar cu apa, pentru a produce amoniu și amidă. Amoniacul arde în aer sau oxigen, deși nu este ușor, pentru a produce azot gazos; arde în fluor cu o flacără galben-verzuie pentru a da trifluorură de azot. Reacțiile cu celelalte nemetale sunt foarte complexe și tind să conducă la un amestec de produse. Amoniacul reacționează la încălzire cu metale pentru a da nitruri.,multe alte hidruri binare de azot sunt cunoscute, dar cele mai importante sunt hidrazina (N2H4) și hidrogenul azid (HN3). Deși nu este o hidrură de azot, hidroxilamina (NH2OH) este similară în proprietăți și structură cu amoniacul și hidrazina. Hidrazina este un lichid fumigen, incolor, care miroase similar cu amoniacul. Proprietățile sale fizice sunt foarte asemănătoare cu cele ale apei (punct de topire 2,0 °c, punct de fierbere 113,5 °C, Densitate 1,00 g/cm3). În ciuda faptului că este un compus endotermic, este stabil cinetic., Arde rapid și complet în aer foarte exoterm pentru a da azot și vapori de apă. Este un agent reducător foarte util și versatil și este o bază mai slabă decât amoniacul. De asemenea, este utilizat în mod obișnuit ca combustibil pentru rachete.

   Hidrazină este, în general, realizate prin reacția amoniacului cu alcalină de hipoclorit de sodiu în prezență de gelatină sau clei:

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

   (atacurile de hidroxid și amoniac poate fi inversat, astfel, trece prin intermediar NHCl− loc.,) Motivul pentru adăugarea de gelatină este că elimină ionii metalici cum ar fi Cu2+ care catalizează distrugerea de hidrazină prin reacția cu monochloramine (NH2Cl) pentru a produce clorură de amoniu și de azot.hidrogenul azid (HN3) a fost produs pentru prima dată în 1890 prin oxidarea hidrazinei apoase de către acidul azotic. Este foarte exploziv și chiar soluțiile diluate pot fi periculoase. Are un miros neplăcut și iritant și este o otravă potențial letală (dar nu cumulativă). Acesta poate fi considerat acidul conjugat al anionului azidic și este similar cu acizii hidrohalici.,

   halogenuri și oxohalide

   toate cele patru trihalide simple de azot sunt cunoscute. Câteva amestecat halogenurile și hydrohalides sunt cunoscute, dar sunt în general instabilă; exemplele includ NClF2, NCl2F, NBrF2, NF2H, NFH2, NCl2H, și NClH2.sunt cunoscute cinci fluoruri de azot. Trifluorura de azot (NF3, preparată pentru prima dată în 1928) este un gaz incolor și inodor care este stabil termodinamic și cel mai ușor produs prin electroliza fluorurii de amoniu topit dizolvată în fluorură de hidrogen anhidru., Ca și tetrafluorura de carbon, nu este deloc reactivă și este stabilă în apă sau în acizi apoși diluați sau alcalii. Numai atunci când este încălzit actioneaza ca un fluorurarea agent, iar acesta reacționează cu cupru, arsen, antimoniu și bismut în contact la temperaturi ridicate pentru a da tetrafluorohydrazine (N2F4). Cationii NF+
   4 și N
   2F+
   3 sunt, de asemenea, cunoscut (acesta din urmă reacționează tetrafluorohydrazine cu puternice fluor-acceptori, cum ar fi arsenic pentafluoride), ca este ONF3, care a stârnit un interes datorită scurt, nici o distanță Nu implică parțială dubla lipire și foarte polare și mult timp N–F bond., Tetrafluorohidrazina, spre deosebire de hidrazina în sine, poate disocia la temperatura camerei și mai sus pentru a da radicalul NF2•. Fluorul azid (FN3) este foarte exploziv și instabil termic. Difluorura de azot (N2F2) există ca izomeri cis și trans interconvertibili termic și a fost găsită pentru prima dată ca produs al descompunerii termice a FN3.

   triclorură de Azot (NCl3) este un dens, volatile și explozive lichide a căror proprietăți fizice similare cu cele ale tetraclorura de carbon, deși o diferență este că NCl3 este ușor hidrolizate de apă în timp ce CCl4 nu este., A fost sintetizată pentru prima dată în 1811 de Pierre Louis Dulong, care și-a pierdut trei degete și un ochi din cauza tendințelor sale explozive. Ca gaz diluat este mai puțin periculos și este astfel utilizat industrial pentru înălbirea și sterilizarea făinii. Azot tribromide (NBr3), preparat pentru prima dată în 1975, este de un roșu intens, sensibile la temperatură, volatile solide, care este explozive chiar și la -100 °C. Azot triiodide (NI3) este tot mai instabil și a fost pregătit doar în 1990., Aductorul său cu amoniac, cunoscut mai devreme, este foarte sensibil la șocuri: poate fi declanșat prin atingerea unei pene, schimbarea curenților de aer sau chiar a particulelor alfa. Din acest motiv, cantități mici de triiodură de azot sunt uneori sintetizate ca o demonstrație pentru elevii de liceu de chimie sau ca un act de „magie chimică”. Azida de clor (ClN3) și azida de brom (BrN3) sunt extrem de sensibile și explozive.

   Două serii de azot oxohalides sunt cunoscute: nitrosyl halogenurile (XNO) și nitril halogenurile (XNO2)., Primele sunt gaze foarte reactive care pot fi produse prin halogenarea directă a oxidului de azot. Fluorura de nitrozil (NOF) este incoloră și un agent de fluorurare viguros. Clorura de nitrozil (NOCl) se comportă în același mod și a fost adesea folosită ca solvent ionizant. Bromura de nitrozil (NOBr) este roșie. Reacțiile de nitril halogenurile sunt în mare parte similare: nitril fluor (FNO2) și clorură de nitril (ClNO2) sunt, de asemenea, gaze reactive și viguros halogenating agenți.,

   Oxizi

   articol Principal: oxid de Azot
   dioxid de Azot la -196 °C, 0 °C, 23 °C, 35 °C și 50 °C. NU
   2 convertește la incolor tetraoxid (N
   2O
   4) la temperaturi scăzute, și revine la NR.
   2 la temperaturi mai ridicate.oxidul de azot (N2O), mai cunoscut sub numele de gaz ilariant, se face prin descompunerea termică a azotatului de amoniu topit la 250 °C. Aceasta este o reacție redox și astfel oxidul nitric și azotul sunt de asemenea produse ca produse secundare., Este folosit mai ales ca agent de propulsie și aerare pentru frisca conservată pulverizată și a fost folosită în mod obișnuit ca anestezic. În ciuda aparențelor, nu poate fi considerat anhidrida de hyponitrous acid (H2N2O2), pentru că acidul nu este produs prin dizolvarea oxidului de azot în apă. Este mai degrabă reacționează (nu reacționează cu halogenii, metalelor alcaline, sau ozon, la temperatura camerei, deși reactivitatea crește la încălzire) și are asimetrice structura N–Nu (N≡N+O−↔−N=N+=O): mai sus de 600 °C se disociază de rupere mai slab Nici o legătură.,oxidul Nitric (NO) este cea mai simplă moleculă stabilă cu un număr impar de electroni. La mamifere, inclusiv la oameni, este o moleculă importantă de semnalizare celulară implicată în multe procese fiziologice și patologice. Se formează prin oxidarea catalitică a amoniacului. Este un gaz paramagnetic incolor care, fiind instabil termodinamic, se descompune la azot și gaz de oxigen la 1100-1200 °C. legătura sa este similară cu cea din azot, dar un electron suplimentar este adăugat la un orbital π * antibonding și astfel ordinea de legătură a fost redusă la aproximativ 2.,5; prin urmare evaluare a O=N–N=O este nefavorabil, cu excepția sub punctul de fierbere (unde izomerul cis este mai stabil), deoarece nu crește de fapt totale pentru bond și pentru că electron nepereche este delocalizat pe NICI o moleculă, oferindu-i stabilitate. Există, de asemenea, dovezi pentru dimerul roșu asimetric O=N–O=N atunci când oxidul nitric este condensat cu molecule polare. Reacționează cu oxigenul pentru a da dioxid de azot brun și cu halogeni pentru a da halogenuri de nitrozil. De asemenea, reacționează cu compușii metalelor de tranziție pentru a da complexe nitrozil, majoritatea fiind profund colorate.,

   Albastru trioxid de diazot (N2O3) este disponibil numai ca un solid, deoarece se disociază rapid deasupra punctului de topire a da oxid de azot, dioxid de azot (NO2), și tetraoxid (N2O4). Acesta din urmă a doi compuși sunt oarecum dificil de a studia individual, deoarece de echilibru între ele, deși, uneori, tetraoxid poate reacționa prin heterolytic de fisiune să nitrosonium și nitrat într-un mediu cu constantă dielectrică mare. Dioxidul de azot este un gaz maro acrid, coroziv. Ambii compuși pot fi ușor preparați prin descompunerea unui nitrat de metal uscat., Ambele reacționează cu apa pentru a forma acid azotic. Tetraoxid este foarte util pentru prepararea anhidru metal nitrați și nitrato complexe, și a devenit ce pot fi memorate oxidant de alegere pentru multe rachete în Statele Unite și URSS de la sfârșitul anilor 1950. Acest lucru se datorează faptului că este un hypergolic combustibil în combinație cu un hidrazină pe bază de rachetă cu combustibil și pot fi stocate cu ușurință deoarece este lichid la temperatura camerei.,pentoxidul de azot instabil termic și foarte reactiv (N2O5) este anhidrida acidului azotic și poate fi obținută din acesta prin deshidratare cu pentoxid de fosfor. Este de interes pentru prepararea explozivilor. Este un solid cristalin delicvescent, incolor, sensibil la lumină. În stare solidă este ionic cu structura + -; ca gaz și în soluție este molecular O2N–o–NO2. Hidratarea la acid azotic vine ușor, la fel ca reacție similară cu peroxid de hidrogen, oferindu-peroxonitric acid (HOONO2). Este un agent oxidant violent., Gazoase pentaoxid de diazot se descompune după cum urmează:

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

   Oxoacids, oxoanions, și oxoacid săruri

   Multe azot oxoacids sunt cunoscute, deși cele mai multe dintre ele sunt instabile la fel de pură și compuși sunt cunoscuți doar ca formă de soluție apoasă sau ca săruri. Hyponitrous acid (H2N2O2) este un slab acid diprotic cu structura HON=NOH (pKa1 6.9, pKa2 11.6). Soluțiile acide sunt destul de stabile, dar peste pH 4 descompunerea catalizată de bază are loc prin-la oxidul de azot și anionul hidroxid., Hiponitritele (care implică anionul N
   2O2−
   2) sunt stabile la agenții reducători și acționează mai frecvent ca agenți reducători. Ele reprezintă o etapă intermediară în oxidarea amoniacului la nitrit, care are loc în ciclul azotului. Hiponitritul poate acționa ca un ligand bidentat de legătură sau chelare.,

   acid Azotos (HNO2) nu este cunoscut ca un compus pur, dar este o componentă comună în gazoase echilibre și este un important soluție apoasă de reactiv: sa soluțiile apoase pot fi făcute din acidifiante rece apoasă de azotit (NR−
   2, îndoit) soluții, deși deja la temperatura camerei disproporționarea la nitrați și oxidul nitric este semnificativă. Este un acid slab cu pKa 3.35 la 18 °C. Acestea pot fi analizate titrimetric prin oxidarea lor la nitrat de permanganat., Acestea sunt ușor reduse la oxidul de azot și oxidul nitric prin dioxid de sulf, la acidul hiponitros cu staniu(II) și la amoniac cu hidrogen sulfurat. Sărurile de hidraziniu N
   2h +
   5 reacționează cu acidul azotic pentru a produce azide care reacționează în continuare pentru a da oxid de azot și azot. Nitritul de sodiu este ușor toxic în concentrații de peste 100 mg/kg, dar cantități mici sunt adesea folosite pentru a vindeca carnea și ca conservant pentru a evita deteriorarea bacteriană., De asemenea, este utilizat pentru a sintetiza hidroxilamină și să diazotise amine aromatice primare, după cum urmează:

   ArNH2 + HNO2 → Cl + 2 H2O

   Nitrit este, de asemenea, un ligand care pot coordona în cinci moduri. Cele mai frecvente sunt nitro (legat de azot) și nitrito (legat de un oxigen). Izomerismul Nitro-nitrito este comun, unde forma nitrito este de obicei mai puțin stabilă.

   acid azotic Fumans contaminate cu galben, dioxid de azot

   acid Azotic (HNO3) este de departe cel mai important și cel mai stabil de azot oxoacids., Este unul dintre cei mai utilizați trei acizi (ceilalți doi fiind acidul sulfuric și acidul clorhidric) și a fost descoperit pentru prima dată de alchimiști în secolul al XIII-lea. Se face prin oxidarea catalitică a amoniacului la oxid nitric, care este oxidat la dioxid de azot și apoi dizolvat în apă pentru a da acid azotic concentrat. În Statele Unite ale Americii, peste șapte milioane de tone de acid azotic sunt produse în fiecare an, majoritatea fiind utilizate pentru producția de nitrați pentru îngrășăminte și explozivi, printre alte utilizări., Acidul azotic anhidru poate fi obținut prin distilarea acidului azotic concentrat cu pentoxid de fosfor la presiune scăzută în aparatele de sticlă în întuneric. Aceasta poate fi făcută numai în stare solidă, deoarece la topire se descompune spontan pentru dioxid de azot, și lichid acid azotic suferă de auto-ionizare-o măsură mai mare decât orice alt covalente lichid, după cum urmează:

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

   Doi hidrați, HNO3·H2O și HNO3·3H2O, sunt cunoscute pentru faptul că pot fi cristalizate., Este un acid puternic și soluțiile concentrate sunt agenți oxidanți puternici, deși aurul, platina, rodiul și iridiul sunt imune la atac. Un amestec 3: 1 de acid clorhidric concentrat și acid azotic, numit aqua regia, este încă mai puternic și dizolvă cu succes aurul și platina, deoarece se formează clor liber și clorură de nitrozil și anionii de clorură pot forma complexe puternice., În acid sulfuric concentrat, acidul azotic este protonate corespunzătoare, pentru a forma nitronium, care poate acționa ca un electrofil aromatice nitrarea:

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

   termică stabilitate de nitrați (care implică trigonal plane NU−
   3 anioni) depinde de bazicitatea de metal, la fel și produsele de descompunere (termoliza), care poate varia între nitrit (de exemplu, de sodiu), oxid (potasiu și plumb), sau chiar de metal în sine (de argint), în funcție de relativa lor stabilitate. Nitratul este, de asemenea, un ligand comun cu multe moduri de coordonare.,există, tetraedrice orthonitrate de anioni NO3−
   4 este cunoscut în săruri de sodiu și potasiu:

   NaNO 3 + Na 2 O → 300 ∘ C timp de 7 zile Ag creuzet Na 3 4 {\displaystyle {\ce {NaNO3{}+Na2O->Na3NO4}}}

   Aceste albă de săruri cristaline sunt foarte sensibile la vapori de apă și dioxid de carbon din aer:

   Na3NO4 + H2O + CO2 → NaNO3 + NaOH + NaHCO3

   în Ciuda sale limitate chimie, orthonitrate de anioni este interesant din punct de vedere structural datorită regulat tetraedrice forma și scurt Nu lungimile de legătură, ceea ce implică semnificative caracter polar la lipire.,

   compuși organici ai azotului

   azotul este unul dintre cele mai importante elemente din chimia organică. Organici multe grupe funcționale implică un carbon–azot bond, cum ar fi amide (RCONR2), amine (R3N), imine (RC(=NR)R), imide (RCO)2NR, azide (RN3), compuși azo (RN2R), cyanates și izocianați (ROCN sau RCNO), nitrați (RONO2), nitrili și isonitriles (RCN sau RNC), nitriți (ROMANO), compuși nitro (RNO2), compuși nitrozo (RNO), oximes (RCR=NOH), și derivați de piridină. Legăturile C-N sunt puternic polarizate spre azot., În acești compuși, azotul este trivalent (deși poate fi tetravalent în săruri cuaternare de amoniu, R4N+), cu o singură pereche, care poate conferi bazicitatea pe compus, fiind coordonat de un proton. Acest lucru poate fi compensată de alți factori: de exemplu, amide nu sunt de bază pentru lone pereche este delocalizat într-o legătură dublă (deși ele pot acționa ca acizi la pH foarte scăzut, fiind protonate la oxigen), și pirolului nu este acid, deoarece singuratic pereche este delocalizat ca parte dintr-un inel aromatic. Cantitatea de azot dintr-o substanță chimică poate fi determinată prin metoda Kjeldahl., În special, azotul este o componentă esențială a acizilor nucleici, a aminoacizilor și, prin urmare, a proteinelor și a moleculei purtătoare de energie adenozin trifosfat și este astfel vitală pentru toată viața de pe Pământ.