Kväve

allotroper

atomärt kväve, även känt som aktivt kväve, är mycket reaktivt, vilket är en triradikal med tre oparade elektroner., Gratis kväveatomer lätt reagerar med de flesta element för att bilda nitrider, och även när två kväveatomer kolliderar för att producera en upphetsad N2-molekylen, kan de släppa så mycket energi på att kollision med även sådana stabila molekyler koldioxid och vatten för att orsaka homolytic fission i radikaler som CO och O eller OH och H. Atomärt kväve är förberedd genom att skicka en elektrisk urladdning genom kvävgas vid 0,1–2 mmHg, som producerar atomärt kväve tillsammans med en persika, gula utsläpp som tonar långsamt som en afterglow i flera minuter, även efter utskrivning upphör.,

med tanke på den stora reaktiviteten av atomärt kväve uppträder elementärt kväve vanligtvis som molekylär N2, dinitrogen. Denna molekyl är en färglös, luktfri och smaklös diamagnetisk gas vid standardförhållanden: den smälter vid -210 ° C och kokar vid -196 °C. Dinitrogen är mestadels oreaktiv vid rumstemperatur, men det kommer ändå att reagera med litiummetall och vissa övergångsmetallkomplex. Detta beror på dess bindning, som är unik bland de diatomiska elementen vid standardförhållanden genom att den har en n-trippelbindning. Trippelbindningar har korta bondlängder (i detta fall 109.,76 pm) och hög dissociationsenergier (i detta fall 945.41 kJ/mol), och är därför mycket starka och förklarar dinitrogens kemiska inerthet.

det finns vissa teoretiska indikationer på att andra kväveoligomerer och polymerer kan vara möjliga. Om de kan syntetiseras kan de ha potentiella tillämpningar som material med mycket hög energitäthet, som kan användas som kraftfulla drivmedel eller sprängämnen., Detta beror på att de alla ska sönderdelas till dinitrogen, vars n n trippelbindning (bond energy 946 kJ mol-1) är mycket starkare än n=n double bond (418 kJ trippelbond mol−1) eller n–n single bond (160 kJ mol−1): faktum är att trippelbindningen har mer än tre gånger energin i den enskilda bond. (Motsatsen gäller för de tyngre pnictogener, som föredrar polyatomiska allotroper.,) En stor nackdel är att de flesta neutrala polynitrogener inte förväntas ha en stor barriär mot sönderdelning, och att de få undantagen skulle vara ännu mer utmanande att syntetisera än den länge eftertraktade men fortfarande okända tetrahedranen. Detta står i motsats till de väl karaktäriserade katjoniska och anjoniska polynitrogenerna azid (N-
3), pentazenium (n+
5) och pentazolid (cyklisk aromatisk N−
5). Under extremt höga tryck (1.,1 miljon atm) och höga temperaturer (2000 K), som produceras i en diamant städcell, kväve polymeriserar i enkelbunden kubisk gauche kristallstruktur. Denna struktur liknar diamantens, och båda har extremt starka kovalenta bindningar, vilket resulterar i smeknamnet ”kväve diamant”.

vid atmosfärstryck kondenserar molekylärt kväve (flytande) vid 77 K (-195,79 ° C) och fryser vid 63 K (-210.,01 °C) i beta hexagonal närförpackad kristall allotropisk form. Under 35,4 K (-237,6 °C) kväve förutsätter kubisk kristall allotropisk form (kallad alfafasen). Flytande kväve, en färglös vätska som liknar vatten i utseende, men med 80,8% av densiteten (tätheten av flytande kväve vid kokpunkten är 0,808 g/mL), är en vanlig kryogen. Fast kväve har många kristallina modifieringar. Den bildar en betydande dynamisk yta täckning på Pluto och yttre månar i solsystemet som Triton., Även vid låga temperaturer av fast kväve är det ganska flyktigt och kan sublima för att bilda en atmosfär, eller kondensera tillbaka till kväve frost. Det är mycket svagt och strömmar i form av glaciärer och på Triton gejsrar av kvävegas kommer från polarisregionen.,

Dikvävekomplex

det första exemplet på ett dinitrogenkomplex som ska upptäckas var 2+ (Se figur till höger), och snart upptäcktes många andra sådana komplex., Dessa komplex, där en kvävemolekyl donerar minst ett ensampar elektroner till en central metallkatjon, illustrerar hur N2 kan binda till metallen(erna) i kväve och katalysatorn för Haberprocessen: dessa processer som involverar dinitrogenaktivering är avgörande i biologi och vid framställning av gödselmedel.

Dinitrogen kan samordna till metaller på fem olika sätt. De mer väldefinierade sätten är Slutpresentationen m (η1) och m n n→m (μ, bis-η1), där de ensamma paren på kväveatomerna doneras till metallkatyren., De mindre väl karaktäriserade sätten innebär att dinitrogen donerar elektronpar från trippelbindningen, antingen som en överbryggande ligand till två metallkatjoner (μ, bis-η2) eller till bara en (η2). Den femte och unika metoden innebär trippelkoordinering som en överbryggande ligand, som donerar alla tre elektronpar från trippelbindningen (μ3-N2). Några komplex har flera N2 ligander och vissa har N2 bundna på flera sätt., Eftersom N2 är isoelektronisk med kolmonoxid (CO) och acetylen (C2H2) är bindningen i dikvävekomplex nära förbunden med den i karbonylföreningar, även om N2 är en svagare σ-givare och π-acceptor än CO. Teoretiska studier visar att σ donation är en viktigare faktor som möjliggör bildandet av m-N bond än π Back–donation, som mestadels bara försvagar n-N bond, och end-on (η1) donation lättare uppnås än sida-on (η2) donation.

idag är dinitrogenkomplex kända för nästan alla övergångsmetaller, som står för flera hundra föreningar., De framställs normalt med tre metoder:

1. ersätter labila ligander som H2o, H− eller CO direkt med kväve: dessa är ofta reversibla reaktioner som fortsätter vid milda förhållanden.
2. minska metallkomplex i närvaro av en lämplig koligand i överskott under kvävegas. Ett vanligt val är att ersätta kloridligander med dimetylfenylfosfin (PMe2Ph) för att kompensera för det mindre antalet kväveligander som är fästa än de ursprungliga klorligandederna.
3. konvertera en ligand med n–n-bindningar, såsom hydrazin eller azid, direkt till en dinitrogenligand.,

Ibland kan n n bond bildas direkt inom ett metallkomplex, till exempel genom att direkt reagera samordnad ammoniak (NH3) med salpetersyra (HNO2), men detta är inte allmänt tillämpligt. De flesta dinitrogenkomplex har färger inom intervallet vit-gul-orange-röd-brun; några undantag är kända, såsom den blå .,

nitrider, azider och nitridokomplex

Kvävebindningar till nästan alla element i periodiska systemet förutom de tre första ädelgaserna, helium, neon och argon, och några av de mycket kortlivade elementen efter vismut, vilket skapar en enorm mängd binära föreningar med varierande egenskaper och applikationer. Många binära föreningar är kända: med undantag för kvävehydriderna, oxiderna och fluoriderna kallas dessa vanligtvis nitrider. Många stökiometriska faser är oftast närvarande för de flesta element (t ex MnN, Mn6N5, Mn3N2, Mn2N, Mn4N, och MnxN för 9.,2< x< 25.3). De kan klassificeras som ”saltliknande” (mestadels Joniska), kovalenta, ”diamantliknande” och metalliska (eller interstitiella), även om denna klassificering har begränsningar som i allmänhet härrör från kontinuiteten i bindningstyper istället för de diskreta och separata typer som det innebär., De framställs normalt genom att direkt reagera en metall med kväve eller ammoniak (ibland efter uppvärmning) eller genom termisk sönderdelning av metall amider:

3 Ca + N2 → Ca3n2 3 Mg + 2 NH3 → Mg3N2 + 3 H2 (vid 900 °C) 3 Zn(NH2)2 → Zn3N2 + 4 NH3

många varianter på dessa processer är möjliga.De mest Joniska av dessa nitrider är de av alkalimetallerna och alkaliska jordartsmetaller, Li3N (Na, K, Rb och Cs bildar inte stabila nitrider av steriska skäl) och m3n2 (M = Be, Mg, Ca, Sr, Ba)., Dessa kan formellt ses som salter av N3-anionen, även om laddningsseparationen inte är fullständig även för dessa mycket elektropositiva element. Alkalimetallaziderna NaN3 och KN3, med den linjära n –
3-anionen, är dock välkända, liksom Sr (N3)2 och Ba(N3) 2. Azider av B-undergruppsmetallerna (de i grupperna 11 till 16) är mycket mindre Joniska, har mer komplicerade strukturer och detonerar lätt när de chockas.,

många kovalenta binära nitrider är kända. Exempel är cyanogen ((CN)2), trifosfor pentanitrid (P3N5), disulfur dinitrid (S2N2) och tetrasulfurtetranitrid (s4n4). Den väsentligen kovalenta kiselnitriden (Si3N4) och germaniumnitriden (Ge3N4) är också kända: kiselnitrid i synnerhet skulle göra en lovande keramik om inte för svårigheten att arbeta med och sintring det., I synnerhet är gruppen 13 nitrider, varav de flesta är lovande halvledare, isoelektroniska med grafit, diamant och kiselkarbid och har liknande strukturer: deras bindning ändras från kovalent till delvis jonisk till metallisk som gruppen härstammar. I synnerhet, eftersom b–N–enheten är isoelektronisk till C–C, och kol är väsentligen mellanliggande i storlek mellan BOR och kväve, finner mycket av organisk kemi ett eko i borkvävekemi, såsom i borazin (”oorganisk bensen”)., Likväl är analogin inte exakt på grund av den enkla nukleofila attacken vid bor på grund av dess brist i elektroner, vilket inte är möjligt i en helt kolhaltig ring.

den största kategorin av nitrider är de interstitiella nitriderna av formulae MN, M2N och M4N (även om variabel sammansättning är fullt möjligt), där de små kväveatomerna är placerade i luckorna i en metallisk kubisk eller sexkantig närförpackad gitter. De är ogenomskinliga, mycket hårda och kemiskt inerta, smälter endast vid mycket höga temperaturer (i allmänhet över 2500 °C)., De har en metallisk lyster och leder el som metaller. De hydrolyserar bara mycket långsamt för att ge ammoniak eller kväve.

nitridanjon (N3−) är den starkaste π-givaren som är känd bland ligander (den näst starkaste är O2−). Nitrido-komplex tillverkas vanligtvis genom termisk sönderdelning av azider eller genom deprotonering av ammoniak, och de involverar vanligtvis en terminal {n}3− Grupp. Den linjära azidanjonen (N−
3), som är isoelektronisk med kväveoxid, koldioxid och cyanat, bildar många koordinationskomplex., Ytterligare catenation är sällsynt, även om N4 –
4 (isoelektronisk med karbonat och nitrat) är känd.

hydrider

industriellt är ammoniak (NH3) den viktigaste kväveföreningen och framställs i större mängder än någon annan förening, eftersom den i hög grad bidrar till markorganismens näringsbehov genom att fungera som en föregångare till livsmedel och gödselmedel. Det är en färglös alkalisk gas med en karakteristisk skarp lukt. Närvaron av vätebindning har mycket signifikanta effekter på ammoniak, vilket ger den hög smältning (-78 °C) och kokpunkter (-33 °C)., Som vätska är det ett mycket bra lösningsmedel med hög förångningsvärme (så att det kan användas i vakuumflaskor), som också har låg viskositet och elektrisk ledningsförmåga och hög dielektrisk konstant och är mindre tät än vatten. Emellertid är vätebindningen i NH3 svagare än i H2O på grund av den lägre elektronegativiteten av kväve jämfört med syre och närvaron av endast ett ensamstående par i NH3 snarare än två i H2O. det är en svag bas i vattenlösning (pKb 4.74); dess konjugatsyra är ammonium, NH+
4., Det kan också fungera som en extremt svag syra, förlora en proton att producera amide anion, NH−
2. Det genomgår således självdissociation, som liknar vatten, för att producera ammonium och amid. Ammoniak brinner i luft eller syre, men inte lätt, för att producera kvävegas; det brinner i Fluor med en gröngul flamma för att ge kvävetrifluorid. Reaktioner med andra nonmetals är mycket komplexa och tenderar att leda till en blandning av produkter. Ammoniak reagerar på uppvärmning med metaller för att ge nitrider.,

många andra binära kvävehydrider är kända, men det viktigaste är hydrazin (N2H4) och väteazid (HN3). Även om det inte är en kvävehydrid, är hydroxylamin (NH2OH) liknande i egenskaper och struktur till ammoniak och hydrazin också. Hydrazin är en rykande, färglös vätska som luktar på samma sätt som ammoniak. Dess fysikaliska egenskaper är mycket lik de av vatten (smältpunkt 2,0 °C, kokpunkt 113,5 °C, densitet 1,00 g/cm3). Trots att det är en endotermisk förening är den kinetiskt stabil., Det brinner snabbt och fullständigt i luften mycket exotermiskt för att ge kväve och vattenånga. Det är ett mycket användbart och mångsidigt reduktionsmedel och är en svagare bas än ammoniak. Det används också ofta som raketbränsle.

hydrazin framställs vanligen genom reaktion av ammoniak med alkalisk natriumhypoklorit i närvaro av gelatin eller lim:

NH3 + OCl− → Nh2cl + OH− NH2CL + NH3 → n
2H+
5 + cl – (långsam) n
2h +
5 + OH – → N2H4 + H2O (snabb)

(attackerna med hydroxid och ammoniak kan vändas, vilket passerar genom den mellanliggande NHCl− i stället.,) Anledningen till att gelatin tillsätts är att det avlägsnar metalljoner såsom Cu2 + som katalyserar förstörelsen av hydrazin genom reaktion med monokloramin (NH2Cl) för att producera ammoniumklorid och kväve.

Väteazid (HN3) framställdes först 1890 genom oxidation av vattenhaltig hydrazin med dikvävesyra. Det är mycket explosivt och även utspädda lösningar kan vara farliga. Den har en obehaglig och irriterande lukt och är ett potentiellt dödligt (men inte kumulativt) gift. Det kan betraktas som den konjugatsyra av azidanjon, och är liknande analog med de hydrohaliska syrorna.,

halogenider och oxohalider

alla fyra enkla kvävetrihalider är kända. Några blandade halogenider och hydrohalides är kända, men är oftast instabila; exempel NClF2, NCl2F, NBrF2, NF2H, NFH2, NCl2H, och NClH2.

fem kvävefluorider är kända. Kvävetrifluorid (NF3, som först framställdes 1928) är en färglös och luktfri gas som är termodynamiskt stabil och som är lättast framställd genom elektrolys av smält ammoniumfluorid upplöst i vattenfri vätefluorid., Liksom koltetrafluorid är det inte alls reaktivt och är stabilt i vatten eller utspädda vattenhaltiga syror eller alkalier. Endast vid upphettning fungerar det som ett fluorinerande medel, och det reagerar med koppar, arsenik, antimon och vismut vid kontakt vid höga temperaturer för att ge tetrafluorohydrazin (N2F4). Katjonerna NF+
4 och n
2F+
3 är också kända (den senare från att reagera tetrafluorohydrazin med starka fluorida-acceptorer som arsenpentafluorid), som är ONF3, vilket har väckt intresse på grund av det korta n–O–avståndet vilket innebär partiell dubbelbindning och den mycket polära och långa n-F-bindningen., Tetrafluorohydrazin, till skillnad från hydrazin själv, kan dissociera vid rumstemperatur och över för att ge den radikala NF2*. Fluorazid (FN3) är mycket explosiv och termiskt instabil. Dinitrogendifluorid (N2F2) existerar som termiskt interconvertible cis och transisomerer, och hittades först som en produkt av den termiska sönderdelningen av FN3.

Kvävetriklorid (NCl3) är en tät, flyktig och explosiv vätska vars fysikaliska egenskaper liknar koltetraklorid, även om en skillnad är att NCl3 lätt hydrolyseras av vatten medan CCl4 inte är det., Den syntetiserades först 1811 av Pierre Louis Dulong, som förlorade tre fingrar och ett öga på sina explosiva tendenser. Som en utspädd gas är det mindre farligt och används sålunda industriellt för att bleka och sterilisera mjöl. Kväve tribromid (NBr3), först framställd 1975, är ett djupt rött, temperaturkänsligt, flyktigt fast ämne som är explosivt även vid -100 ° C. kväve trijodid (NI3) är fortfarande mer instabil och framställdes först 1990., Dess adduct med ammoniak, som var känd tidigare, är mycket chockkänslig: den kan sättas av genom en fjäder, skiftande luftströmmar eller till och med alfa partiklar. Av denna anledning syntetiseras små mängder kvävetrijodid ibland som en demonstration för gymnasieelever eller som en handling av ”kemisk Magi”. Klorazid (ClN3) och bromazid (BrN3) är extremt känsliga och explosiva.

två serier kväveoxohalider är kända: nitrosylhaliderna (XNO) och nitroylhaliderna (XNO2)., Den första är mycket reaktiva gaser som kan göras genom direkt halogenering av lustgas. Nitrosylfluorid (NOF) är färglöst och ett kraftfullt fluormedel. Nitrosylklorid (NOCl) beter sig på ungefär samma sätt och har ofta använts som ett joniserande lösningsmedel. Nitrosylbromid (NOBr) är röd. Reaktionerna av nitrylhalogeniderna är mestadels likartade: nitrylfluorid (FNO2) och nitrylklorid (ClNO2) är likaledes reaktiva gaser och kraftfulla halogeneringsmedel.,

oxider

dikväveoxid (N2O), mer känd som skrattgas, tillverkas genom termisk sönderdelning av smält ammoniumnitrat vid 250 °C. Detta är en redoxreaktion och därför produceras kväveoxid och kväve också som biprodukter., Det används oftast som ett drivmedel och luftningsmedel för sprayad konserverad vispad grädde, och användes tidigare vanligen som ett bedövningsmedel. Trots framträdanden kan det inte anses vara anhydriden av hyponitrosyra (H2N2O2) eftersom denna syra inte framställs genom upplösning av dikväveoxid i vatten. Det är ganska unreactive (inte reagerar med halogenerna, alkalimetallerna eller ozon vid rumstemperatur, även om reaktiviteten ökar vid uppvärmning) och har den osymmetriska strukturen N–N–o (n+o−n=n+=O): över 600 °C dissocierar den genom att bryta den svagare n−O–bonden.,

kväveoxid (NO) är den enklaste stabila molekylen med ett udda antal elektroner. Hos däggdjur, inklusive människor, är det en viktig cellulär signalmolekyl involverad i många fysiologiska och patologiska processer. Det bildas genom katalytisk oxidation av ammoniak. Det är en färglös paramagnetisk gas som, som termodynamiskt instabil, sönderdelas till kväve och syregas vid 1100-1200 ° C. dess bindning liknar den i kväve, men en extra elektron läggs till en π * antibonding orbital och därmed bindningsordningen har reducerats till cirka 2.,5; Därför är dimerisation till O = N-N=O ogynnsam utom under kokpunkten (där cis-isomeren är stabilare) eftersom den inte faktiskt ökar den totala obligationsordningen och eftersom den oparade elektronen delokaliseras över no-molekylen, vilket ger den stabilitet. Det finns också bevis för den asymmetriska röda dimer o=N–o = n när kväveoxid kondenseras med polära molekyler. Det reagerar med syre för att ge brun kvävedioxid och med halogener för att ge nitrosylhalogenider. Det reagerar också med övergångsmetallföreningar för att ge nitrosylkomplex, varav de flesta är djupt färgade.,

blå dikvävetrioxid (N2O3) är endast tillgänglig som fast substans eftersom den snabbt dissocierar över sin smältpunkt för att ge kväveoxid, kvävedioxid (NO2) och dikvävetetroxid (N2O4). De senare två föreningarna är något svåra att studera individuellt på grund av jämvikten mellan dem, även om dinitrogentetroxid ibland kan reagera genom heterolytisk fission till nitrosonium och nitrat i ett medium med hög dielektrisk konstant. Kvävedioxid är en akrid, frätande brun gas. Båda föreningarna kan lätt framställas genom att sönderdela ett torrt metallnitrat., Båda reagerar med vatten för att bilda salpetersyra. Dinitrogentetroxid är mycket användbar för framställning av vattenfria metallnitrater och nitratokomplex, och det blev den lagringsbara oxidationsmedel som valts för många raketer i både USA och Sovjetunionen i slutet av 1950-talet. detta beror på att det är ett hypergolic drivmedel i kombination med ett hydrazinbaserat raketbränsle och kan lätt lagras eftersom det är flytande vid rumstemperatur.,

den termiskt instabila och mycket reaktiva dinitrogenpentoxiden (N2O5) är anhydriden av salpetersyra och kan tillverkas av den genom uttorkning med fosforpentoxid. Det är av intresse för framställning av sprängämnen. Det är en skimrande, färglös kristallint fast ämne som är känslig för ljus. I fast tillstånd är det jonisk med struktur + -; som en gas och i lösning är den molekylär O2N–O-NO2. Hydrering till salpetersyra kommer lätt, liksom Analog reaktion med väteperoxid som ger peroxonitersyra (HOONO2). Det är ett våldsamt oxidationsmedel., Gasformiga dinitrogen arsenikpentoxid bryts ned enligt följande:

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

Oxoacids, oxoanions, och oxoacid salter

Många kväve oxoacids är kända, men de flesta av dem är instabila som rena substanser och är endast känd som vattenlösning eller salter. Hyponitroussyra (H2N2O2) är en svag diprotinsyra med strukturen HON=NOH (pKa1 6.9, pKa2 11.6). Sura lösningar är ganska stabila men över pH 4-baskatalyserad sönderdelning sker via-till dikväveoxid och hydroxidanjonen., Hyponitriter (involverar n
2O2−
2 anion) är stabila för reduktionsmedel och fungerar oftare som reduktionsmedel själva. De är ett mellanliggande steg i oxidationen av ammoniak till nitrit, vilket sker i kvävecykeln. Hyponitrit kan fungera som en överbryggande eller kelaterande bidentatligand.,

Dikvävesyra (Hno2) är inte känd som en ren förening, men är en vanlig komponent i gasformiga jämvikter och är ett viktigt vattenhaltigt reagens: dess vattenhaltiga lösningar kan vara gjorda av surgörande svalt vattenhaltigt nitrit (no−
2, böjda) lösningar, även om det redan vid rumstemperatur är signifikant oproportionering till nitrat och kväveoxid. Det är en svag syra med PKA 3,35 vid 18 ° C. De kan titrimetriskt analyseras genom deras oxidation till nitrat med kaliumpermanganat., De reduceras lätt till dikväveoxid och kväveoxid genom svaveldioxid, till hyponitrösyra med tenn(II) och till ammoniak med vätesulfid. Salter av hydrazinium N
2H+
5 reagerar med dikvävesyra för att producera azider som reagerar ytterligare för att ge kväveoxid och kväve. Natriumnitrit är mildt giftigt i koncentrationer över 100 mg / kg, men små mängder används ofta för att bota kött och som konserveringsmedel för att undvika bakterieförstöring., Det används också för att syntetisera hydroxylamin och diazotisera primära aromatiska aminer enligt följande:

ArNH2 + HNO2 → Cl + 2 H2o

nitrit är också en vanlig ligand som kan samordna på fem sätt. De vanligaste är nitro (bundna från kväve) och nitrito (bundna från ett syre). Nitro-nitrito isomerism är vanligt, där nitritoformen vanligtvis är mindre stabil.

salpetersyra (HNO3) är den absolut viktigaste och mest stabila av kväveoxiderna., Det är en av de tre mest använda syrorna (de andra två är svavelsyra och saltsyra) och upptäcktes först av alkemisterna på 1200-talet. Den är gjord genom katalytisk oxidation av ammoniak till kväveoxid, som oxideras till kvävedioxid och löses sedan i vatten för att ge koncentrerad salpetersyra. I Förenta Staterna produceras över sju miljoner ton salpetersyra varje år, varav de flesta används för nitratproduktion för bland annat gödselmedel och sprängämnen., Vattenfri salpetersyra kan framställas genom destillering av koncentrerad salpetersyra med fosforpentoxid vid lågt tryck i glasapparaten i mörker. Det kan endast göras i fast tillstånd, eftersom det vid smältning sönderdelas spontant till kvävedioxid och flytande salpetersyra genomgår självjonisering i större utsträckning än någon annan kovalent vätska enligt följande:

2 HNO3 h
2NO+
3 + NO-
3 H2o + + + −

två hydrater, HNO3·H2O och HNO3·3H2O, är kända som kan kristalliseras., Det är en stark syra och koncentrerade lösningar är starka oxidationsmedel, även om guld, platina, rodium och iridium är immuna mot angrepp. En 3:1 blandning av koncentrerad saltsyra och salpetersyra, kallad aqua regia, är fortfarande starkare och löser framgångsrikt guld och platina, eftersom fritt klor och nitrosylklorid bildas och kloridanjoner kan bilda starka komplex., I koncentrerad svavelsyra protoneras salpetersyra för att bilda nitronium, vilket kan fungera som en elektrofil för aromatisk nitrering:

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

nitraternas termiska stabiliteter (involverar den trigonala plana NO−
3 anionen) beror på metallets grundlighet, och det gör också produkterna av sönderdelning (termolys), som kan variera mellan nitriten (till exempel natrium)., oxiden (kalium och bly), eller till och med själva metallen (Silver) beroende på deras relativa stabiliteter. Nitrat är också en vanlig ligand med många former av samordning.,finns den tetraedriska orthonitrate anjon NO3−
4 är känd i sin natrium-och kaliumsalter:

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

Dessa vita kristallina salter är mycket känsliga för vattenånga och koldioxid i luften:

Na3NO4 + H2O + CO2 → NaNO3 + NaOH + NaHCO3

Trots sin begränsade kemi, orthonitrate anjon är intressant ur en strukturell synvinkel på grund av sin regelbunden tetraeder form och kort Nr bond längder, vilket innebär betydande polar karaktär bindning.,

organiska kväveföreningar

kväve är ett av de viktigaste elementen i organisk kemi. Många organiska funktionella grupper innefattar en kol–kvävebindning, såsom amider (RCONR2), aminer (R3N), IMINER (RC(=NR)R), imider (RCO)2NR, azider (RN3), azo-föreningar (RN2R), cyanater och isocyanater (ROCN eller RCNO), nitrater (RONO2), nitriler och isonitriler (RCN eller RNC), nitriter (RNO), nitroföreningar (RNO2), nitrosoföreningar (RNO2), nitrosoföreningar (RNO2), nitrosoföreningar (RNO), oximer (RCR=Noh) och PYRIDINDERIVAT. C-N-bindningar är starkt polariserade mot kväve., I dessa föreningar är kväve vanligtvis trivalent (även om det kan vara tetravalent i kvaternära ammoniumsalter, R4N+), med ett ensam par som kan ge grundlighet på föreningen genom att samordnas till en proton. Detta kan kompenseras av andra faktorer: amider är till exempel inte grundläggande eftersom det ensamma paret är omlokaliserat till en dubbelbindning (även om de kan fungera som syror vid mycket lågt pH, protoneras vid syre) och pyrrol är inte sur eftersom det ensamma paret är omlokaliserat som en del av en aromatisk ring. Mängden kväve i ett kemiskt ämne kan bestämmas med Kjeldahlmetoden., I synnerhet är kväve en väsentlig del av nukleinsyror, aminosyror och därmed proteiner, och den energibärande molekylen adenosintrifosfat och är därmed avgörande för allt liv på jorden.