Compuestos de nitrógeno

El nitrógeno es uno de los elementos más abundantes del universo y puede formar numerosos compuestos. Puede adoptar diversos estados de oxidación , siendo los más comunes -3 y +3. El nitrógeno puede formar iones nitruro y nitrato , y también forma parte del ácido nítrico y las sales de nitrato. Los compuestos nitrogenados desempeñan un papel importante en la química orgánica, ya que el nitrógeno forma parte de las proteínas , los aminoácidos y el trifosfato de adenosina .

El primer ejemplo de un complejo de dinitrógeno descubierto fue [Ru(NH₃ ₎ ₅ ₍ N₂ ₎ ] ^²⁺ (véase la figura de la derecha), y pronto se descubrieron muchos otros complejos similares. Estos complejos , en los que una molécula de nitrógeno dona al menos un par de electrones no enlazantes a un catión metálico central, ilustran cómo el N₂ _podría unirse al/los metal(es) en la nitrogenasa y al catalizador del proceso de Haber : estos procesos que implican la activación del dinitrógeno son de vital importancia en biología y en la producción de fertilizantes. ^{[ 1 ] [ 2 ]}

El dinitrógeno puede coordinarse con metales de cinco maneras diferentes. Las formas mejor caracterizadas son M←N≡N ( η1 ) y M←N≡N→M ( ^μ , bis- ^η1 ) , en las que los pares de electrones no enlazantes de los átomos de nitrógeno se donan al catión metálico. Las formas menos caracterizadas implican que el dinitrógeno done pares de electrones del triple enlace, ya sea como ligando puente a dos cationes metálicos ( μ , bis- ^η2 ) o a uno solo ( η2 ⁾ . El quinto y único método implica la triple coordinación como ligando puente, donando los tres pares de electrones del triple enlace ( μ3 _- N2 ₎ . Algunos complejos presentan múltiples ligandos N2 y otros presentan N2 _{unido de} múltiples maneras. Dado que el _{N₂ es} isoelectrónico con el monóxido de carbono ( CO) y el acetileno (C₂H₂ ₎ , el enlace en los complejos de dinitrógeno está estrechamente relacionado con el de los compuestos carbonílicos , aunque el N₂ _es un donador σ y aceptor π más débil que el CO. Los estudios teóricos muestran que la donación σ es un factor más importante que permite la formación del enlace M–N que la retrodonación π , que en su mayoría solo debilita el enlace N–N, y la donación terminal ( η₁ ⁾ se realiza más fácilmente que la donación lateral ( η₂ ⁾ . ^{[ 3 ]}

Hoy en día, se conocen complejos de dinitrógeno para casi todos los metales de transición , que representan varios cientos de compuestos. Normalmente se preparan mediante tres métodos: ^{[ 3 ]}

1. Sustituir directamente ligandos lábiles como H₂O, H⁻ o _CO por nitrógeno : estas ^son reacciones a menudo reversibles que se desarrollan en condiciones suaves .
2. Reducción de complejos metálicos en presencia de un coligando adecuado en exceso bajo atmósfera de nitrógeno. Una opción común consiste en sustituir los ligandos de cloruro por dimetilfenilfosfina (PMe₂Ph ₎ para compensar la menor cantidad de ligandos de nitrógeno unidos en comparación con los ligandos de cloro originales.
3. Convertir un ligando con enlaces N–N, como la hidrazina o la azida, directamente en un ligando de dinitrógeno.

Ocasionalmente, el enlace N≡N puede formarse directamente dentro de un complejo metálico, por ejemplo, mediante la reacción directa de amoníaco coordinado (NH₃ ₎ con ácido nitroso (HNO₂ ₎ , pero esto no es aplicable en general. La mayoría de los complejos de dinitrógeno tienen colores dentro del rango blanco-amarillo-naranja-rojo-marrón; se conocen algunas excepciones, como el azul [{Ti( η₅ ^- C₅H₅ ) _₂ } _₂- ( _{N₂ ) ]} . ^{[ 3 ]}

El nitrógeno se enlaza con casi todos los elementos de la tabla periódica, excepto los tres primeros gases nobles , helio , neón y argón , y algunos de los elementos de vida muy corta después del bismuto , creando una inmensa variedad de compuestos binarios con propiedades y aplicaciones variables. ^{[ 3 ]} Se conocen muchos compuestos binarios: con la excepción de los hidruros, óxidos y fluoruros de nitrógeno, estos se denominan típicamente nitruros . Muchas fases estequiométricas suelen estar presentes para la mayoría de los elementos (por ejemplo, MnN, Mn ₆ N ₅ , Mn ₃ N ₂ , Mn ₂ N, Mn ₄ N y Mn _x N para 9,2 < x < 25,3). Se pueden clasificar como "tipo sal" (principalmente iónicos), covalentes, "tipo diamante" y metálicos (o intersticiales ), aunque esta clasificación tiene limitaciones que generalmente se derivan de la continuidad de los tipos de enlace en lugar de los tipos discretos y separados que implica. Normalmente se preparan mediante la reacción directa de un metal con nitrógeno o amoníaco (a veces después de calentarlo), o mediante la descomposición térmica de amidas metálicas: ^{[ 4 ]}

3 Ca + N ₂ → Ca ₃ N ₂

3 Mg + 2 NH ₃ → Mg ₃ N ₂ + 3 H ₂ (a 900  °C)

3 Zn(NH ₂ ) ₂ → Zn ₃ N ₂ + 4 NH ₃

Son posibles muchas variantes de estos procesos. Los nitruros más iónicos son los de los metales alcalinos y alcalinotérreos , Li₃N ₍ Na, K, Rb y Cs no forman nitruros estables por razones estéricas) y M₃N₂ ₍ M = Be, Mg, Ca, Sr , Ba). Formalmente _, pueden considerarse sales del anión N³⁻ ^, aunque la separación de carga no es completa ni siquiera para estos elementos altamente electropositivos. Sin embargo, las azidas de metales alcalinos _NaN₃ y KN₃ , _que presentan el anión lineal _N⁻³ , son bien conocidas, al igual que Sr(N₃ ₎ ^₂ _y Ba(N₃ ₎ ₂ _. Las azidas de los metales del subgrupo B (los de los grupos 11 a 16 ) son mucho menos iónicas, tienen estructuras más complejas y detonan fácilmente al ser sometidas a un choque ^{. [ 4} ]

Se conocen muchos nitruros binarios covalentes. Algunos ejemplos son el cianógeno ((CN) _{₂ )} , el pentanitruro de trifósforo (P₃N₅ ) _, el dinitruro de disulfuro (S₂N₂ ₎ y el tetranitruro de tetrasulfuro ( _S₄N₄ ). También se conocen el nitruro de silicio (Si₃N₄ _{) y} el nitruro de germanio (Ge₃N₄ _{) ,} esencialmente covalentes . El nitruro de silicio _{, en particular ,} sería una cerámica prometedora si no fuera por la dificultad de trabajarlo y sinterizarlo. En concreto, los nitruros del grupo 13 , la mayoría de los cuales son semiconductores prometedores , son isoelectrónicos con el grafito, el diamante y el carburo de silicio , y tienen estructuras similares: su enlace cambia de covalente a parcialmente iónico y a metálico a medida que se desciende en el grupo. En particular, dado que la unidad B–N es isoelectrónica a C–C, y el carbono tiene un tamaño esencialmente intermedio entre el boro y el nitrógeno, gran parte de la química orgánica encuentra un paralelismo con la química del boro-nitrógeno, como en la borazina (" benceno inorgánico "). Sin embargo, la analogía no es exacta debido a la facilidad del ataque nucleofílico al boro por su deficiencia de electrones, lo cual no es posible en un anillo compuesto exclusivamente de carbono. ^{[ 4 ]}

La categoría más grande de nitruros son los nitruros intersticiales de fórmulas MN, M₂N _y M₄N ₍ aunque es perfectamente posible una composición variable), donde los pequeños átomos de nitrógeno se ubican en los huecos de una red metálica cúbica o hexagonal compacta . Son opacos, muy duros e inertes químicamente, fundiéndose solo a temperaturas muy altas (generalmente superiores a 2500  °C). Tienen brillo metálico y conducen la electricidad como los metales. Se hidrolizan muy lentamente para dar amoníaco o nitrógeno. ^{[ 4 ]}

El anión nitruro (N³⁻ ⁾ es el donador π más fuerte conocido entre los ligandos (el segundo más fuerte es O²⁻ ⁾ . Los complejos de nitruro generalmente se forman por descomposición térmica de azidas o por desprotonación de amoníaco, y suelen involucrar un grupo terminal {≡N} ^{³⁻ . El anión azida} lineal ( N⁴⁻ ), al ser isoelectrónico con el óxido nitroso , _el dióxido de carbono y el cianato , forma muchos complejos de coordinación. La concatenación adicional es rara, aunque se conoce ^el N⁴⁻ (isoelectrónico con el carbonato y _el nitrato ). ^{[ 4 ]}

Industrialmente, el amoníaco (NH₃ ₎ es el compuesto de nitrógeno más importante y se prepara en mayores cantidades que cualquier otro compuesto, porque contribuye significativamente a las necesidades nutricionales de los organismos terrestres al servir como precursor de alimentos y fertilizantes. Es un gas alcalino incoloro con un olor penetrante característico. La presencia de enlaces de hidrógeno tiene efectos muy significativos en el amoníaco, confiriéndole sus altos puntos de fusión (−78  °C) y ebullición (−33  °C). Como líquido, es un muy buen disolvente con un alto calor de vaporización (lo que permite usarlo en termos), que también tiene una baja viscosidad y conductividad eléctrica y una alta constante dieléctrica , y es menos denso que el agua. Sin embargo, el enlace de hidrógeno en NH₃ _es más débil que el de H₂O _{debido a la menor electronegatividad del nitrógeno en comparación con el oxígeno y la presencia de solo un par} de electrones no enlazantes en NH₃ _en lugar de dos en H₂O _. Es una base débil en solución acuosa ( pKb _4,74 ); Su ácido conjugado es ^el amonio , NH₄⁺ _. También puede actuar como un ácido extremadamente débil, perdiendo un protón para producir el anión amida, NH₂⁻ _{. De esta forma} ^, se autodisocia, de manera similar al agua, para producir amonio y amida. El amoníaco arde en aire u oxígeno, aunque no fácilmente, para producir nitrógeno gaseoso; arde en flúor con una llama amarillo verdosa para dar trifluoruro de nitrógeno . Las reacciones con otros no metales son muy complejas y tienden a producir una mezcla de productos. El amoníaco reacciona al calentarse con metales para dar nitruros. ^{[ 6 ]}

Se conocen muchos otros hidruros de nitrógeno binarios, pero los más importantes son _la hidrazina (N₂H₄ ₎ y la azida de hidrógeno (HN₃ ₎ . Aunque no es un hidruro de nitrógeno, la hidroxilamina (NH₂OH ₎ es similar en propiedades y estructura al amoníaco y a la hidrazina. La hidrazina es un líquido incoloro y humeante con un olor similar al del amoníaco. Sus propiedades físicas son muy similares a las del agua (punto de fusión 2,0 °C, punto de ebullición 113,5 °C, densidad 1,00 g/cm³ ⁾ . A pesar de ser un compuesto endotérmico, es cinéticamente estable. Arde rápida y completamente en el aire de forma muy exotérmica, produciendo nitrógeno y vapor de agua. Es un agente reductor muy útil y versátil, y una base más débil que el amoníaco. ^{[ 7 ]} También se utiliza comúnmente como combustible para cohetes. ^{[ 8 ]}   

La hidrazina generalmente se obtiene mediante la reacción de amoníaco con hipoclorito de sodio alcalino en presencia de gelatina o pegamento: ^{[ 7 ]}

NH₃ + ^OCl⁻ → _NH₂Cl + ^OH⁻_​

NH₂Cl + _NH₃ → N_​2 H ⁺ ₅ + Cl⁻(lento)

norte₂ H ⁺ ₅ + OH⁻→ N₂H₄+ H₂O (rápida)

(Los ataques del hidróxido y el amoníaco pueden invertirse, pasando así a través del intermedio NHCl ⁻ en su lugar). La razón para añadir gelatina es que elimina iones metálicos como el Cu ²⁺ que cataliza la destrucción de la hidrazina por reacción con monocloramina (NH ₂ Cl) para producir cloruro de amonio y nitrógeno. ^{[ 7 ]}

La azida de hidrógeno (HN₃ ₎ se produjo por primera vez en 1890 mediante la oxidación de hidrazina acuosa con ácido nitroso. Es muy explosiva e incluso las soluciones diluidas pueden ser peligrosas. Tiene un olor desagradable e irritante y es un veneno potencialmente letal (pero no acumulativo). Puede considerarse el ácido conjugado del anión azida y es análogo a los ácidos hidrácidos . ^{[ 7 ]}

Se conocen los cuatro trihaluros de nitrógeno simples. Se conocen algunos haluros mixtos e hidrohaluros, pero en su mayoría son inestables; ejemplos ^de _ello ^son _NClF₂ , _NCl₂F , _NBrF₂ , _NF₂H , NFH₂ , _NCl₂H y NClH₂ . [ ₉ ^]

Se conocen cinco fluoruros de nitrógeno. El trifluoruro de nitrógeno (NF₃ _, preparado por primera vez en 1928) es un gas incoloro e inodoro, termodinámicamente estable, que se produce con mayor facilidad mediante la electrólisis de fluoruro de amonio fundido disuelto en fluoruro de hidrógeno anhidro . Al igual que el tetrafluoruro de carbono , no es reactivo en absoluto y es estable en agua o ácidos o álcalis acuosos diluidos ^{. Solo cuando} _se calienta actúa como agente fluorante, y reacciona con cobre , arsénico, antimonio y bismuto al contacto a altas _temperaturas para dar tetrafluorohidrazina (N₂F₄ ₎ . Los cationes NF⁺⁴ y N_{También se conocen 2F} ⁺ 3 _{(este último por reacción de} tetrafluorohidrazina con aceptores de fluoruro fuertes comoel pentafluoruro de arsénico), al igual que ONF₃, que ha despertado interés debido a la corta distancia N–O que implica un doble enlace parcial y el enlace N–F largo y altamente polar. La tetrafluorohidrazina, a diferencia de la hidrazina misma, puede disociarse a temperatura ambiente y superior para dar el radical NF₂•.La azida de flúor(FN₃) es muy explosiva e inestable térmicamente.El difluoruro de dinitrógeno(N₂F₂) existe comocisytrans, y se encontró por primera vez como producto de la descomposición térmica de FN₃. ^{[ 9 ]}

El tricloruro de nitrógeno (NCl₃ ₎ es un líquido denso, volátil y explosivo cuyas propiedades físicas son similares a las del tetracloruro de carbono , aunque una diferencia es que el NCl₃ _se hidroliza fácilmente con agua mientras que el CCl₄ _no . Fue sintetizado por primera vez en 1811 por Pierre Louis Dulong , quien perdió tres dedos y un ojo debido a su explosividad. Como gas diluido es menos peligroso y, por lo tanto, se utiliza industrialmente para blanquear y esterilizar la harina. El tribromuro de nitrógeno (NBr₃ ₎ , preparado por primera vez en 1975, es un sólido volátil de color rojo intenso, sensible a la temperatura, que es explosivo incluso a -100  °C. El triyoduro de nitrógeno (NI₃ ₎ es aún más inestable y no se preparó hasta 1990. Su aducto con amoníaco, que se conocía con anterioridad, es muy sensible a los golpes: puede activarse con el contacto de una pluma, cambios en las corrientes de aire o incluso partículas alfa . ^{[ 9 ] [ 10 ]} Por esta razón, a veces se sintetizan pequeñas cantidades de triyoduro de nitrógeno como demostración para estudiantes de química de secundaria o como un acto de "magia química". ^{[ 11 ]} La azida de cloro (ClN ₃ ) y la azida de bromo (BrN ₃ ) son extremadamente sensibles y explosivas. ^{[ 12 ] [ 13 ]}

Se conocen dos series de oxohaluros de nitrógeno: los haluros de nitrosilo (XNO) y los haluros de nitrilo (XNO₂ ₎ . Los primeros son gases muy reactivos que se pueden obtener mediante la halogenación directa del óxido nitroso. El fluoruro de nitrosilo (NOF) es incoloro y un agente fluorante potente. El fluoruro de nitrosilo puede reaccionar con flúor para formar trifluoruro de óxido de nitrógeno , ^{[ 14 ]} que también es un agente fluorante fuerte. El cloruro de nitrosilo (NOCl) se comporta de forma muy similar y se ha utilizado a menudo como disolvente ionizante. El bromuro de nitrosilo (NOBr) es rojo. Las reacciones de los haluros de nitrilo son en su mayoría similares: el fluoruro de nitrilo (FNO₂ ₎ y el cloruro de nitrilo (ClNO₂ ₎ son igualmente gases reactivos y agentes halogenantes potentes. ^{[ 9 ]}

El nitrógeno forma nueve óxidos moleculares, algunos de los cuales fueron los primeros _gases en ser identificados: N₂O ₍ óxido nitroso ), NO ( óxido nítrico ), N₂O₃ ₍ trióxido de dinitrógeno ₎ , NO₂ ₍ dióxido de nitrógeno ⁾ , _N₂O₄ ( tetróxido de dinitrógeno ), _N₂O₅ ( pentóxido de dinitrógeno ), N₄O ₍ azida de nitrosilo ) [ ₁₅ ^] y N(NO₂ ₎ ₃ ₍ trinitramida ) ^{[ 16 ]} . Todos son térmicamente inestables ^y se descomponen en sus elementos. Otro posible óxido que aún no se ha sintetizado es el oxatetrazol (N₄O ₎ , un anillo aromático ^{[ 15 ] .}

El óxido nitroso (N₂O ₎ , más conocido como gas de la risa, se obtiene por descomposición térmica de nitrato de amonio fundido a 250 °C. Esta es una reacción redox, por lo que también se producen óxido nítrico y nitrógeno como subproductos _.  Se utiliza principalmente como propulsor y agente aireante para la nata montada enlatada en aerosol , y antiguamente se usaba comúnmente como _anestésico . A pesar de las apariencias, no puede considerarse el anhídrido del ácido hiponitroso (H₂N₂O₂ ) _porque este ácido no se produce por la disolución de óxido nitroso en agua. Es bastante poco reactivo (no reacciona con los halógenos, los metales alcalinos ni el ozono a temperatura ambiente, aunque su reactividad aumenta al calentarse) y tiene la estructura asimétrica N–N–O (N≡N⁺O⁻ ^↔⁻N = N⁺ = ^{O ): por encima de} 600 °C se disocia rompiendo el enlace N–O más débil ^{. [ 15 ]} El óxido nítrico (NO) es la molécula estable más simple con un número impar de electrones. En los mamíferos, incluidos los humanos, es una importante molécula de señalización celular involucrada en muchos procesos fisiológicos y patológicos. ^{[ 17 ]} Se forma por oxidación catalítica del amoníaco. Es un gas paramagnético incoloro que, al ser termodinámicamente inestable, se descompone en nitrógeno y oxígeno gaseosos a 1100–1200 °C. Su enlace es similar al del nitrógeno, pero se agrega un electrón extra a un orbital antienlazante π * y por lo tanto el orden de enlace se ha reducido a aproximadamente 2.5; por lo tanto, la dimerización a O=N–N=O es desfavorable excepto por debajo del punto de ebullición (donde el isómero cis es más estable) porque en realidad no aumenta el orden de enlace total y porque el electrón desapareado está deslocalizado a través de la molécula de NO, otorgándole estabilidad. También existen evidencias del dímero rojo asimétrico O=N–O=N cuando el óxido nítrico se condensa con moléculas polares. Reacciona con oxígeno para dar dióxido de nitrógeno marrón y con halógenos para dar haluros de nitrosilo. Asimismo, reacciona con compuestos de metales de transición para dar complejos de nitrosilo, la mayoría de los cuales presentan colores intensos. ^{[ 15 ]}  

_El trióxido de dinitrógeno azul ( _N₂O₃ ) solo está disponible en estado sólido porque se disocia rápidamente por encima de su punto de fusión para dar óxido nítrico, dióxido de nitrógeno (NO₂ _{) y} tetróxido de dinitrógeno (N₂O₄ ) _. Estos dos últimos compuestos son algo difíciles de estudiar individualmente debido al equilibrio entre ellos, aunque a veces el tetróxido de dinitrógeno puede reaccionar por fisión heterolítica para formar nitrosonio y nitrato en un medio con una constante dieléctrica alta. El dióxido de nitrógeno es un gas marrón, corrosivo y de olor penetrante. Ambos compuestos se pueden preparar fácilmente descomponiendo un nitrato metálico seco. Ambos reaccionan con agua para formar ácido nítrico . El tetróxido de dinitrógeno es muy útil para la preparación de nitratos metálicos anhidros y complejos de nitrato, y se convirtió en el oxidante almacenable preferido para muchos cohetes tanto en Estados Unidos como en la URSS a finales de la década de 1950. Esto se debe a que es un propulsor hipergólico en combinación con un combustible para cohetes a base de hidracina y se puede almacenar fácilmente ya que es líquido a temperatura ambiente. ^{[ 15 ]}

_{El pentóxido de dinitrógeno ( N₂O₅ ) ,} térmicamente inestable y muy reactivo, es el anhídrido del ácido nítrico y puede obtenerse a partir de él por deshidratación con pentóxido de fósforo . Es de interés para la preparación de explosivos. ^{[ 18 ]} Es un sólido cristalino incoloro y delicuescente , sensible a la luz. En estado sólido es iónico con estructura [NO₂ _] ⁺ ^[ NO₃ _] ⁻ ^; como gas y en disolución es O₂N–O–NO₂ molecular _. La _hidratación a ácido nítrico se produce fácilmente, al igual que la reacción análoga con peróxido de hidrógeno que da ácido peroxonítrico (HOONO₂ ₎ . Es un agente oxidante violento. El pentóxido de dinitrógeno gaseoso se descompone de la siguiente manera: ^{[ 15 ]}

norte ₂ O ₅ ⇌ NO ₂ + NO ₃ → NO ₂ + O ₂ + NO

N₂O₅ + _NO ⇌ 3 _NO₂​​

Se conocen muchos oxoácidos nitrogenados , aunque la mayoría son inestables como compuestos puros y solo se conocen como solución acuosa o como sales. _El ácido hiponitroso ( _H₂N₂O₂ ) es un ácido diprótico débil con la estructura HON=NOH (pKa₁ 6,9 _, pKa₂ 11,6 ₎ . Las soluciones ácidas son bastante estables , pero por encima de pH 4 se _produce una descomposición catalizada por bases a través de [HONNO] ^⁻ a óxido nitroso y el anión hidróxido. Los hiponitritos (que involucran el N_Los aniones 2O2−2 ^{son estables frente a agentes reductores y, más comúnmente ,} actúan como tales. Son un paso intermedio en la oxidación del amoníaco a nitrito, que ocurre en elciclo del nitrógeno _. El hiponitrito puede actuar como ligando bidentado puente o quelante. ^{[ 19 ]}

El ácido nitroso (HNO₂ ₎ no se conoce como compuesto puro, pero es un componente común en los equilibrios gaseosos y un reactivo acuoso importante: sus soluciones acuosas pueden prepararse acidificando soluciones acuosas frías de nitrito ( NO₂⁻ ^, _bentonita ), aunque ya a temperatura ambiente la desproporción a nitrato y óxido nítrico es significativa. Es un ácido débil con pKa 3,35 _a 18  °C. Se pueden analizar volumétricamente mediante su oxidación a nitrato con permanganato . Se reducen fácilmente a óxido nitroso y óxido nítrico con dióxido de azufre , a ácido hiponitroso con estaño (II) y a amoníaco con sulfuro de hidrógeno . Sales de hidrazinio N₂ H ⁺ ₅ reaccionan con ácido nitroso para producir azidas que reaccionan posteriormente para dar óxido nitroso y nitrógeno.El nitrito de sodioes ligeramente tóxico en concentraciones superiores a 100 mg/kg, pero pequeñas cantidades se utilizan a menudo para curar carne y como conservante para evitar el deterioro bacteriano. También se utiliza para sintetizar hidroxilamina y para diazotizar aminas aromáticas primarias de la siguiente manera: ^{[ 19 ]}

ArNH ₂ + HNO ₂ → [ArNN]Cl + 2 H ₂ O

El nitrito es también un ligando común que puede coordinarse de cinco maneras. Las más comunes son nitro (enlace del nitrógeno) y nitrito (enlace del oxígeno). Es frecuente la isomería nitro-nitrito, donde la forma nitrito suele ser menos estable. ^{[ 19 ]}

El ácido nítrico (HNO₃ ₎ es, con mucho, el más importante y estable de los oxoácidos nitrogenados. Es uno de los tres ácidos más utilizados (los otros dos son el ácido sulfúrico y el ácido clorhídrico ) y fue descubierto por primera vez por los alquimistas en el siglo XIII. Se obtiene mediante la oxidación catalítica del amoníaco a óxido nítrico, que se oxida a dióxido de nitrógeno y luego se disuelve en agua para dar ácido nítrico concentrado. En los Estados Unidos de América , se producen más de siete millones de toneladas de ácido nítrico cada año, la mayor parte de las cuales se utiliza para la producción de nitratos para fertilizantes y explosivos, entre otros usos. El ácido nítrico anhidro se puede obtener destilando ácido nítrico concentrado con pentóxido de fósforo a baja presión en un aparato de vidrio en la oscuridad. Solo se puede obtener en estado sólido, porque al fundirse se descompone espontáneamente en dióxido de nitrógeno, y el ácido nítrico líquido sufre autoionización en mayor medida que cualquier otro líquido covalente como se muestra a continuación: ^{[ 19 ]}

2 HNO ₃ ⇌ H₂ NO ⁺ ₃ +NO ⁻ ₃ ⇌H₂O + [NO₂]⁺+ [NO₃]⁻

Se conocen dos hidratos, HNO₃ _· H₂O _y HNO₃ _· 3H₂O _, que pueden cristalizarse. Es un ácido fuerte y las soluciones concentradas son agentes oxidantes fuertes, aunque el oro , el platino , el rodio y el iridio son inmunes al ataque. Una mezcla 3:1 de ácido clorhídrico concentrado y ácido nítrico, llamada agua regia , es aún más fuerte y disuelve con éxito el oro y el platino, porque se forman cloro libre y cloruro de nitrosilo y los aniones cloruro pueden formar complejos fuertes. En ácido sulfúrico concentrado, el ácido nítrico se protona para formar nitronio , que puede actuar como electrófilo para la nitración aromática: ^{[ 19 ]}

HNO ₃ + 2 H ₂ SO ₄ ⇌ NO ⁺ ₂ + H ₃ O ⁺ + 2 HSO ⁻ ₄

La estabilidad térmica de los nitratos (que involucran el anión NO₃⁻ ^trigonal _plano ) depende de la basicidad del metal, al igual que los productos de descomposición (termólisis), que pueden variar entre el nitrito (por ejemplo, sodio), el óxido (potasio y plomo ) o incluso el propio metal ( plata ) según su estabilidad relativa. El nitrato es también un ligando común con muchos modos de coordinación. ^{[ 19 ]}

Finalmente, aunque el ácido ortonítrico (H ₃ NO ₄ ), que sería análogo al ácido ortofosfórico , no existe, el anión ortonitrato tetraédrico NO ³⁻ ₄ se conoce en sus sales de sodio y potasio: ^{[ 19 ]}

${\displaystyle {\ce {NaNO3{}+Na2O->[{\ce {Ag~crisol}}][{\ce {300^{\circ }C~durante~7 días}}]Na3NO4}}}$

Estas sales cristalinas blancas son muy sensibles al vapor de agua y al dióxido de carbono en el aire: ^{[ 19 ]}

Na ₃ NO ₄ + H ₂ O + CO ₂ → NaNO ₃ + NaOH + NaHCO ₃

A pesar de su química limitada, el anión ortonitrato es interesante desde un punto de vista estructural debido a su forma tetraédrica regular y las cortas longitudes de enlace N–O, lo que implica un carácter polar significativo en el enlace. ^{[ 19 ]}

El nitrógeno es uno de los elementos más importantes en química orgánica . Muchos grupos funcionales orgánicos involucran un enlace carbono-nitrógeno , como amidas (RCONR ₂ ), aminas (R ₃ N), iminas (RC(=NR)R), imidas ((RCO) ₂ NR), azidas (RN ₃ ), compuestos azoicos (RN ₂ R), cianatos e isocianatos (ROCN o RCNO), nitratos (RONO ₂ ), nitrilos e isonitrilos (RCN o RNC), nitritos (RONO), compuestos nitro (RNO ₂ ), compuestos nitroso (RNO), oximas (RCR=NOH) y derivados de piridina . Los enlaces C–N están fuertemente polarizados hacia el nitrógeno. En estos compuestos, el nitrógeno suele ser trivalente (aunque puede ser tetravalente en sales de amonio cuaternario , R ₄ N ⁺ ), con un par solitario que puede conferir basicidad al compuesto al estar coordinado a un protón. Esto puede verse compensado por otros factores: por ejemplo, las amidas no son básicas porque el par solitario está deslocalizado en un doble enlace (aunque pueden actuar como ácidos a pH muy bajo, al estar protonadas en el oxígeno), y el pirrol no es básico porque el par solitario está deslocalizado como parte de un anillo aromático . ^{[ 20 ]} La cantidad de nitrógeno en una sustancia química puede determinarse mediante el método Kjeldahl . ^{[ 21 ]} En particular, el nitrógeno es un componente esencial de los ácidos nucleicos , los aminoácidos y, por lo tanto , de las proteínas , y de la molécula portadora de energía adenosín trifosfato y, por lo tanto, es vital para toda la vida en la Tierra. ^{[ 20 ]}

• compuestos de boro
• nitratos
• compuestos de carbono