مركبات النيتروجين

يُعدّ النيتروجين أحد أكثر العناصر وفرةً في الكون، وهو قادر على تكوين العديد من المركبات. يتخذ النيتروجين حالات تأكسد متعددة ، لكن أكثرها شيوعًا هما -3 و+3. يُمكن للنيتروجين تكوين أيونات النتريد والنترات ، كما يدخل في تركيب حمض النيتريك وأملاح النترات . تلعب مركبات النيتروجين دورًا هامًا في الكيمياء العضوية، إذ يدخل النيتروجين في تركيب البروتينات والأحماض الأمينية والأدينوسين ثلاثي الفوسفات .

كان أول مثال مكتشف لمركب ثنائي النيتروجين هو [Ru( _NH₃ ) _₅ (N₂ ₎ ] ^²⁺ (انظر الشكل على اليمين)، وسرعان ما تم اكتشاف العديد من المركبات المماثلة. توضح هذه المركبات ، التي تتبرع فيها جزيئة النيتروجين بزوج إلكتروني حر واحد على الأقل لأيون فلزي مركزي، كيف يمكن أن يرتبط N₂ _بالفلز (الفلزات) في إنزيم النيتروجيناز والمحفز لعملية هابر : تُعد هذه العمليات التي تتضمن تنشيط ثنائي النيتروجين بالغة الأهمية في علم الأحياء وفي إنتاج الأسمدة. ^{[ 1 ] [ 2 ]}

يستطيع النيتروجين الجزيئي الارتباط بالفلزات بخمس طرق مختلفة. من أكثر الطرق المعروفة ارتباطًا من طرفي M←N≡N ( η₁ ⁾ و M←N≡N→M ( μ ، ثنائي η₁ ⁾ ، حيث تُمنح أزواج الإلكترونات الحرة على ذرات النيتروجين إلى الكاتيون الفلزي. أما الطرق الأقل معرفة فتتضمن تبرع النيتروجين الجزيئي بأزواج إلكترونية من الرابطة الثلاثية، إما كرابطة جسرية إلى كاتيونين فلزيين ( μ ، ثنائي η₂ ) أو إلى كاتيون واحد فقط ( ^η₂ ) . الطريقة الخامسة والفريدة تتضمن الارتباط الثلاثي كرابطة جسرية، حيث يتبرع النيتروجين الجزيئي بجميع أزواج الإلكترونات الثلاثة من الرابطة الثلاثية ( μ₃ _- ^N₂ ₎ . تحتوي بعض المركبات على روابط N₂ متعددة، _وبعضها الآخر يحتوي على N₂ _مرتبط بطرق متعددة. بما أن جزيء النيتروجين (N₂ ) _متساوي الإلكترونات مع أول أكسيد الكربون (CO) والأسيتيلين (C₂H₂ _{) ، فإن} الرابطة في معقدات النيتروجين الجزيئي تشبه إلى حد كبير تلك الموجودة في مركبات الكربونيل ، على الرغم من أن _N₂ أضعف من CO في منح الإلكترونات عبر الرابطة سيجما (σ ) واستقبالها عبر الرابطة باي (π). تُظهر الدراسات النظرية أن منح الإلكترونات عبر الرابطة سيجما (σ ) عاملٌ أكثر أهمية في تكوين الرابطة M–N من التبرع العكسي عبر الرابطة باي ( π) ، الذي يُضعف في الغالب الرابطة N–N فقط، وأن التبرع من الطرف ( η⁰ ) أسهل من التبرع من الجانب ( ^{η⁰ ) . [ 3 ]}

تُعرف اليوم معقدات النيتروجين الثنائي لجميع المعادن الانتقالية تقريبًا ، حيث تمثل عدة مئات من المركبات. ويتم تحضيرها عادةً بثلاث طرق: ^{[ 3 ]}

1. _{استبدال الروابط غير} المستقرة مثل H2O أو H− ^أو CO مباشرة بالنيتروجين: غالبًا ما تكون هذه تفاعلات قابلة للانعكاس تحدث في ظروف معتدلة .
2. اختزال معقدات الفلزات بوجود رابطة مساعدة مناسبة بكمية زائدة تحت غاز النيتروجين. ومن الخيارات الشائعة استبدال روابط الكلوريد بروابط ثنائي ميثيل فينيل فوسفين (PMe₂Ph ₎ لتعويض قلة عدد روابط النيتروجين المرتبطة بروابط الكلور الأصلية.
3. تحويل الرابطة التي تحتوي على روابط N–N، مثل الهيدرازين أو الأزيد، مباشرة إلى رابطة ثنائية النيتروجين.

في بعض الأحيان، قد تتشكل الرابطة الثلاثية N≡N مباشرةً داخل معقد فلزي، على سبيل المثال عن طريق التفاعل المباشر للأمونيا المنسقة (NH₃ ₎ مع حمض النيتروز (HNO₂ ₎ ، ولكن هذا ليس شائعًا. تتراوح ألوان معظم معقدات النيتروجين الجزيئي بين الأبيض والأصفر والبرتقالي والأحمر والبني؛ _مع وجود بعض الاستثناءات المعروفة، مثل المركب الأزرق [{Ti( η₅ ^- C₅H₅ ) _₂ } _₂- (N₂ _{) ]} . ^{[ 3 ]}

يرتبط النيتروجين بمعظم عناصر الجدول الدوري باستثناء الغازات النبيلة الثلاثة الأولى ، والهيليوم ، والنيون ، والأرجون ، وبعض العناصر قصيرة العمر جدًا بعد البزموت ، مما يُنتج تنوعًا هائلًا من المركبات الثنائية ذات الخصائص والتطبيقات المختلفة. ^{[ 3 ]} تُعرف العديد من المركبات الثنائية، وباستثناء هيدريدات وأكاسيد وفلوريدات النيتروجين، تُسمى هذه المركبات عادةً بالنيتريدات . توجد عادةً العديد من الأطوار المتكافئة لمعظم العناصر (مثل MnN، و Mn₆N₅ _{، و} Mn₃N₂ ، _و Mn₂N _، وMn₄N _{، و} MnₓN _حيث 9.2 < x < 25.3). يمكن تصنيفها إلى "شبيهة بالأملاح" (أيونية في الغالب)، وتساهمية، و"شبيهة بالماس"، ومعدنية (أو بينية )، على الرغم من أن هذا التصنيف له قيود تنبع عمومًا من استمرارية أنواع الروابط بدلًا من الأنواع المنفصلة والمتفرقة التي يوحي بها. ويتم تحضيرها عادةً عن طريق تفاعل المعدن مباشرةً مع النيتروجين أو الأمونيا (أحيانًا بعد التسخين)، أو عن طريق التحلل الحراري لأميدات المعادن: ^{[ 4 ]}

3 Ca + N ₂ → Ca ₃ N ₂

3 Mg + 2 NH ₃ → Mg ₃ N ₂ + 3 H ₂ (عند 900  درجة مئوية)

3 الزنك (NH ₂ ) ₂ → الزنك ₃ N ₂ + 4 NH ₃

توجد العديد من المتغيرات الممكنة لهذه العمليات. أكثر هذه النتريدات أيونية هي نتريدات الفلزات القلوية والفلزات القلوية الترابية ، مثل Li₃N ₍ لا تُكوّن Na وK وRb وCs نتريدات مستقرة لأسباب فراغية) وM₃N₂ ₍ حيث M = Be، Mg، Ca، Sr ، Ba). يمكن اعتبار هذه النتريدات، من الناحية النظرية، أملاحًا لأيون N³⁻ _، ^على الرغم من أن فصل الشحنة لا يكون كاملًا حتى بالنسبة لهذه العناصر عالية الكهرجابية. مع ذلك، فإن أزيدات الفلزات القلوية NaN₃ _و KN₃ _{، التي تتميز بأيون} N⁻³ الخطي ، معروفة جيدًا، وكذلك Sr(N₃ ₎ ₂ _و Ba(N₃ ₎ ₂ _{. أما} أزيدات فلزات المجموعة الفرعية B (المجموعات من 11 إلى 16 ) فهي أقل أيونية ^بكثير ، ولها هياكل أكثر تعقيدًا، وتنفجر بسهولة عند تعرضها للصدمات. ^{[ 4 ]}

تُعرف العديد من النتريدات الثنائية التساهمية. ومن أمثلتها السيانوجين ((CN) _{₂ )} ، وخماسي نتريد الفوسفور الثلاثي (P₃N₅ ₎ ، وثنائي نتريد الكبريت الثنائي ₍ S₂N₂ ) _، ورباعي نتريد الكبريت الرباعي ( _{S₄N₄ )} . كما يُعرف نتريد السيليكون (Si₃N₄ ) ونتريد _{الجرمانيوم} ( Ge₃N₄ _{) ذوا} الروابط التساهمية بشكل أساسي . يُعد نتريد السيليكون، على وجه الخصوص، مادة خزفية واعدة لولا صعوبة تشكيله وتلبيده. وتتميز _{نتريدات} المجموعة 13 ، التي يُعد معظمها أشباه موصلات واعدة ، بأنها متساوية الإلكترونات مع الجرافيت والماس وكربيد السيليكون ، ولها بنى متشابهة: إذ تتغير روابطها من تساهمية إلى أيونية جزئية ثم إلى فلزية كلما اتجهنا لأسفل المجموعة. على وجه الخصوص، ولأن وحدة B–N متساوية الإلكترونات مع وحدة C–C، ولأن حجم الكربون متوسط ​​بين البورون والنيتروجين، فإن الكثير من الكيمياء العضوية تجد صدىً لها في كيمياء البورون-نيتروجين، كما هو الحال في البورازين (" البنزين غير العضوي "). ومع ذلك، فإن هذا التشبيه ليس دقيقًا تمامًا نظرًا لسهولة الهجوم النيوكليوفيلي على البورون بسبب نقص الإلكترونات فيه، وهو أمر غير ممكن في حلقة تحتوي على الكربون فقط. ^{[ 4 ]}

تُعدّ النتريدات البينية، ذات الصيغ MN وM₂N وM₄N (مع إمكانية وجود تركيبات متغيرة)، أكبر فئة من النتريدات _، حيث _تتوضع ذرات النيتروجين الصغيرة في الفراغات ضمن شبكة بلورية مكعبة أو سداسية متراصة . وهي معتمة، شديدة الصلابة، وخاملة كيميائيًا، ولا تنصهر إلا عند درجات حرارة عالية جدًا (تتجاوز عادةً 2500  درجة مئوية). تتميز ببريق معدني، وتُوصل الكهرباء كالمعادن. وتتحلل مائيًا ببطء شديد لتُنتج الأمونيا أو النيتروجين. ^{[ 4 ]}

يُعدّ أنيون النيتريد (N³⁻ ⁾ أقوى مانح إلكتروني π معروف بين الروابط (ويأتي في المرتبة الثانية O²⁻ ⁾ . تُحضّر معقدات النيتريد عمومًا عن طريق التحلل الحراري للأزيدات أو عن طريق نزع بروتون الأمونيا، وعادةً ما تحتوي على مجموعة طرفية {≡N} ^{³⁻ .} يُشكّل أنيون الأزيد الخطي ( N⁻³ )، المتساوي إلكترونيًا مع أكسيد النيتروز وثاني أكسيد الكربون والسيانات ، العديد من المعقدات التناسقية. _أما التكتل الإضافي فهو نادر، على الرغم من أن N⁴⁻⁴ ⁽ المتساوي إلكترونيًا مع الكربونات والنترات ⁾ معروف. ^[ ₄ ^]

يُعدّ الأمونيا (NH₃ ₎ أهم مركبات النيتروجين صناعيًا ، ويُحضّر بكميات أكبر من أي مركب آخر، نظرًا لمساهمته الكبيرة في تلبية الاحتياجات الغذائية للكائنات الحية على اليابسة، حيث يُستخدم كمادة أولية في صناعة الغذاء والأسمدة. وهو غاز قلوي عديم اللون ذو رائحة نفاذة مميزة. يُؤثر وجود الروابط الهيدروجينية تأثيرًا بالغًا على الأمونيا، مما يُكسبها درجات انصهار وغليان عالية (-78  درجة مئوية) و-33  درجة مئوية. وفي حالته السائلة، يُعدّ الأمونيا مذيبًا ممتازًا، إذ يتميز بحرارة تبخير عالية (مما يُتيح استخدامه في القوارير المفرغة من الهواء)، كما يتميز بلزوجة منخفضة، وموصلية كهربائية منخفضة، وثابت عزل كهربائي عالٍ ، وكثافة أقل من كثافة الماء. مع ذلك، فإن الرابطة الهيدروجينية في الأمونيا (NH₃ ₎ أضعف منها في الماء (H₂O ₎ نظرًا لانخفاض السالبية الكهربية للنيتروجين مقارنةً بالأكسجين، ووجود زوج إلكتروني حر واحد فقط في الأمونيا _بدلًا من زوجين في الماء. تُعدّ الأمونيا قاعدة ضعيفة في المحلول المائي ( pKₐb _4.74 )، وحمضها المرافق هو أيون الأمونيوم ( NH₄⁺ ⁾ _. كما يمكنها أن تعمل كحمض ضعيف للغاية، حيث تفقد بروتونًا لتُنتج أيون الأميد ( NH₃⁻ ⁾ _{. وبالتالي ،} تخضع الأمونيا لتفكك ذاتي، على غرار الماء، لإنتاج أيون الأمونيوم والأميد. تحترق الأمونيا في الهواء أو الأكسجين، وإن كان ذلك ببطء، لإنتاج غاز النيتروجين؛ وتحترق في الفلور بلهب أصفر مخضرّ لإنتاج ثلاثي فلوريد النيتروجين . أما تفاعلاتها مع اللافلزات الأخرى فهي معقدة للغاية، وغالبًا ما تُنتج خليطًا من النواتج. تتفاعل الأمونيا عند تسخينها مع الفلزات لإنتاج النتريدات. ^{[ 6 ]}

تُعرف العديد من هيدريدات النيتروجين الثنائية الأخرى، لكن أهمها الهيدرازين (N₂H₄ ₎ وأزيد _{الهيدروجين} ( HN₃ ₎ . على الرغم من أن الهيدروكسيل أمين (NH₂OH ₎ ليس هيدريد نيتروجين، إلا أنه يُشابه الأمونيا والهيدرازين في خصائصه وبنيته. الهيدرازين سائلٌ مُدخنٌ عديم اللون ، وله رائحةٌ تُشبه رائحة الأمونيا. خصائصه الفيزيائية تُشابه إلى حدٍ كبير خصائص الماء (نقطة انصهاره 2.0  درجة مئوية، ونقطة غليانه 113.5  درجة مئوية، وكثافته 1.00  جم/سم³ ⁾ . على الرغم من كونه مُركبًا ماصًا للحرارة، إلا أنه مُستقرٌ حركيًا. يحترق بسرعةٍ وبشكلٍ كاملٍ في الهواء مُسببًا حرارةً عاليةً جدًا، مُنتجًا النيتروجين وبخار الماء. يُعد الهيدرازين عامل اختزالٍ مُفيدًا ومتعدد الاستخدامات، وهو قاعدةٌ أضعف من الأمونيا. ^{[ 7 ]} كما يُستخدم بشكلٍ شائعٍ كوقودٍ للصواريخ. ^{[ 8 ]}

يتم إنتاج الهيدرازين بشكل عام عن طريق تفاعل الأمونيا مع هيبوكلوريت الصوديوم القلوي في وجود الجيلاتين أو الغراء: ^{[ 7 ]}

NH₃ + ^OCl⁻ → _NH₂Cl + ^OH⁻_​

NH₂Cl + _NH₃ → N_​2 H ⁺ ₅ + Cl⁻(بطيء)

شمال₂ H ⁺ ₅ + OH⁻→ N₂H₄+ H₂O (سريع)

(قد تنعكس هجمات الهيدروكسيد والأمونيا، وبالتالي تمر عبر المركب الوسيط NHCl− ^بدلاً من ذلك). والسبب في إضافة الجيلاتين هو أنه يزيل أيونات المعادن مثل Cu2 ⁺ التي تحفز تدمير الهيدرازين عن طريق التفاعل مع أحادي كلورامين (NH2Cl ₎ لإنتاج كلوريد الأمونيوم والنيتروجين. ^{[ 7 ]}

أُنتج أزيد الهيدروجين (HN₃ ₎ لأول مرة عام 1890 عن طريق أكسدة الهيدرازين المائي بواسطة حمض النيتروز. وهو شديد الانفجار، حتى أن محاله المخففة قد تكون خطيرة. له رائحة كريهة ومهيجة، وهو سم قاتل محتمل (ولكنه ليس تراكميًا). يمكن اعتباره الحمض المرافق لأيون الأزيد، وهو مشابه للأحماض الهيدروهاليكية . ^{[ 7 ]}

جميع مركبات ثلاثي هاليد النيتروجين البسيطة الأربعة معروفة. كما أن _هناك بعض مركبات الهاليد المختلطة والهيدروهاليدات المعروفة، ولكنها في الغالب غير مستقرة؛ ومن الأمثلة على ذلك ^NClF₂ _و NCl₂F _و NBrF₂ و _NF₂H و _{NFH₂ و} NCl₂H و NClH₂ . ^[ ₉ ^]

خمسة فلوريدات نيتروجينية معروفة. ثلاثي فلوريد النيتروجين (NF₃ _، الذي تم تحضيره لأول مرة عام 1928) غاز عديم اللون والرائحة، مستقر ديناميكيًا حراريًا، ويُنتج بسهولة عن طريق التحليل الكهربائي لفلوريد الأمونيوم المنصهر المذاب في فلوريد الهيدروجين اللامائي . ومثل رباعي فلوريد الكربون ، فهو غير نشط كيميائيًا ومستقر في الماء أو الأحماض أو القلويات المائية المخففة. فقط عند تسخينه يعمل كعامل فلورة، ويتفاعل مع النحاس والزرنيخ والأنتيمون والبزموت عند التلامس في _درجات حرارة عالية لإنتاج رباعي فلورو هيدرازين ( N₂F₄ _{) .} الكاتيونات NF⁺ ^و N_{يُعرف أيضًا المركب 2F} ⁺ ₃ (ينتج الأخير من تفاعل رباعي فلورو هيدرازين مع مستقبلات فلوريد قوية مثلخماسي فلوريد الزرنيخ)، وكذلك المركب ONF3_،الذي أثار اهتمامًا نظرًا لقصر المسافة بين ذرتي النيتروجين والأكسجين، مما يشير إلى رابطة ثنائية جزئية، بالإضافة إلى الرابطة القطبية العالية والطويلة بين ذرتي النيتروجين والفلور. وعلى عكس الهيدرازين نفسه، يمكن أن يتفكك رباعي فلورو هيدرازين عند درجة حرارة الغرفة وما فوقها ليعطي جذر NF2•. أما أزيد الفلور (FN3) فهو شديد الانفجار وغير مستقر حراريًا. يوجد ثنائي فلوريد ثنائي النيتروجين (N2F2_)علىشكلمتصاوغينسيس_وترانسقابلينللتحولالحراري_،وقداكتُشفلأولمرةكناتج للتحلل الحراري لـ_FN3. ^{[ 9 ]}

كلوريد النيتروجين الثلاثي (NCl₃ ₎ سائل كثيف ومتطاير وقابل للانفجار، تتشابه خصائصه الفيزيائية مع خصائص _رابع كلوريد الكربون ، مع اختلاف بسيط يتمثل في سهولة تحلله بالماء مقارنةً برابع كلوريد _{الكربون} . تم تصنيعه لأول مرة عام 1811 على يد بيير لويس دولونج ، الذي فقد ثلاثة أصابع وعينًا بسبب قابليته للانفجار. وعند استخدامه كغاز مخفف، يكون أقل خطورة، ولذا يُستخدم صناعيًا لتبييض وتعقيم الدقيق. أما بروميد النيتروجين الثلاثي (NBr₃ ₎ ، الذي تم تحضيره لأول مرة عام 1975، فهو مادة صلبة حمراء داكنة، حساسة للحرارة، ومتطايرة، وقابلة للانفجار حتى عند درجة حرارة -100 درجة مئوية. يُعدّ ثلاثي يوديد النيتروجين (NI₃ ₎ أكثر عدم استقرار، ولم يُحضّر إلا في عام 1990. أما ناتجه مع الأمونيا، المعروف سابقًا، فهو شديد الحساسية للصدمات: إذ يمكن أن ينفجر بمجرد لمسه بريشة، أو تحرك تيارات الهواء، أو حتى جسيمات ألفا . ^{[ 9 ] [ 10 ]} لهذا السبب، تُصنّع كميات صغيرة من ثلاثي يوديد النيتروجين أحيانًا كعرض توضيحي لطلاب الكيمياء في المدارس الثانوية، أو كنوع من "السحر الكيميائي". ^{[ 11 ]} أما أزيد الكلور (ClN₃ ₎ وأزيد البروم (BrN₃ ₎ فهما شديدا الحساسية والانفجار. ^{[ 12 ] [ 13 ]} 

يُعرف نوعان من هاليدات النيتروجين الأكسجينية: هاليدات النيتروزيل (XNO) وهاليدات النيتريل (XNO₂ ₎ . النوع الأول غازات شديدة التفاعل، ويمكن تحضيرها عن طريق الهلجنة المباشرة لأكسيد النيتروز. فلوريد النيتروزيل (NOF) عديم اللون، وهو عامل فلورة قوي. يتفاعل فلوريد النيتروزيل مع الفلور لتكوين ثلاثي فلوريد أكسيد النيتروجين ، ^{[ 14 ]} وهو أيضًا عامل فلورة قوي. يتصرف كلوريد النيتروزيل (NOCl) بطريقة مشابهة، وكثيرًا ما يُستخدم كمذيب مؤين. بروميد النيتروزيل (NOBr) أحمر اللون. تتشابه تفاعلات هاليدات النيتريل في معظمها: فلوريد النيتريل (FNO₂ ₎ وكلوريد النيتريل (ClNO₂ ₎ غازات شديدة التفاعل وعوامل فلورة قوية. ^{[ 9 ]}

يشكل النيتروجين تسعة أكاسيد جزيئية، بعضها كان من أوائل الغازات التي تم التعرف عليها: N₂O ₍ أكسيد النيتروز )، NO ( أكسيد النيتريك )، N₂O₃ _{( ثالث} أكسيد ثنائي النيتروجين )، NO₂ ( _ثاني أكسيد النيتروجين )، N₂O₄ ₍ رباعي _أكسيد ثنائي النيتروجين ) ، _N₂O₅ ( خماسي أكسيد ثنائي النيتروجين )، N₄O ₍ أزيد النيتروزيل )، ^{[ 15 ]} وN(NO₂ _{) ₃} ( _ثلاثي نتراميد ) . ^{[ 16 ]} جميعها غير مستقرة حراريًا وتتحلل إلى عناصرها. ومن الأكاسيد المحتملة الأخرى التي لم يتم تصنيعها بعد، أوكساتترازول (N₄O ₎ ، وهو حلقة عطرية. ^{[ 15 ]}

أكسيد النيتروز (N₂O ₎ ، المعروف باسم غاز الضحك، يُصنع عن طريق التحلل الحراري لنترات الأمونيوم المنصهرة عند درجة حرارة 250 درجة مئوية. هذا تفاعل أكسدة واختزال، وبالتالي ينتج عنه أيضًا أكسيد النيتريك والنيتروجين كمنتجات ثانوية .  يُستخدم في الغالب كوقود دافع وعامل تهوية لكريمة الخفق _{المعلبة} المرشوشة ، وكان يُستخدم سابقًا كمخدر. على الرغم من تشابههما الظاهري، لا يُمكن اعتباره أنهيدريد حمض الهيبونيتروز ( H₂N₂O₂ ) _{لأن هذا} الحمض لا ينتج عن ذوبان أكسيد النيتروز في الماء. يُعدّ أكسيد النيتريك (NO) جزيئًا غير نشط نسبيًا (لا يتفاعل مع الهالوجينات أو الفلزات القلوية أو الأوزون في درجة حرارة الغرفة، على الرغم من ازدياد نشاطه عند التسخين)، وله بنية غير متناظرة N–N–O (حيث N≡N ⁺ O ⁻ ↔ ⁻ N=N ⁺ =O): يتفكك عند درجة حرارة أعلى من 600 درجة مئوية بكسر الرابطة N–O الأضعف. ^{[ 15 ]} أكسيد النيتريك (NO) هو أبسط جزيء مستقر يحتوي على عدد فردي من الإلكترونات. في الثدييات، بما في ذلك الإنسان، يُعدّ جزيئًا مهمًا للإشارات الخلوية ، ويشارك في العديد من العمليات الفيزيولوجية والمرضية. ^{[ 17 ]} يتكون أكسيد النيتريك (NO) من خلال الأكسدة التحفيزية للأمونيا. وهو غاز بارامغناطيسي عديم اللون، غير مستقر ديناميكيًا حراريًا، ويتفكك إلى غازي النيتروجين والأكسجين عند درجة حرارة 1100-1200 درجة مئوية. تتشابه روابطه مع روابط النيتروجين، ولكن يُضاف إلكترون إضافي إلى مدار π * المضاد للترابط، مما يُقلل رتبة الرابطة إلى حوالي 2.5؛ لذا فإن عملية التضاعف إلى O=N–N=O غير مُفضلة إلا عند درجات حرارة أقل من درجة الغليان (حيث يكون المتصاوغ cis أكثر استقرارًا) لأنها لا تزيد في الواقع من رتبة الرابطة الكلية، ولأن الإلكترون غير المزدوج مُنتشر عبر جزيء NO، مما يُكسبه الاستقرار. وهناك أيضًا أدلة على وجود ثنائي O=N–O=N الأحمر غير المتماثل عند تكثيف أكسيد النيتريك مع جزيئات قطبية. يتفاعل مع الأكسجين لإنتاج ثاني أكسيد النيتروجين البني، ومع الهالوجينات لإنتاج هاليدات النيتروزيل. كما يتفاعل مع مركبات الفلزات الانتقالية لإنتاج معقدات النيتروزيل، ومعظمها ذو ألوان داكنة. ^{[ 15 ]}  

لا يتوفر ثلاثي أكسيد النيتروجين الأزرق (N₂O₃ _{) إلا في الحالة الصلبة} لأنه يتفكك بسرعة فوق درجة انصهاره ليعطي أكسيد النيتريك، وثاني أكسيد النيتروجين (NO₂ ₎ ، ورباعي أكسيد النيتروجين (N₂O₄ ) _{. يصعب} دراسة المركبين الأخيرين بشكل منفصل نوعًا ما بسبب التوازن بينهما، مع أن رباعي أكسيد النيتروجين قد يتفاعل أحيانًا عن طريق الانشطار غير المتجانس إلى نيتروزونيوم ونترات في وسط ذي ثابت عزل كهربائي عالٍ . ثاني أكسيد النيتروجين غاز بني لاذع ومسبب للتآكل. يمكن تحضير كلا المركبين بسهولة عن طريق تحلل نترات معدنية جافة. يتفاعل كلاهما مع الماء لتكوين حمض النيتريك . يُعد رباعي أكسيد النيتروجين مفيدًا جدًا في تحضير نترات المعادن اللامائية ومركبات النترات، وقد أصبح المؤكسد القابل للتخزين المفضل للعديد من الصواريخ في كل من الولايات المتحدة والاتحاد السوفيتي بحلول أواخر الخمسينيات. وذلك لأنه وقود دافع شديد الاشتعال يُستخدم مع وقود صاروخي قائم على الهيدرازين ، ويمكن تخزينه بسهولة لأنه سائل في درجة حرارة الغرفة. ^{[ 15 ]}

خامس أكسيد ثنائي النيتروجين ( _N₂O₅ ) ، وهو مركب غير مستقر حراريًا وشديد التفاعل، _هو أنهيدريد حمض النيتريك ، ويمكن تحضيره منه عن طريق نزع الماء باستخدام خامس أكسيد الفوسفور . وهو ذو أهمية في تحضير المتفجرات. ^{[ 18 ]} وهو مادة صلبة بلورية عديمة اللون، قابلة للتميؤ ، وحساسة للضوء. في الحالة الصلبة، يكون أيونيًا بصيغة [NO₂ _] ⁺ ^[ NO₃ _] ⁻ ^؛ أما في الحالة الغازية وفي المحلول، فيكون جزيئيًا O₂N _– O–NO₂ _. يتفاعل بسهولة مع الماء لتكوين حمض النيتريك، كما يتفاعل بشكل مماثل مع بيروكسيد الهيدروجين لإنتاج حمض بيروكسونيتريك (HOONO₂ ₎ . وهو عامل مؤكسد قوي. يتحلل خامس أكسيد ثنائي النيتروجين الغازي كما يلي: ^{[ 15 ]}

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

N₂O₅ + _NO ⇌ 3NO₂_​​_​

تُعرف العديد من الأحماض النيتروجينية الأكسجينية ، على الرغم من أن معظمها غير مستقر كمركبات نقية، ولا يُعرف إلا كمحاليل مائية أو أملاح. _حمض الهيبونيتروز ( H₂N₂O₂ ₎ هو حمض ثنائي البروتون ضعيف، تركيبه HON=NOH (pKa₁ 6.9 _، pKa₂ 11.6 ₎ . تكون المحاليل الحمضية مستقرة نسبيًا _، ولكن عند درجة حموضة أعلى من 4، يحدث تحلل محفز بالقاعدة عبر [HONNO] ^⁻ إلى أكسيد النيتروز وأيون الهيدروكسيد. الهيبونيتريت (الذي يتضمن N_{أيونات (} ^2O2−2 ) _{مستقرة في وجود عوامل الاختزال ،} وغالبًا ما تعمل كعوامل اختزال بحد ذاتها. وهي خطوة وسيطة في أكسدة الأمونيا إلى نتريت، والتي تحدث فيدورة النيتروجين. يمكن أن يعمل الهيبونيتريت كرابطة ثنائية السن جسرية أو مخلبية. ^{[ 19 ]}

لا يُعرف حمض النيتروز (HNO₂ ₎ كمركب نقي، ولكنه مكون شائع في التوازنات الغازية، وهو كاشف مائي مهم: يمكن تحضير محاليله المائية عن طريق تحميض محاليل النتريت المائية الباردة ( NO₂⁻ ^، _{المنحني} )، على الرغم من أن تفاعل عدم التناسب إلى نترات وأكسيد النيتريك يكون كبيرًا حتى في درجة حرارة الغرفة. وهو حمض ضعيف ذو قيمة pKa تساوي _3.35 عند 18  درجة مئوية. يمكن تحليله بالمعايرة عن طريق أكسدته إلى نترات بواسطة برمنجنات البوتاسيوم . ويُختزل بسهولة إلى أكسيد النيتروز وأكسيد النيتريك بواسطة ثاني أكسيد الكبريت ، وإلى حمض الهيبونيتروز بواسطة القصدير (II)، وإلى الأمونيا بواسطة كبريتيد الهيدروجين . أملاح هيدرازينيوم N_{يتفاعل 2H} ⁺ ₅ مع حمض النيتروز لإنتاج الأزيدات التي تتفاعل بدورها لإنتاج أكسيد النيتروز والنيتروجين.نتريت الصوديومسامًا بشكل طفيف عند تركيزات تزيد عن 100منه غالبًا في معالجة اللحوم وكمادة حافظة لمنع التلف البكتيري. كما يُستخدم أيضًا في تخليق الهيدروكسيل أمين وفي تفاعل الديازوتة للأمينات العطرية الأولية كما يلي: ^{[ 19 ]}

ArNH ₂ + HNO ₂ → [ArNN]Cl + 2 H ₂ O

يُعدّ النتريت أيضًا ربيطة شائعة يمكنها التناسق بخمس طرق. وأكثرها شيوعًا هي النيترو (المرتبطة بالنيتروجين) والنيتريتو (المرتبطة بالأكسجين). ويُعدّ التماثل بين النيترو والنيتريتو شائعًا، حيث يكون شكل النيتريتو عادةً أقل استقرارًا. ^{[ 19 ]}

يُعدّ حمض النيتريك (HNO₃ ₎ أهمّ أحماض النيتروجين الأكسجينية وأكثرها استقرارًا. وهو أحد الأحماض الثلاثة الأكثر استخدامًا (إلى جانب حمض الكبريتيك وحمض الهيدروكلوريك )، وقد اكتشفه الخيميائيون القدماء في القرن الثالث عشر. يُصنع حمض النيتريك عن طريق الأكسدة التحفيزية للأمونيا إلى أكسيد النيتريك، الذي يتأكسد بدوره إلى ثاني أكسيد النيتروجين، ثم يُذاب في الماء للحصول على حمض نيتريك مركز. في الولايات المتحدة الأمريكية ، يُنتج أكثر من سبعة ملايين طن من حمض النيتريك سنويًا، ويُستخدم معظمه في إنتاج النترات المستخدمة في الأسمدة والمتفجرات، بالإضافة إلى استخدامات أخرى. يُمكن تحضير حمض النيتريك اللامائي بتقطير حمض النيتريك المركز مع خماسي أكسيد الفوسفور تحت ضغط منخفض في جهاز زجاجي في الظلام. لا يمكن صنعه إلا في الحالة الصلبة، لأنه عند انصهاره يتحلل تلقائيًا إلى ثاني أكسيد النيتروجين، ويخضع حمض النيتريك السائل للتأين الذاتي بدرجة أكبر من أي سائل تساهمي آخر على النحو التالي: ^{[ 19 ]}

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

يُعرف نوعان من هيدرات حمض النيتريك، هما HNO₃ · H₂O وHNO₃·3H₂O، اللذان يمكن بلورتهما. وهو حمض قوي، وتُعدّ محاله المركزة عوامل مؤكسدة قوية، على الرغم من أن الذهب والبلاتين _{والروديوم} والإيريديوم _لا تتأثر _به . _ويُعدّ مزيج بنسبة 3 : 1 من حمض الهيدروكلوريك المركز وحمض النيتريك، المعروف باسم الماء الملكي (أكوا ريجيا) ، أقوى منه، حيث يُذيب الذهب والبلاتين بنجاح، وذلك لتكوّن الكلور الحر وكلوريد النيتروزيل، ولأن أيونات الكلوريد قادرة على تكوين مركبات معقدة قوية. في حمض الكبريتيك المركز، يتأين حمض النيتريك لتكوين أيون النيترونيوم ، الذي يعمل ككاشف إلكتروفيلي في عملية النترجة العطرية: ^{[ 19 ]}

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

تعتمد الثباتية الحرارية للنترات (التي تتضمن أيون NO₃⁻ ^ذو البنية المثلثية المستوية ₎ على قاعدية المعدن، وكذلك نواتج التحلل الحراري، والتي قد تختلف بين النتريت (مثل الصوديوم)، والأكسيد (مثل البوتاسيوم والرصاص ) ، أو حتى المعدن نفسه ( مثل الفضة ) تبعًا لثباتيتها النسبية. كما تُعد النترات ربيطة شائعة ذات أنماط تنسيق متعددة. ^{[ 19 ]}

وأخيرًا، على الرغم من أن حمض الأورثونيتريك ( _{H3NO4 )} ، الذي سيكون مماثلاً لحمض الأورثوفوسفوريك ، غير موجود، فإن أنيون الأورثونترات رباعي السطوح _NO3−4 معروف في ^أملاح الصوديوم والبوتاسيوم الخاصة به: ^{[ 19 ]} .

${\displaystyle {\ce {NaNO3{}+Na2O->[{\ce {Ag~بوتقة}}][{\ce {300^{\circ }C~for~7days}}]Na3NO4}}}$

تُعد هذه الأملاح البلورية البيضاء حساسة للغاية لبخار الماء وثاني أكسيد الكربون في الهواء: ^{[ 19 ]}

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

على الرغم من محدودية خصائصه الكيميائية، فإن أنيون الأورثونترات مثير للاهتمام من وجهة نظر هيكلية نظراً لشكله الرباعي الأوجه المنتظم وأطوال روابط N–O القصيرة، مما يشير إلى طابع قطبي كبير للرابطة. ^{[ 19 ]}

يُعدّ النيتروجين أحد أهم العناصر في الكيمياء العضوية . تحتوي العديد من المجموعات الوظيفية العضوية على رابطة كربون-نيتروجين ، مثل الأميدات (RCONR₂ ₎ ، والأمينات (R₃N ₎ ، والإيمينات (RC(=NR)R)، والإيميدات ((RCO) _₂NR )، والأزيدات (RN₃ ₎ ، ومركبات الآزو (RN₂R ₎ ، والسيانات والإيزوسيانات (ROCN أو RCNO)، والنترات (RONO₂ ₎ ، والنتريلات والإيزونيتريلات (RCN أو RNC)، والنتريتات (RONO)، ومركبات النيترو (RNO₂ ) ، ومركبات النيتروزو ( _RNO )، والأوكسيمات (RCR=NOH)، ومشتقات البيريدين . تتميز روابط C–N باستقطاب قوي تجاه النيتروجين. في هذه المركبات، يكون النيتروجين عادةً ثلاثي التكافؤ (مع أنه قد يكون رباعي التكافؤ في أملاح الأمونيوم الرباعية ، R₄N⁺ ₎ ^، ويحتوي على زوج إلكتروني حر يُمكنه أن يُكسب المركب خاصية القاعدية من خلال ارتباطه ببروتون. قد تُعادل هذه الخاصية عوامل أخرى: على سبيل المثال، الأميدات ليست قاعدية لأن الزوج الإلكتروني الحر غير متمركز في رابطة ثنائية (مع أنها قد تتصرف كأحماض عند درجة حموضة منخفضة جدًا، حيث تكون مُبرتنة عند ذرة الأكسجين)، والبيرول ليس قاعديًا لأن الزوج الإلكتروني الحر غير متمركز كجزء من حلقة عطرية . ^{[ 20 ]} يُمكن تحديد كمية النيتروجين في المادة الكيميائية باستخدام طريقة كيلدال . ^{[ 21 ]} على وجه الخصوص، يُعد النيتروجين عنصرًا أساسيًا في الأحماض النووية والأحماض الأمينية ، وبالتالي البروتينات ، وجزيء الأدينوسين ثلاثي الفوسفات الحامل للطاقة، ولذا فهو حيوي لجميع أشكال الحياة على الأرض. ^{[ 20 ]}

• مركبات البورون
• النترات
• مركبات الكربون