Compuestos de nitrógeno

El nitrógeno es uno de los elementos más abundantes en el universo y puede formar muchos compuestos. Puede adoptar varios estados de oxidación, pero los más comunes son -3 y +3. El nitrógeno puede formar iones nitruro y nitrato. También forma parte del ácido nítrico y de las sales de nitrato. Los compuestos nitrogenados también tienen 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 que se descubrió fue [Ru(NH₃)₅(N₂)]²⁺ (ver figura a la derecha), y pronto se descubrieron muchos otros complejos similares. Estos complejos, en los que una molécula de nitrógeno dona al menos un par solitario de electrones a un catión metálico central, ilustran cómo el N₂ podría unirse al metal o metales en la nitrogenasa y el catalizador para el proceso Haber: estos procesos que implican la activación del dinitrógeno son de vital importancia en biología y en la producción de fertilizantes.

El dinitrógeno puede coordinarse con los metales de cinco formas diferentes. Las formas mejor caracterizadas son la M←N≡N en el extremo (η¹) y la M←N≡N→M (μ, bis-η¹), en las que los pares solitarios 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 algunos presentan N₂ unidos de múltiples maneras. Dado que el N2 es isoelectrónico con el monóxido de carbono (CO) y el acetileno (C2H2), la unión en los complejos de dinitrógeno está estrechamente relacionada con la de los compuestos carbonílicos, aunque el N2 es un donador σ y un 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 donación inversa π, que en la mayoría de los casos solo debilita el enlace N–N, y la donación de extremo (η¹) se logra más fácilmente que la donación de lado (η²).

En la actualidad, se conocen complejos de dinitrógeno para casi todos los metales de transición, lo que representa varios cientos de compuestos. Normalmente se preparan mediante tres métodos:

1. Replacing labile ligands such as H2O, H−, or CO directly by nitrogen: these are often reversible reactions that proceed at mild conditions.
2. Reducir complejos metálicos en presencia de un coligante adecuado en exceso bajo gas nitrógeno. Una opción común incluye reemplazar los ligandos de cloruro por dimetilfenilfosfina (PMe₂Ph) para compensar el menor número de ligandos de nitrógeno unidos que los ligandos de cloro original.
3. Convertir un ligando con enlaces N–N, como la hidroazina o la azida, directamente en un ligando dinitrogen.

En ocasiones, 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 generalmente aplicable. 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)].

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. 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, Mn₆N₅, Mn₃N₂, Mn₂N, Mn₄N y Mn_xN para 9,2 < x < 25,3). Pueden clasificarse como "similares a las sales" (en su mayoría iónicos), covalentes, "similares al 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 calentar), o mediante la descomposición térmica de amidas metálicas:

3 Ca + N₂ → Ca₃N₂

3 Mg + 2 NH₃ → Mg₃N₂ + 3 H₂ (a 900 °C)

3 Zn(NH)₂)₂ → Zn₃N₂ + 4 NH₃

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). Estos pueden considerarse formalmente como sales del anión N³⁻, aunque la separación de cargas en realidad 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 complicadas y detonan fácilmente cuando se las somete a un choque.

Se conocen muchos nitruros binarios covalentes. Entre los ejemplos se incluyen 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), que son esencialmente covalentes. El nitruro de silicio, en particular, sería un material cerámico prometedor si no fuera por la dificultad de trabajarlo y sinterizarlo. En particular, 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 metálico a medida que se desciende en el grupo. En particular, dado que la unidad B–N es isoelectrónica con respecto a C–C, y el carbono es esencialmente de tamaño intermedio entre el boro y el nitrógeno, gran parte de la química orgánica encuentra un eco en la química boro-nitrógeno, como en la borazina ("benceno inorgánico"). Sin embargo, la analogía no es exacta debido a la facilidad de ataque nucleofílico en el boro debido a su deficiencia de electrones, lo que no es posible en un anillo que contiene completamente carbono.

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

El anión nitruro (N³⁻) es el donante de π más fuerte conocido entre los ligandos (el segundo más fuerte es O²⁻). Los complejos de nitruro se forman generalmente por descomposición térmica de azidas o por desprotonación de amoníaco, y suelen incluir un grupo terminal {≡N}³⁻. El anión azida lineal (N⁻
₃), al ser isoelectrónico con el óxido nitroso, el dióxido de carbono y el cianato, forma muchos complejos de coordinación. Es poco frecuente que se produzcan más concatenaciones, aunque se conoce la presencia de N⁴⁻
₄ (isoelectrónica con carbonato y nitrato).

El amoniaco (NH3) es el compuesto más importante del nitrógeno en la industria y se prepara en mayores cantidades que cualquier otro compuesto, ya que 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 amoniaco, lo que le confiere 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 su uso en frascos de vacío), que también tiene una baja viscosidad y conductividad eléctrica y una constante dieléctrica alta, y es menos denso que el agua. Sin embargo, el enlace de hidrógeno en NH₃ es más débil que en H₂O debido a la menor electronegatividad del nitrógeno en comparación con el oxígeno y la presencia de solo un par solitario en NH₃ en lugar de dos en H₂O. Es una base débil en solución acuosa (pKb 4,74); su ácido conjugado es amonio, NH⁺
₄. También puede actuar como un ácido extremadamente débil, perdiendo un protón para producir el anión amida, NH⁻
₂. Por lo tanto, sufre una autodisociación, similar al agua, para producir amonio y amida. El amoníaco arde en aire u oxígeno, aunque no fácilmente, para producir gas nitrógeno; arde en flúor con una llama de color amarillo verdoso para dar trifluoruro de nitrógeno. Las reacciones con otros no metales son muy complejas y tienden a dar lugar a una mezcla de productos. El amoníaco reacciona con los metales al calentarlo para formar nitruros.

Se conocen muchos otros hidruros de nitrógeno binarios, pero los más importantes son la hidracina (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 hidracina. La hidracina es un líquido incoloro y humeante que huele de manera similar al 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 rápidamente y completamente en el aire de manera muy exotérmica para dar nitrógeno y vapor de agua. Es un agente reductor muy útil y versátil y es una base más débil que el amoníaco. También se usa comúnmente como combustible para cohetes.

La hidrazina se obtiene generalmente por reacción del amoníaco con hipoclorito de sodio alcalino en presencia de gelatina o pegamento:

NH₃ + OCl⁻ → NH₂Cl + OH⁻

NH₂Cl + NH₃ → N
₂H⁺
₅ + Cl⁻ (slow)

N
₂H⁺
₅ + OH⁻ → N₂H₄ + H₂O (rápido)

(Los ataques del hidróxido y el amoníaco pueden revertirse, pasando así a través del intermediario NHCl⁻). La razón para agregar gelatina es que elimina iones metálicos como Cu²⁺ que cataliza la destrucción de la hidrazina por reacción con monocloramina (NH₂Cl) para producir cloruro de amonio y nitrógeno.

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 hidrohalogenados.

Se conocen los cuatro trihaluros de nitrógeno simples. Se conocen algunos haluros mixtos e hidrohaluros, pero en su mayoría son inestables; algunos ejemplos son NClF₂, NCl₂F, NBrF₂, NF₂H, NFH2, NCl2H y NClH2.

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 más fácilmente mediante la electrólisis del fluoruro de amonio fundido disuelto en fluoruro de hidrógeno anhidro. Al igual que el tetrafluoruro de carbono, no es en absoluto reactivo y es estable en agua o en ácidos o álcalis acuosos diluidos. Sólo 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
₂F⁺
₃ también se conocen (este último por la reacción de tetrafluorohidrazina con fuertes aceptores de fluoruro como El pentafluoruro de arsénico (ONF3) ha despertado interés debido a la corta distancia N–O que implica un doble enlace parcial y al enlace N–F muy polar y largo. La tetrafluorohidrazina, a diferencia de la propia hidrazina, puede disociarse a temperatura ambiente y superior para dar el radical NF2. La azida de flúor (FN3) es muy explosiva y térmicamente inestable. El difluoruro de dinitrógeno (N2F2) existe como isómeros cis y trans térmicamente interconvertibles y se encontró por primera vez como producto de la descomposición térmica de FN3.

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 por sus tendencias explosivas. 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, sensible a la temperatura y de color rojo intenso 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 amoniaco, que ya se conocía antes, es muy sensible a los golpes: puede activarse con el contacto de una pluma, con corrientes de aire cambiantes o incluso con partículas alfa. Por este motivo, a veces se sintetizan pequeñas cantidades de triyoduro de nitrógeno como demostración a estudiantes de química de secundaria o como un acto de "magia química". La azida de cloro (ClN3) y la azida de bromo (BrN3) son extremadamente sensibles y explosivas.

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 halogenando directamente el óxido nitroso. El fluoruro de nitrosilo (NOF) es incoloro y un potente agente fluorante. El fluoruro de nitrosilo puede continuar reaccionando con el flúor para formar trifluoruro de óxido de nitrógeno, que también es un potente agente fluorante. 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 nitrito (FNO₂) y el cloruro de nitrito (ClNO₂) son igualmente gases reactivos y potentes agentes halogenantes.

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) y N(NO₂)₃ (trinitramida). Todos son térmicamente inestables a la descomposición de sus elementos. Otro posible óxido que aún no ha sido sintetizado es el oxatetrazol (N₄O), un anillo aromático.

El óxido nitroso (N₂O), más conocido como gas de la risa, se obtiene por descomposición térmica del nitrato de amonio fundido a 250 °C. Se trata de una reacción redox y, por lo tanto, también se producen óxido nítrico y nitrógeno como subproductos. Se utiliza principalmente como propulsor y agente aireante para la nata montada en lata en aerosol, y antiguamente se utilizaba comúnmente como anestésico. A pesar de las apariencias, no se puede considerar que sea el anhídrido del ácido hiponitroso (H₂N₂O₂) porque ese ácido no se produce por la disolución del óxido nitroso en agua. Es poco reactivo (no reacciona con los halógenos, los metales alcalinos ni el ozono a temperatura ambiente, aunque su reactividad aumenta con el calor) y tiene una estructura asimétrica N–N–O (N≡N⁺O⁻↔⁻N=N⁺=O): por encima de los 600 °C se disocia rompiendo el enlace N–O más débil. 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 implicada en muchos procesos fisiológicos y patológicos. Se forma por oxidación catalítica del amoníaco. Es un gas paramagnético incoloro que, al ser termodinámicamente inestable, se descompone en nitrógeno y oxígeno gaseoso a 1100–1200 °C. Su enlace es similar al del nitrógeno, pero se añade 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, lo que le otorga estabilidad. También hay evidencia del dímero rojo asimétrico O=N–O=N cuando el óxido nítrico se condensa con moléculas polares. Reacciona con el oxígeno para dar dióxido de nitrógeno marrón y con halógenos para dar haluros de nitrosilo. También reacciona con compuestos de metales de transición para dar complejos de nitrosilo, la mayoría de los cuales son de color intenso.

El trióxido de dinitrógeno azul (N₂O₃) sólo está disponible en forma sólida porque se disocia rápidamente por encima de su punto de fusión para dar óxido nítrico, dióxido de nitrógeno (NO₂) y tetróxido de dinitrógeno (N₂O₄). Los 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 acre y corrosivo. 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 nitratos, y se convirtió en el oxidante almacenable de elección para muchos cohetes tanto en los Estados Unidos como en la URSS a fines 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.

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

N₂O₅ NO₂ + NO₃ → NO₂ + O₂ + NO

N₂O₅ NO ⇌ 3 NO₂

Se conocen muchos oxoácidos nitrogenados, aunque la mayoría de ellos son inestables como compuestos puros y sólo se conocen como solución acuosa o como sales. El ácido hiponitroso (H₂N₂O₂) es un ácido diprótico débil con la estructura HON=NOH (pK_a1 6,9, pK_a2 11,6). Las soluciones ácidas son bastante estables, pero por encima de un pH de 4 se produce una descomposición catalizada por bases a través de [HONNO]⁻ hasta óxido nitroso y el anión hidróxido. Hiponitrilos (que involucran el N
₂O²⁻
₂ anión) son estables a los agentes reductores y más comúnmente actúan como agentes reductores ellos mismos. Son un paso intermedio en la oxidación del amoníaco a nitrito, que ocurre en el ciclo del nitrógeno. El hiponitrito puede actuar como un ligando bidentado quelante o puente.

El ácido nitroso (HNO₂) no se conoce como un compuesto puro, pero es un componente común en los equilibrios gaseosos y es un reactivo acuoso importante: sus soluciones acuosas pueden prepararse a partir de la acidificación de soluciones acuosas frías de nitrito (NO⁻
₂, bent) aunque ya a temperatura ambiente se produce una desproporción con el nitrato y el nítrico. El óxido de nitroso es significativo. Es un ácido débil con pK_a 3,35 a 18 °C. Se pueden analizar titulándolos por 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 N
₂H⁺
₅ reaccionan con ácido nitroso para producir azidas que reaccionan para dar óxido nitroso y nitrógeno. El nitrito de sodio es ligeramente tóxico en concentraciones superiores a 100 mg/kg, pero a menudo se utilizan pequeñas cantidades para curar la carne y como conservante para evitar el deterioro bacteriano. También se utiliza para sintetizar hidroxilamina y diazotar aminas aromáticas primarias de la siguiente manera:

ArNH₂ + HNO₂ → [ArNN]Cl + 2 H₂O

El nitrito también es un ligando común que puede coordinarse de cinco maneras. Las más comunes son el nitro (unido a partir del nitrógeno) y el nitrito (unido a partir del oxígeno). La isomería nitro-nitrito es común, donde la forma nitrito suele ser menos estable.

El ácido nítrico (HNO3) es, con diferencia, el más importante y el más 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 por 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 mayoría de las cuales se utilizan para la producción de nitrato 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. Sólo se puede obtener en estado sólido, porque al fundirse se descompone espontáneamente en dióxido de nitrógeno, y el ácido nítrico líquido sufre una autoionización en mayor medida que cualquier otro líquido covalente, como se indica a continuación:

2 HNO₃ ⇌ H
₂NO⁺
₃ + NO⁻
₃ ⇌ H₂O + [NO₂]⁺ [NO]₃]⁻

Se sabe que dos hidratos, HNO₃·H₂O y HNO₃·3H₂O, 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 el ácido sulfúrico concentrado, el ácido nítrico se protona para formar nitronio, que puede actuar como electrófilo para la nitración aromática:

HNO₃ + 2 H₂Así que...₄ ⇌ NO⁺
₂ + H₃O⁺ + 2 HSO⁻
₄

La estabilidad térmica de los nitratos (que involucran al anión trigonal planar NO⁻
₃) depende de la basicidad del metal, y también lo hacen los productos de descomposición (termólisis), que pueden variar entre el nitrito (por ejemplo, sodio), el óxido (potasio y plomo) o incluso el metal mismo (plata) dependiendo de su relación Estabilidades. El nitrato también es un ligando común con muchos modos de coordinación.

Por último, aunque el ácido ortonítrico (H₃NO₄), que sería análogo al ácido ortofosfórico, no existe, el anión ortonitrato tetraédrico NO³⁻
₄ es conocido en sus sales de sodio y potasio:

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Estas sales cristalinas blancas son muy sensibles al vapor de agua y al dióxido de carbono del aire:

Na₃NO₄ + H₂O + CO₂ → NaNO₃ + NaOH + NaHCO₃

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

El nitrógeno es uno de los elementos más importantes en la química orgánica. Muchos grupos funcionales orgánicos implican un enlace carbono-nitrógeno, como las amidas (RCONR₂), las aminas (R₃N), las iminas (RC(=NR)R), las imidas ((RCO)₂NR), las azidas (RN₃), los compuestos azoicos (RN₂R), los cianatos e isocianatos (ROCN o RCNO), los nitratos (RONO₂), los nitrilos e isonitrilos (RCN o RNC), los nitritos (RONO), los compuestos nitro (RNO₂), los compuestos nitrosos (RNO), las oximas (RCR=NOH) y los derivados de la piridina. Los enlaces C–N están fuertemente polarizados hacia el nitrógeno. En estos compuestos, el nitrógeno suele ser trivalente (aunque puede ser tetravalente en las sales de amonio cuaternario, R₄N⁺), con un par solitario que puede conferir basicidad al compuesto al estar coordinado con un protón. Esto puede compensarse con 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 ácido porque el par solitario está deslocalizado como parte de un anillo aromático. La cantidad de nitrógeno en una sustancia química se puede determinar mediante el método Kjeldahl. En particular, el nitrógeno es un componente esencial de los ácidos nucleicos, los aminoácidos y, por lo tanto, las proteínas, y la molécula transportadora de energía trifosfato de adenosina y, por lo tanto, es vital para toda la vida en la Tierra.

• Compuestos de hierro
• Nitrates
• Compuestos de carbono