नाइट्रोजन

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Nitrogen
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नाइट्रोजन एक रासायनिक तत्व है; इसका प्रतीक N और परमाणु क्रमांक 7 है। नाइट्रोजन एक अधातु है और आवर्त सारणी के समूह 15 का सबसे हल्का सदस्य है, जिसे अक्सर निक्टोजन (pnictogens) कहा जाता है। यह ब्रह्मांड में एक सामान्य तत्व है, जिसे आकाशगंगा और सौर मंडल में कुल प्रचुरता में सातवें स्थान पर आंका गया है। मानक तापमान और दबाव पर, इस तत्व के दो परमाणु आबंध बनाकर N2 बनाते हैं, जो एक रंगहीन और गंधहीन द्विपरमाणुक गैस है। N2 पृथ्वी के वायुमंडल का लगभग 78% हिस्सा बनाता है, जो इसे हवा में सबसे प्रचुर मात्रा में पाया जाने वाला रासायनिक पदार्थ बनाता है। नाइट्रोजन यौगिकों की वाष्पशीलता के कारण, पृथ्वी के ठोस भागों में नाइट्रोजन अपेक्षाकृत दुर्लभ है।

इसकी खोज और पृथक्करण सबसे पहले 1772 में स्कॉटिश चिकित्सक डैनियल रदरफोर्ड द्वारा किया गया था और लगभग उसी समय कार्ल विल्हेम शीले और हेनरी कैवेंडिश द्वारा स्वतंत्र रूप से किया गया था। 1790 में फ्रांसीसी रसायनज्ञ जीन-एंटोनी-क्लाउड चैप्टल द्वारा nitrogène नाम का सुझाव दिया गया था, जब यह पाया गया कि नाइट्रोजन नाइट्रिक एसिड और नाइट्रेट्स में मौजूद था। एंटोनी लेवोइसियर ने इसके बजाय एज़ोट (azote) नाम का सुझाव दिया, जो ἀζωτικός "बिना जीवन" से आया है, क्योंकि यह एक दम घोंटने वाली गैस है; यह नाम कई भाषाओं में उपयोग किया जाता है, और कुछ नाइट्रोजन यौगिकों के अंग्रेजी नामों में दिखाई देता है जैसे कि हाइड्राज़ीन, एज़ाइड्स और एज़ो यौगिक।

तत्व नाइट्रोजन आमतौर पर प्रेशर स्विंग सोखना तकनीक द्वारा हवा से उत्पादित किया जाता है। व्यावसायिक रूप से उत्पादित तत्व नाइट्रोजन का लगभग 2/3 हिस्सा व्यावसायिक उपयोगों जैसे कि खाद्य पैकेजिंग के लिए एक अक्रिय (ऑक्सीजन-मुक्त) गैस के रूप में उपयोग किया जाता है, और बाकी का अधिकांश हिस्सा क्रायोजेनिक अनुप्रयोगों में तरल नाइट्रोजन के रूप में उपयोग किया जाता है। कई औद्योगिक रूप से महत्वपूर्ण यौगिक, जैसे अमोनिया, नाइट्रिक एसिड, कार्बनिक नाइट्रेट्स (प्रोपेलेंट्स और विस्फोटक), और साइनाइड्स, में नाइट्रोजन होता है। तत्व नाइट्रोजन (N≡N) में अत्यंत मजबूत त्रि-आबंध, जो कार्बन मोनोऑक्साइड (CO) के बाद किसी भी द्विपरमाणुक अणु में दूसरा सबसे मजबूत आबंध है,[1] नाइट्रोजन रसायन विज्ञान पर हावी है। यह जीवों और उद्योग दोनों के लिए N2 को उपयोगी यौगिकों में बदलने में कठिनाई पैदा करता है, लेकिन साथ ही इसका मतलब यह भी है कि नाइट्रोजन गैस बनाने के लिए नाइट्रोजन यौगिकों को जलाने, विस्फोट करने या विघटित करने से अक्सर उपयोगी ऊर्जा की बड़ी मात्रा निकलती है। कृत्रिम रूप से उत्पादित अमोनिया और नाइट्रेट प्रमुख औद्योगिक उर्वरक हैं, और उर्वरक नाइट्रेट जल प्रणालियों के यूट्रोफिकेशन में प्रमुख प्रदूषक हैं। उर्वरकों और ऊर्जा भंडारों में इसके उपयोग के अलावा, नाइट्रोजन उच्च शक्ति वाले कपड़े में उपयोग किए जाने वाले अरामिड और सुपरग्लू में उपयोग किए जाने वाले साइनोएक्रिलेट जैसे विविध कार्बनिक यौगिकों का एक घटक है।

नाइट्रोजन सभी जीवों में पाया जाता है, मुख्य रूप से अमीनो एसिड (और इस प्रकार प्रोटीन), न्यूक्लिक एसिड (डीएनए और आरएनए) और ऊर्जा हस्तांतरण अणु एडेनोसिन ट्राइफॉस्फेट में। मानव शरीर में द्रव्यमान के अनुसार लगभग 3% नाइट्रोजन होता है, जो ऑक्सीजन, कार्बन और हाइड्रोजन के बाद शरीर में चौथा सबसे प्रचुर तत्व है। नाइट्रोजन चक्र हवा से, जीवमंडल और कार्बनिक यौगिकों में, और फिर वापस वायुमंडल में तत्व की गति का वर्णन करता है। नाइट्रोजन हर प्रमुख औषधीय दवा वर्ग का एक घटक है, जिसमें एंटीबायोटिक्स शामिल हैं। कई दवाएं प्राकृतिक नाइट्रोजन युक्त सिग्नल अणुओं की नकल या प्रोडग हैं: उदाहरण के लिए, कार्बनिक नाइट्रेट नाइट्रोग्लिसरीन और नाइट्रोप्रुसाइड नाइट्रिक ऑक्साइड में चयापचय करके रक्तचाप को नियंत्रित करते हैं। कई उल्लेखनीय नाइट्रोजन युक्त दवाएं, जैसे प्राकृतिक कैफीन और मॉर्फिन या सिंथेटिक एम्फ़ैटेमिन, पशु न्यूरोट्रांसमीटर के रिसेप्टर्स पर कार्य करती हैं।

इतिहास

नाइट्रोजन यौगिकों का एक बहुत लंबा इतिहास है, अमोनियम क्लोराइड हेरोडोटस को ज्ञात था। वे मध्य युग में अच्छी तरह से ज्ञात थे। कीमियागर नाइट्रिक एसिड को एक्वा फोर्टिस (मजबूत पानी) के रूप में जानते थे, साथ ही अन्य नाइट्रोजन यौगिकों जैसे अमोनियम लवण और नाइट्रेट लवण भी जानते थे। नाइट्रिक और हाइड्रोक्लोरिक एसिड के मिश्रण को एक्वा रेजिया (शाही पानी) के रूप में जाना जाता था, जो धातुओं के राजा सोने को घोलने की अपनी क्षमता के लिए प्रसिद्ध था।[2]

नाइट्रोजन की खोज का श्रेय 1772 में स्कॉटिश चिकित्सक डैनियल रदरफोर्ड को दिया जाता है, जिन्होंने इसे नॉक्सियस एयर (हानिकारक हवा) कहा था।[3][4] हालांकि उन्होंने इसे पूरी तरह से अलग रासायनिक पदार्थ के रूप में नहीं पहचाना, लेकिन उन्होंने इसे जोसेफ ब्लैक की "फिक्स्ड एयर" (स्थिर हवा), या कार्बन डाइऑक्साइड से स्पष्ट रूप से अलग किया।[5] यह तथ्य कि हवा का एक घटक है जो दहन का समर्थन नहीं करता है, रदरफोर्ड के लिए स्पष्ट था, हालांकि उन्हें यह नहीं पता था कि यह एक तत्व है। नाइट्रोजन का अध्ययन लगभग उसी समय कार्ल विल्हेम शीले,[6] हेनरी कैवेंडिश,[7] और जोसेफ प्रीस्टली[8] द्वारा भी किया गया था, जिन्होंने इसे बर्न्ट एयर (जली हुई हवा) या फ्लॉजिस्टिकेटेड एयर के रूप में संदर्भित किया था। फ्रांसीसी रसायनज्ञ एंटोनी लेवोइसियर ने नाइट्रोजन गैस को "मेफाइटिक एयर" (विषाक्त हवा) या एज़ोट कहा, जो ग्रीक शब्द άζωτικός (एज़ोटिकोस), "बिना जीवन" से आया है, क्योंकि यह दम घोंटने वाली है।[9][10] शुद्ध नाइट्रोजन के वातावरण में, जानवर मर गए और आग बुझ गई। हालांकि लेवोइसियर का नाम अंग्रेजी में स्वीकार नहीं किया गया था क्योंकि यह बताया गया था कि ऑक्सीजन के अलावा सभी गैसें या तो दम घोंटने वाली हैं या पूरी तरह से विषाक्त हैं, यह कई भाषाओं में उपयोग किया जाता है (फ्रेंच, इतालवी, पुर्तगाली, पोलिश, रूसी, अल्बानियाई, तुर्की, आदि; जर्मन Stickstoff और डच stikstof भी इसी विशेषता को संदर्भित करते हैं, अर्थात ersticken/stikken का अर्थ है "दम घोंटना या घुटन") और अंग्रेजी में कई नाइट्रोजन यौगिकों के सामान्य नामों में बना हुआ है, जैसे कि हाइड्राज़ीन और एज़ाइड आयन के यौगिक। अंत में, इसने नाइट्रोजन के नेतृत्व वाले समूह के लिए "निक्टोजन" नाम को जन्म दिया, जो ग्रीक πνίγειν "दम घोंटने" से आया है।[2]

अंग्रेजी शब्द नाइट्रोजन (1794) फ्रेंच nitrogène से भाषा में आया, जिसे 1790 में फ्रांसीसी रसायनज्ञ जीन-एंटोनी चैप्टल (1756–1832) द्वारा गढ़ा गया था,[11] फ्रेंच nitre (potassium nitrate, जिसे साल्टपीटर भी कहा जाता है) और फ्रेंच प्रत्यय -gène, "उत्पादन करने वाला", जो ग्रीक -γενής (-genes, "उत्पन्न") से आया है। चैप्टल का अर्थ यह था कि नाइट्रोजन नाइट्रिक एसिड का आवश्यक हिस्सा है, जो बदले में नाइट्रे से उत्पादित होता था। पुराने समय में, नाइट्र को मिस्र के "नैट्रॉन" (सोडियम कार्बोनेट) के साथ भ्रमित किया गया था - जिसे ग्रीक में νίτρον (नाइट्रोन) कहा जाता था - जिसमें, नाम के बावजूद, कोई नाइट्रेट नहीं था।[12]

नाइट्रोजन यौगिकों के सबसे शुरुआती सैन्य, औद्योगिक और कृषि अनुप्रयोगों में साल्टपीटर (सोडियम नाइट्रेट या पोटेशियम नाइट्रेट) का उपयोग किया जाता था, जो सबसे विशेष रूप से गनपाउडर में, और बाद में उर्वरक के रूप में उपयोग किया जाता था। 1910 में, लॉर्ड रेले ने खोज की कि नाइट्रोजन गैस में विद्युत निर्वहन से "सक्रिय नाइट्रोजन" उत्पन्न होता है, जो नाइट्रोजन का एक मोनोएटॉमिक अपरूप है।[13] उनके उपकरण द्वारा उत्पन्न "शानदार पीली रोशनी का घूमता हुआ बादल" विस्फोटक मर्करी नाइट्राइड बनाने के लिए पारे के साथ प्रतिक्रिया करता था।[14]

लंबे समय तक, नाइट्रोजन यौगिकों के स्रोत सीमित थे। प्राकृतिक स्रोत या तो जीव विज्ञान से या वायुमंडलीय प्रतिक्रियाओं द्वारा उत्पादित नाइट्रेट के जमाव से उत्पन्न हुए। फ्रैंक-कारो प्रक्रिया (1895-1899) और हाबर-बॉश प्रक्रिया (1908-1913) जैसी औद्योगिक प्रक्रियाओं द्वारा नाइट्रोजन स्थिरीकरण ने नाइट्रोजन यौगिकों की इस कमी को कम किया, इस हद तक कि वैश्विक खाद्य उत्पादन का आधा हिस्सा अब सिंथेटिक नाइट्रोजन उर्वरकों पर निर्भर है।[15] उसी समय, औद्योगिक नाइट्रोजन स्थिरीकरण से नाइट्रेट का उत्पादन करने के लिए ओस्टवाल्ड प्रक्रिया (1902) के उपयोग ने 20वीं सदी के विश्व युद्धों में विस्फोटकों के निर्माण में फीडस्टॉक के रूप में नाइट्रेट के बड़े पैमाने पर औद्योगिक उत्पादन की अनुमति दी।[16][17]

गुण

परमाणु

एक नाइट्रोजन परमाणु में सात इलेक्ट्रॉन होते हैं। जमीनी अवस्था में, वे इलेक्ट्रॉन विन्यास 1s2s2p2p2p में व्यवस्थित होते हैं। इसलिए, इसमें 2s और 2p कक्षकों में पांच संयोजकता इलेक्ट्रॉन होते हैं, जिनमें से तीन (p-इलेक्ट्रॉन) अयुग्मित होते हैं। इसमें तत्वों के बीच उच्चतम विद्युत ऋणात्मकता में से एक है (पॉलिंग पैमाने पर 3.04), जो केवल क्लोरीन (3.16), ऑक्सीजन (3.44), और फ्लोरीन (3.98) से अधिक है। (हल्की उत्कृष्ट गैसें, हीलियम, नियॉन, और आर्गन, संभवतः अधिक विद्युत ऋणात्मक होंगी, और वास्तव में एलन पैमाने पर हैं।)[18] आवधिक प्रवृत्तियों का पालन करते हुए, इसका 71 pm का एकल-आबंध सहसंयोजक त्रिज्या बोरोन (84 pm) और कार्बन (76 pm) की तुलना में छोटा है, जबकि यह ऑक्सीजन (66 pm) और फ्लोरीन (57 pm) की तुलना में बड़ा है। नाइट्राइड आयन, N3−, 146 pm पर बहुत बड़ा है, जो ऑक्साइड (O2−: 140 pm) और फ्लोराइड (F−: 133 pm) आयनों के समान है।[18] नाइट्रोजन की पहली तीन आयनीकरण ऊर्जाएं 1.402, 2.856, और 4.577 MJ·mol−1 हैं, और चौथी और पांचवीं का योग 16.920 MJ·mol−1 है। इन बहुत उच्च आंकड़ों के कारण, नाइट्रोजन में कोई सरल धनायनिक रसायन विज्ञान नहीं है।[19] p-ब्लॉक की पहली पंक्ति के कई असामान्य गुणों के लिए 2p उपकोश में रेडियल नोड्स की कमी सीधे तौर पर जिम्मेदार है, विशेष रूप से नाइट्रोजन, ऑक्सीजन और फ्लोरीन में। 2p उपकोश बहुत छोटा है और इसकी त्रिज्या 2s कोश के बहुत समान है, जो कक्षीय संकरण की सुविधा प्रदान करती है। यह 2s और 2p कोशों में नाभिक और संयोजकता इलेक्ट्रॉनों के बीच बहुत बड़े इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण बल का परिणाम है, जिसके परिणामस्वरूप बहुत उच्च विद्युत ऋणात्मकता होती है। हाइपरवैलेंसी 2p तत्वों में लगभग अज्ञात है, क्योंकि उच्च विद्युत ऋणात्मकता एक छोटे नाइट्रोजन परमाणु के लिए इलेक्ट्रॉन-समृद्ध तीन-केंद्र चार-इलेक्ट्रॉन आबंध में एक केंद्रीय परमाणु बनना मुश्किल बनाती है क्योंकि यह इलेक्ट्रॉनों को खुद की ओर मजबूती से आकर्षित करेगा। इस प्रकार, आवर्त सारणी में समूह 15 के शीर्ष पर नाइट्रोजन की स्थिति के बावजूद, इसका रसायन विज्ञान इसके भारी सजातीय फास्फोरस, आर्सेनिक, एंटीमनी, और बिस्मथ से बहुत अंतर दिखाता है।[20]

नाइट्रोजन की तुलना इसके क्षैतिज पड़ोसियों कार्बन और ऑक्सीजन के साथ-साथ निक्टोजन कॉलम में इसके ऊर्ध्वाधर पड़ोसियों फास्फोरस, आर्सेनिक, एंटीमनी और बिस्मथ से की जा सकती है। हालांकि लिथियम से ऑक्सीजन तक का प्रत्येक अवधि 2 तत्व अगले समूह में अवधि 3 तत्व के साथ कुछ समानताएं दिखाता है (इन्हें विकर्ण संबंध के रूप में जाना जाता है), बोरोन-सिलिकॉन जोड़ी के बाद उनका स्तर अचानक गिर जाता है। नाइट्रोजन की सल्फर के साथ समानताएं ज्यादातर सल्फर नाइट्राइड रिंग यौगिकों तक सीमित हैं जब दोनों तत्व केवल मौजूद होते हैं।[21]

नाइट्रोजन कार्बन की श्रृंखलन की प्रवृत्ति को साझा नहीं करता है। कार्बन की तरह, नाइट्रोजन धातुओं के साथ आयनिक या धात्विक यौगिक बनाने की प्रवृत्ति रखता है। नाइट्रोजन कार्बन के साथ नाइट्राइड की एक विस्तृत श्रृंखला बनाता है, जिसमें श्रृंखला-, ग्रेफाइटिक-, और फुलरेनिक-जैसी संरचनाएं शामिल हैं।[22]

यह अपनी उच्च विद्युत ऋणात्मकता और हाइड्रोजन बॉन्डिंग के लिए सहवर्ती क्षमता और अपने लोन पेयर इलेक्ट्रॉनों को दान करके समन्वय परिसरों को बनाने की क्षमता के साथ ऑक्सीजन जैसा दिखता है। अमोनिया NH3 और पानी H2O के रसायन विज्ञान के बीच कुछ समानताएं हैं। उदाहरण के लिए, NH4+ और H3O+ देने के लिए प्रोटॉनित होने या NH2− और OH− देने के लिए डीप्रोटॉनित होने की दोनों यौगिकों की क्षमता, इन सभी को ठोस यौगिकों में अलग किया जा सकता है।[23]

नाइट्रोजन अपने दोनों क्षैतिज पड़ोसियों के साथ pπ–pπ इंटरैक्शन के माध्यम से, आमतौर पर कार्बन, ऑक्सीजन, या अन्य नाइट्रोजन परमाणुओं के साथ, कई आबंध बनाने की प्राथमिकता साझा करता है।[21] इस प्रकार, उदाहरण के लिए, नाइट्रोजन द्विपरमाणुक अणुओं के रूप में होता है और इसलिए इसके गलनांक (−210 °C) और क्वथनांक (−196 °C) अपने समूह के बाकी हिस्सों की तुलना में बहुत कम होते हैं, क्योंकि N2 अणु केवल कमजोर वैन डेर वाल्स इंटरैक्शन द्वारा एक साथ रखे जाते हैं और महत्वपूर्ण तात्कालिक द्विध्रुव बनाने के लिए बहुत कम इलेक्ट्रॉन उपलब्ध होते हैं। यह इसके ऊर्ध्वाधर पड़ोसियों के लिए संभव नहीं है; इस प्रकार, नाइट्रोजन ऑक्साइड, नाइट्राइट, नाइट्रेट, नाइट्रो-, नाइट्रोसो-, एज़ो-, और डायज़ो-यौगिक, एज़ाइड, साइनैट, थियोसाइनेट, और इमिनो-व्युत्पन्न फास्फोरस, आर्सेनिक, एंटीमनी, या बिस्मथ के साथ कोई प्रतिध्वनि नहीं पाते हैं। उसी टोकन से, हालांकि, फास्फोरस ऑक्साएसिड की जटिलता नाइट्रोजन के साथ कोई प्रतिध्वनि नहीं पाती है।[21] अपने मतभेदों को अलग रखते हुए, नाइट्रोजन और फास्फोरस एक-दूसरे के साथ यौगिकों की एक विस्तृत श्रृंखला बनाते हैं; इनमें श्रृंखला, रिंग और पिंजरे की संरचनाएं होती हैं।[24]

वायुमंडलीय दबाव पर नाइट्रोजन (N2) के थर्मल और भौतिक गुणों की तालिका:[25][26]

तापमान (K) घनत्व (kg m−3) विशिष्ट ऊष्मा (kJ kg−1 °C−1) गतिशील श्यानता (kg m−1 s−1) गतिक श्यानता (m2 s−1) तापीय चालकता (W m−1 °C−1) तापीय विसरणशीलता (m2 s−1) प्रांटल संख्या
100 3.4388 1.07 6.88e-6 2.00e-6 58 2.60e-6 0.768
150 2.2594 1.05 1.01e-5 4.45e-6 9 5.86e-6 0.759
200 1.7108 1.0429 1.29e-5 7.57e-6 24 1.02e-5 0.747
300 1.1421 1.0408 1.78e-5 1.56e-5 2 2.20e-5 0.713
400 0.8538 1.0459 2.20e-5 2.57e-5 35 3.73e-5 0.691
500 0.6824 1.0555 2.57e-5 3.77e-5 84 5.53e-5 0.684
600 0.5687 1.0756 2.91e-5 5.12e-5 8 7.49e-5 0.686
700 0.4934 1.0969 3.21e-5 6.67e-5 23 9.47e-5 0.691
800 0.4277 1.1225 3.48e-5 8.15e-5 09 1.17e-4 0.7
900 0.3796 1.1464 3.75e-5 9.11e-5 7 1.39e-4 0.711
1000 0.3412 1.1677 4.00e-5 1.19e-4 75 1.63e-4 0.724
1100 0.3108 1.1857 4.23e-5 1.36e-4 5 1.86e-4 0.736
1200 0.2851 1.2037 4.45e-5 1.56e-4 84 2.09e-4 0.748
1300 0.2591 1.219 4.66e-5 1.80e-4 0.081 2.56e-4 0.701

समस्थानिक

मुख्य लेख: Isotopes of nitrogen

नाइट्रोजन के दो स्थिर समस्थानिक हैं: 14N और 15N। पहला बहुत अधिक सामान्य है, जो प्राकृतिक नाइट्रोजन का 99.634% बनाता है, और दूसरा (जो थोड़ा भारी है) शेष 0.366% बनाता है। यह लगभग 14.007 u के परमाणु भार की ओर ले जाता है।[18] ये दोनों स्थिर समस्थानिक तारों में CNO चक्र में उत्पादित होते हैं, लेकिन 14N अधिक सामान्य है क्योंकि इसका प्रोटॉन कैप्चर दर-सीमित चरण है। 14N पांच स्थिर विषम-विषम न्यूक्लाइड्स (एक न्यूक्लाइड जिसमें प्रोटॉन और न्यूट्रॉन की विषम संख्या होती है) में से एक है; अन्य चार 2H, 6Li, 10B, और 180mTa हैं।[27]

14N और 15N की सापेक्ष प्रचुरता वायुमंडल में व्यावहारिक रूप से स्थिर है लेकिन जैविक रेडॉक्स प्रतिक्रियाओं और प्राकृतिक अमोनिया या नाइट्रिक एसिड के वाष्पीकरण से प्राकृतिक समस्थानिक अंशों के कारण कहीं और भिन्न हो सकती है। जैविक रूप से मध्यस्थ प्रतिक्रियाएं (जैसे, आत्मसात, नाइट्रीकरण, और विनाइट्रीकरण) मिट्टी में नाइट्रोजन गतिशीलता को मजबूती से नियंत्रित करती हैं। ये प्रतिक्रियाएं आमतौर पर सब्सट्रेट के 15N संवर्धन और उत्पाद की कमी का परिणाम देती हैं।[28]

भारी समस्थानिक 15N की खोज सबसे पहले 1929 में एस. एम. नौडे (S. M. Naudé) द्वारा की गई थी, और इसके शीघ्र बाद ही पड़ोसी तत्वों ऑक्सीजन और कार्बन के भारी समस्थानिकों की खोज हुई।[29] यह सभी समस्थानिकों में सबसे कम तापीय न्यूट्रॉन कैप्चर क्रॉस-सेक्शन (thermal neutron capture cross-sections) में से एक प्रस्तुत करता है।[30] इसका उपयोग अक्सर नाभिकीय चुंबकीय अनुनाद (NMR) स्पेक्ट्रोस्कोपी में नाइट्रोजन-युक्त अणुओं की संरचना निर्धारित करने के लिए किया जाता है, क्योंकि इसका आंशिक नाभिकीय चक्रण (nuclear spin) एक-तिहाई होता है, जो NMR के लिए संकरी लाइन चौड़ाई जैसे लाभ प्रदान करता है। 14N, हालांकि सैद्धांतिक रूप से उपयोग करने योग्य है, का पूर्णांक नाभिकीय चक्रण एक होता है और इसलिए इसमें एक क्वाड्रुपोल मोमेंट (quadrupole moment) होता है जो व्यापक और कम उपयोगी स्पेक्ट्रा की ओर ले जाता है।[18] फिर भी, 15N NMR में ऐसी जटिलताएँ हैं जो अधिक सामान्य 1H और 13C NMR स्पेक्ट्रोस्कोपी में नहीं मिलती हैं। 15N की कम प्राकृतिक प्रचुरता (0.36%) संवेदनशीलता को काफी कम कर देती है, एक ऐसी समस्या जो इसके कम जायरोमैग्नेटिक अनुपात (gyromagnetic ratio) (1H का केवल 10.14%) के कारण और बढ़ जाती है। परिणामस्वरूप, समान चुंबकीय क्षेत्र की तीव्रता पर 1H के लिए सिग्नल-टू-नॉइज़ अनुपात 15N की तुलना में लगभग 300 गुना अधिक होता है।[31] इसे रासायनिक विनिमय या प्रभाजी आसवन (fractional distillation) द्वारा 15N के समस्थानिक संवर्धन (isotopic enrichment) द्वारा कुछ हद तक कम किया जा सकता है। 15N-संवर्धित यौगिकों का लाभ यह है कि मानक स्थितियों के तहत, वे वायुमंडलीय नाइट्रोजन के साथ अपने नाइट्रोजन परमाणुओं का रासायनिक विनिमय नहीं करते हैं, जो कि लेबल किए गए हाइड्रोजन, कार्बन और ऑक्सीजन समस्थानिकों वाले यौगिकों के विपरीत है जिन्हें वायुमंडल से दूर रखा जाना चाहिए।[18] 15N:14N अनुपात का उपयोग आमतौर पर भू-रसायन विज्ञान, जल विज्ञान, पुराजलवायु विज्ञान और पुरासमुद्र विज्ञान के क्षेत्रों में स्थिर समस्थानिक विश्लेषण में किया जाता है, जहाँ इसे δ15N कहा जाता है।[32]

कृत्रिम रूप से उत्पादित अन्य तेरह समस्थानिकों में से, जो 9N से 23N तक हैं, 13N की अर्ध-आयु (half-life) दस मिनट है और शेष समस्थानिकों की अर्ध-आयु आठ सेकंड से कम है।[33][34] अर्ध-आयु के अंतर को देखते हुए, 13N सबसे महत्वपूर्ण नाइट्रोजन रेडियोआइसोटोप है, जो पॉज़िट्रॉन एमिशन टोमोग्राफी (PET) में उपयोग करने के लिए पर्याप्त रूप से लंबा जीवन रखता है, हालांकि इसकी अर्ध-आयु अभी भी कम है और इसलिए इसे PET के स्थान पर ही उत्पादित किया जाना चाहिए, उदाहरण के लिए 16O पर प्रोटॉन बमबारी के माध्यम से साइक्लोट्रॉन में, जिससे 13N और एक अल्फा कण उत्पन्न होता है।[35]

रेडियोआइसोटोप 16N सामान्य संचालन के दौरान दाबित जल रिएक्टर (pressurised water reactors) या क्वथनांक जल रिएक्टर (boiling water reactors) के शीतलक में प्रमुख रेडियोन्यूक्लाइड है। यह 16O (पानी में) से (n,p) अभिक्रिया के माध्यम से उत्पन्न होता है, जिसमें 16O परमाणु एक न्यूट्रॉन को कैप्चर करता है और एक प्रोटॉन को बाहर निकालता है। इसकी अर्ध-आयु लगभग 7.1 सेकंड की छोटी होती है,[34] लेकिन 16O में इसका क्षय उच्च-ऊर्जा गामा विकिरण (5 से 7 MeV) उत्पन्न करता है।[34][36] इस कारण से, दाबित जल रिएक्टर में प्राथमिक शीतलक पाइपिंग तक पहुंच को रिएक्टर बिजली संचालन के दौरान प्रतिबंधित किया जाना चाहिए।[36] यह प्राथमिक शीतलक प्रणाली से द्वितीयक भाप चक्र में रिसाव का एक संवेदनशील और तत्काल संकेतक है और ऐसे रिसाव का पता लगाने का प्राथमिक साधन है।[36]

अपरूप (Allotropes)

मुख्य लेख: Allotropes of nitrogen

परमाण्विक नाइट्रोजन, जिसे सक्रिय नाइट्रोजन के रूप में भी जाना जाता है, अत्यधिक प्रतिक्रियाशील है, जो तीन अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों के साथ एक ट्राइरेडिकल है। मुक्त नाइट्रोजन परमाणु आसानी से नाइट्राइड बनाने के लिए अधिकांश तत्वों के साथ प्रतिक्रिया करते हैं, और यहां तक कि जब दो मुक्त नाइट्रोजन परमाणु एक उत्तेजित N2 अणु का उत्पादन करने के लिए टकराते हैं, तो वे कार्बन डाइऑक्साइड और पानी जैसे स्थिर अणुओं के साथ टकराव पर इतनी ऊर्जा छोड़ सकते हैं कि वे CO और O या OH और H जैसे रेडिकल्स में होमोलाइटिक विखंडन का कारण बन सकते हैं। परमाण्विक नाइट्रोजन को 0.1–2 mmHg पर नाइट्रोजन गैस के माध्यम से विद्युत डिस्चार्ज पारित करके तैयार किया जाता है, जो परमाण्विक नाइट्रोजन के साथ एक आड़ू-पीला उत्सर्जन उत्पन्न करता है जो डिस्चार्ज समाप्त होने के बाद भी कई मिनटों तक आफ्टरग्लो के रूप में धीरे-धीरे फीका पड़ जाता है।[21]

परमाण्विक नाइट्रोजन की महान प्रतिक्रियाशीलता को देखते हुए, तात्विक नाइट्रोजन आमतौर पर आणविक N2, डाइनाइट्रोजन के रूप में होता है। यह अणु मानक स्थितियों पर एक रंगहीन, गंधहीन और स्वादहीन प्रतिचुंबकीय (diamagnetic) गैस है: यह −210 °C पर पिघलता है और −196 °C पर उबलता है।[21] डाइनाइट्रोजन कमरे के तापमान पर अधिकांशतः निष्क्रिय है, लेकिन फिर भी यह लिथियम धातु और कुछ संक्रमण धातु परिसरों के साथ प्रतिक्रिया करेगा। यह इसके बंधन के कारण है, जो मानक स्थितियों पर द्विपरमाणुक तत्वों के बीच अद्वितीय है क्योंकि इसमें N≡N त्रि-बंधन (triple bond) होता है। त्रि-बंधनों की बंधन लंबाई कम होती है (इस मामले में, 109.76 pm) और उच्च पृथक्करण ऊर्जा (इस मामले में, 945.41 kJ/mol) होती है, और इसलिए ये बहुत मजबूत होते हैं, जो डाइनाइट्रोजन की रासायनिक प्रतिक्रियाशीलता के निम्न स्तर की व्याख्या करते हैं।[21][37]

वायुमंडलीय दबाव पर, आणविक नाइट्रोजन 77 K (−195.79 °C) पर संघनित (द्रवीकृत) होता है और 63 K (−210.01 °C) पर जमकर[38] बीटा हेक्सागोनल क्लोज-पैक्ड क्रिस्टल अपरूप रूप में आ जाता है। 35.4 K (−237.6 °C) से नीचे नाइट्रोजन घनीय क्रिस्टल अपरूप रूप (जिसे अल्फा चरण कहा जाता है) ग्रहण करता है।[39] तरल नाइट्रोजन, एक रंगहीन तरल जो दिखने में पानी जैसा होता है, लेकिन घनत्व का 80.8% (अपने क्वथनांक पर तरल नाइट्रोजन का घनत्व 0.808 g/mL है), एक सामान्य क्रायोजन है।[40] ठोस नाइट्रोजन के कई क्रिस्टलीय संशोधन हैं। यह प्लूटो[41] और सौर मंडल के बाहरी चंद्रमाओं जैसे ट्राइटन पर एक महत्वपूर्ण गतिशील सतह कवरेज बनाता है।[42] ठोस नाइट्रोजन के कम तापमान पर भी यह काफी वाष्पशील है और वायुमंडल बनाने के लिए ऊर्ध्वपातन (sublimation) कर सकता है, या नाइट्रोजन पाले में वापस संघनित हो सकता है। यह बहुत कमजोर है और ग्लेशियरों के रूप में बहता है, और ट्राइटन पर ध्रुवीय बर्फ की टोपी क्षेत्र से नाइट्रोजन गैस के गीजर (geysers) निकलते हैं।[43]

नाइट्रोजन के अन्य अपरूप मौजूद हैं या सैद्धांतिक रूप से खोजे गए हैं। डाइनाइट्रोजन के अलावा, रसायनज्ञों ने लंबे समय से अन्य तटस्थ अपरूप को संश्लेषित और स्थिर करने की मांग की है, जो आमतौर पर बहुत कम स्थिर होते हैं और अक्सर केवल क्षणिक रूप से या चरम स्थितियों में मौजूद होते हैं। इन रसायनों में बहुत उच्च ऊर्जा घनत्व वाली सामग्रियों के रूप में संभावित अनुप्रयोग हो सकते हैं जिनका उपयोग शक्तिशाली प्रणोदक या विस्फोटकों के रूप में किया जा सकता है।[44]

हेक्सानिट्रोजन (N6) का संश्लेषण, जो एजाइड के डाइमर के समान संरचना वाला एक मध्यम स्थिर अणु है, 2025 में रिपोर्ट किया गया था।[45]

रसायन विज्ञान और यौगिक

डाइनाइट्रोजन परिसर

मुख्य लेख: Dinitrogen complex

खोजा गया डाइनाइट्रोजन परिसर का पहला उदाहरण [Ru(NH3)5(N2)]2+ था (दाएं चित्र देखें), और जल्द ही ऐसे कई अन्य परिसरों की खोज की गई। ये परिसर, जिसमें एक नाइट्रोजन अणु एक केंद्रीय धातु धनायन को इलेक्ट्रॉनों की कम से कम एक लोन जोड़ी दान करता है, यह दर्शाते हैं कि N2 नाइट्रोजनेज और हेबर प्रक्रिया के लिए उत्प्रेरक में धातु (धातुओं) से कैसे जुड़ सकता है: डाइनाइट्रोजन सक्रियण से जुड़ी ये प्रक्रियाएं जीव विज्ञान और उर्वरकों के उत्पादन में महत्वपूर्ण हैं।[46][47]

डाइनाइट्रोजन पांच अलग-अलग तरीकों से धातुओं के साथ समन्वय करने में सक्षम है। अधिक अच्छी तरह से वर्णित तरीके एंड-ऑन M←N≡N (η1) और M←N≡N→M (μ, bis-η1) हैं, जिसमें नाइट्रोजन परमाणुओं पर लोन जोड़े धातु धनायन को दान किए जाते हैं। कम अच्छी तरह से वर्णित तरीकों में डाइनाइट्रोजन त्रि-बंधन से इलेक्ट्रॉन जोड़े दान करना शामिल है, या तो दो धातु धनायनों के लिए ब्रिजिंग लिगेंड के रूप में (μ, bis-η2) या केवल एक के लिए (η2)। पांचवां और अद्वितीय तरीका एक ब्रिजिंग लिगेंड के रूप में त्रि-समन्वय शामिल है, जो त्रि-बंधन से सभी तीन इलेक्ट्रॉन जोड़े दान करता है (μ3-N2)। कुछ परिसरों में कई N2 लिगेंड होते हैं और कुछ में N2 कई तरीकों से बंधा होता है। चूंकि N2 कार्बन मोनोऑक्साइड (CO) और एसिटिलीन (C2H2) के साथ आइसोइलेक्ट्रॉनिक है, डाइनाइट्रोजन परिसरों में बंधन कार्बोनिल यौगिकों के समान है, हालांकि N2, CO की तुलना में एक कमजोर σ-दाता और π-स्वीकर्ता है। सैद्धांतिक अध्ययन बताते हैं कि σ दान M–N बंधन के गठन की अनुमति देने वाला π बैक-डोनेशन की तुलना में एक अधिक महत्वपूर्ण कारक है, जो ज्यादातर केवल N–N बंधन को कमजोर करता है, और एंड-ऑन (η1) दान साइड-ऑन (η2) दान की तुलना में अधिक आसानी से पूरा किया जाता है।[21]

आज, डाइनाइट्रोजन परिसर लगभग सभी संक्रमण धातुओं के लिए ज्ञात हैं, जो कई सौ यौगिकों के लिए जिम्मेदार हैं। वे आमतौर पर तीन तरीकों से तैयार किए जाते हैं:[21]

  1. H2O, H−, या CO जैसे अस्थिर लिगेंड को सीधे नाइट्रोजन द्वारा बदलना: ये अक्सर प्रतिवर्ती प्रतिक्रियाएं होती हैं जो हल्की स्थितियों में आगे बढ़ती हैं।
  2. नाइट्रोजन गैस के तहत अतिरिक्त में एक उपयुक्त सह-लिगेंड की उपस्थिति में धातु परिसरों को कम करना। एक सामान्य विकल्प में क्लोराइड लिगेंड को डाइमिथाइलफेनिलफॉस्फीन (PMe2Ph) के साथ बदलना शामिल है ताकि मूल क्लोरीन लिगेंड से जुड़े नाइट्रोजन लिगेंड की कम संख्या की भरपाई की जा सके।
  3. N–N बंधन वाले लिगेंड को, जैसे कि हाइड्राज़ीन या एजाइड, सीधे डाइनाइट्रोजन लिगेंड में बदलना।

कभी-कभी N≡N बंधन सीधे धातु परिसर के भीतर बन सकता है, उदाहरण के लिए समन्वित अमोनिया (NH3) को नाइट्रस एसिड (HNO2) के साथ सीधे प्रतिक्रिया करके, लेकिन यह आम तौर पर लागू नहीं होता है। अधिकांश डाइनाइट्रोजन परिसरों में सफेद-पीले-नारंगी-लाल-भूरे रंग की सीमा के भीतर रंग होते हैं; कुछ अपवाद ज्ञात हैं, जैसे कि नीला [{Ti(η5-C5H5)2}2-(N2)]।[21]

नाइट्राइड, एजाइड, और नाइट्रिडो परिसर

नाइट्रोजन आवर्त सारणी में पहले दो उत्कृष्ट गैसों, हीलियम और नियॉन, और बिस्मथ के बाद के कुछ बहुत ही अल्पकालिक तत्वों को छोड़कर लगभग सभी तत्वों के साथ बंधता है, जिससे विभिन्न गुणों और अनुप्रयोगों वाले बाइनरी यौगिकों की एक विशाल विविधता पैदा होती है।[21] कई बाइनरी यौगिक ज्ञात हैं: नाइट्रोजन हाइड्राइड, ऑक्साइड और फ्लोराइड को छोड़कर, इन्हें आमतौर पर नाइट्राइड कहा जाता है। अधिकांश तत्वों के लिए कई स्टोइकोमेट्रिक चरण आमतौर पर मौजूद होते हैं (जैसे MnN, Mn6N5, Mn3N2, Mn2N, Mn4N, और 9.2 < x < 25.3 के लिए MnxN)। उन्हें "नमक-जैसा" (ज्यादातर आयनिक), सहसंयोजक, "हीरे-जैसा", और धात्विक (या इंटरस्टिशियल) के रूप में वर्गीकृत किया जा सकता है, हालांकि इस वर्गीकरण की सीमाएं हैं जो आम तौर पर बंधन प्रकारों की निरंतरता से उत्पन्न होती हैं, न कि अलग और पृथक प्रकारों से जो यह निहित करता है। वे आमतौर पर एक धातु को नाइट्रोजन या अमोनिया के साथ सीधे प्रतिक्रिया करके (कभी-कभी गर्म करने के बाद), या धातु एमाइड्स के तापीय अपघटन द्वारा तैयार किए जाते हैं:[48]

3 Ca + N2 → Ca3N2
3 Mg + 2 NH3 → Mg3N2 + 3 H2 (900 °C पर)
3 Zn(NH2)2 → Zn3N2 + 4 NH3

इन प्रक्रियाओं पर कई प्रकार संभव हैं। इन नाइट्राइडों में सबसे आयनिक क्षार धातु और क्षारीय मृदा धातु के हैं, Li3N (Na, K, Rb, और Cs स्टेरिक कारणों से स्थिर नाइट्राइड नहीं बनाते हैं) और M3N2 (M = Be, Mg, Ca Sr, Ba)। इन्हें औपचारिक रूप से N3− आयन के लवण के रूप में माना जा सकता है, हालांकि इन अत्यधिक इलेक्ट्रोपॉजिटिव तत्वों के लिए भी आवेश पृथक्करण वास्तव में पूर्ण नहीं है। हालांकि, रैखिक N3- आयन की विशेषता वाले क्षार धातु एजाइड NaN3 और KN3, अच्छी तरह से ज्ञात हैं, जैसे कि Sr(N3)2 और Ba(N3)2। B-उपसमूह धातुओं (समूह 11 से 16 तक) के एजाइड बहुत कम आयनिक होते हैं, उनकी संरचनाएं अधिक जटिल होती हैं, और झटके लगने पर आसानी से विस्फोट हो जाते हैं।[48]

कई सहसंयोजक बाइनरी नाइट्राइड ज्ञात हैं। उदाहरणों में साइनोजन ((CN)2), ट्राइफॉस्फोरस पेंटानिट्राइड (P3N5), डाइसल्फर डाइनाइट्राइड (S2N2), और टेट्रासल्फर टेट्रानिट्राइड (S4N4) शामिल हैं। अनिवार्य रूप से सहसंयोजक सिलिकॉन नाइट्राइड (Si3N4) और जर्मेनियम नाइट्राइड (Ge3N4) भी ज्ञात हैं: सिलिकॉन नाइट्राइड, विशेष रूप से, एक आशाजनक सिरेमिक बनाएगा यदि इसके साथ काम करने और इसे सिंटर करने की कठिनाई न होती। विशेष रूप से, समूह 13 नाइट्राइड, जिनमें से अधिकांश आशाजनक अर्धचालक हैं, ग्रेफाइट, हीरे और सिलिकॉन कार्बाइड के साथ आइसोइलेक्ट्रॉनिक हैं और उनकी संरचनाएं समान हैं: समूह में नीचे जाने पर उनका बंधन सहसंयोजक से आंशिक रूप से आयनिक से धात्विक में बदल जाता है। विशेष रूप से, चूंकि B–N इकाई C–C के लिए आइसोइलेक्ट्रॉनिक है, और कार्बन अनिवार्य रूप से बोरॉन और नाइट्रोजन के बीच आकार में मध्यवर्ती है, कार्बनिक रसायन विज्ञान का बहुत कुछ बोरॉन–नाइट्रोजन रसायन विज्ञान में एक प्रतिध्वनि पाता है, जैसे कि बोराज़ीन ("अकार्बनिक बेंजीन") में। फिर भी, बोरॉन में इलेक्ट्रॉनों की कमी के कारण न्यूक्लियोफिलिक हमले की आसानी के कारण सादृश्य सटीक नहीं है, जो पूरी तरह से कार्बन-युक्त रिंग में संभव नहीं है।[48]

नाइट्राइडों की सबसे बड़ी श्रेणी MN, M2N, और M4N (हालांकि परिवर्तनीय संरचना पूरी तरह से संभव है) सूत्रों के इंटरस्टिशियल नाइट्राइड हैं, जहां छोटे नाइट्रोजन परमाणु एक धात्विक घनीय या हेक्सागोनल क्लोज-पैक्ड जाली के अंतराल में स्थित होते हैं। वे अपारदर्शी, बहुत कठोर और रासायनिक रूप से निष्क्रिय होते हैं, जो केवल बहुत उच्च तापमान (आमतौर पर 2500 °C से अधिक) पर पिघलते हैं। उनमें धात्विक चमक होती है और वे धातुओं की तरह बिजली का संचालन करते हैं। वे अमोनिया या नाइट्रोजन देने के लिए केवल बहुत धीरे-धीरे हाइड्रोलाइज होते हैं।[48]

नाइट्राइड आयन (N3−) लिगेंडों के बीच ज्ञात सबसे मजबूत π दाता है (दूसरा सबसे मजबूत O2− है)। नाइट्रिडो परिसर आमतौर पर एजाइड के तापीय अपघटन द्वारा या अमोनिया को डीप्रोटोनेट करके बनाए जाते हैं, और उनमें आमतौर पर एक टर्मिनल {≡N}3− समूह शामिल होता है। रैखिक एजाइड आयन (N3-), नाइट्रस ऑक्साइड, कार्बन डाइऑक्साइड, और सायानेट के साथ आइसोइलेक्ट्रॉनिक होने के कारण, कई समन्वय परिसर बनाता है। आगे का कैटेनशन दुर्लभ है, हालांकि N44- (कार्बोनेट और नाइट्रेट के साथ आइसोइलेक्ट्रॉनिक) ज्ञात है।[48]

हाइड्राइड

[49] औद्योगिक रूप से, अमोनिया (NH3) नाइट्रोजन का सबसे महत्वपूर्ण यौगिक है और इसे किसी भी अन्य यौगिक की तुलना में अधिक मात्रा में तैयार किया जाता है क्योंकि यह भोजन और उर्वरकों के अग्रदूत के रूप में कार्य करके स्थलीय जीवों की पोषण संबंधी जरूरतों में महत्वपूर्ण योगदान देता है। यह एक रंगहीन क्षारीय गैस है जिसमें एक विशिष्ट तीखी गंध होती है। हाइड्रोजन बंधन की उपस्थिति का अमोनिया पर बहुत महत्वपूर्ण प्रभाव पड़ता है, जो इसे इसके उच्च गलनांक (−78 °C) और क्वथनांक (−33 °C) बिंदु प्रदान करता है। एक तरल के रूप में, यह वाष्पीकरण की उच्च गर्मी (इसे वैक्यूम फ्लास्क में उपयोग करने में सक्षम बनाता है) के साथ एक बहुत अच्छा विलायक है, जिसमें कम चिपचिपाहट और विद्युत चालकता और उच्च परावैद्युत स्थिरांक (dielectric constant) भी है, और यह पानी से कम घना है। हालांकि, NH3 में हाइड्रोजन बंधन H2O की तुलना में कमजोर है क्योंकि ऑक्सीजन की तुलना में नाइट्रोजन की कम विद्युत ऋणात्मकता है और H2O में दो के बजाय NH3 में केवल एक लोन जोड़ी की उपस्थिति है। यह जलीय घोल में एक कमजोर आधार है (pKb 4.74); इसका संयुग्मी अम्ल अमोनियम, NH4+ है। यह एक अत्यंत कमजोर अम्ल के रूप में भी कार्य कर सकता है, एमाइड आयन, NH2- उत्पन्न करने के लिए एक प्रोटॉन खो सकता है। इस प्रकार यह अमोनियम और एमाइड उत्पन्न करने के लिए पानी के समान स्व-पृथक्करण से गुजरता है। अमोनिया हवा या ऑक्सीजन में जलता है, हालांकि आसानी से नहीं, नाइट्रोजन गैस उत्पन्न करने के लिए; यह नाइट्रोजन ट्राइफ्लोराइड देने के लिए हरे-पीले लौ के साथ फ्लोरीन में जलता है। अन्य अधातुओं के साथ प्रतिक्रियाएं बहुत जटिल हैं और उत्पादों के मिश्रण की ओर ले जाती हैं। अमोनिया नाइट्राइड देने के लिए धातुओं के साथ गर्म करने पर प्रतिक्रिया करता है।[50]

कई अन्य बाइनरी नाइट्रोजन हाइड्राइड ज्ञात हैं, लेकिन सबसे महत्वपूर्ण हाइड्राज़ीन (N2H4) और हाइड्रोजन एजाइड (HN3) हैं। हालांकि यह नाइट्रोजन हाइड्राइड नहीं है, हाइड्रॉक्सिलमाइन (NH2OH) अमोनिया और हाइड्राज़ीन के समान गुणों और संरचना में है। हाइड्राज़ीन एक धूएँदार, रंगहीन तरल है जो अमोनिया के समान गंध करता है। इसके भौतिक गुण पानी के बहुत समान हैं (गलनांक 2.0 °C, क्वथनांक 113.5 °C, घनत्व 1.00 g/cm3)। इसके एंडोथर्मिक यौगिक होने के बावजूद, यह गतिज रूप से स्थिर है। यह नाइट्रोजन और जल वाष्प देने के लिए हवा में बहुत तेजी से और पूरी तरह से एक्सोथर्मिक रूप से जलता है। यह एक बहुत ही उपयोगी और बहुमुखी अपचायक है और अमोनिया की तुलना में एक कमजोर आधार है।[51] इसका उपयोग रॉकेट ईंधन के रूप में भी किया जाता है।[52]

हाइड्राज़ीन आमतौर पर जिलेटिन या गोंद की उपस्थिति में क्षारीय सोडियम हाइपोक्लोराइट के साथ अमोनिया की प्रतिक्रिया द्वारा बनाया जाता है:[51]

NH3 + OCl− → NH2Cl + OH−
NH2Cl + NH3 → N2H5+ + Cl− (धीमी)
N2H5+ + OH− → N2H4 + H2O (तेज)

(हाइड्रॉक्साइड और अमोनिया द्वारा हमले को उलट दिया जा सकता है, इस प्रकार मध्यवर्ती NHCl− के माध्यम से गुजरता है।) जिलेटिन जोड़ने का कारण यह है कि यह Cu2+ जैसे धातु आयनों को हटा देता है जो अमोनियम क्लोराइड और नाइट्रोजन उत्पन्न करने के लिए मोनोक्लोरामाइन (NH2Cl) के साथ प्रतिक्रिया करके हाइड्राज़ीन के विनाश को उत्प्रेरित करता है।[51]

हाइड्रोजन एजाइड (HN3) का उत्पादन पहली बार 1890 में नाइट्रस एसिड द्वारा जलीय हाइड्राज़ीन के ऑक्सीकरण द्वारा किया गया था। यह बहुत विस्फोटक है और पतला घोल भी खतरनाक हो सकता है। इसमें एक अप्रिय और परेशान करने वाली गंध है और यह एक संभावित घातक (लेकिन संचयी नहीं) जहर है। इसे एजाइड आयन का संयुग्मी अम्ल माना जा सकता है, और यह इसी तरह हाइड्रोहेलिक अम्ल के अनुरूप है।[51]

हैलाइड और ऑक्सोहैलाइड

सभी चार सरल नाइट्रोजन ट्राइहैलाइड ज्ञात हैं। कुछ मिश्रित हैलाइड और हाइड्रोहैलाइड ज्ञात हैं, लेकिन ज्यादातर अस्थिर हैं; उदाहरणों में NClF2, NCl2F, NBrF2, NF2H, NFH2, NCl2H, और NClH2 शामिल हैं।[53]

नाइट्रोजन ट्राइफ्लोराइड (NF3, पहली बार 1928 में तैयार किया गया) एक रंगहीन और गंधहीन गैस है जो थर्मोडायनामिक रूप से स्थिर है, और निर्जल हाइड्रोजन फ्लोराइड में घुले हुए पिघले हुए अमोनियम फ्लोराइड के इलेक्ट्रोलेसिस द्वारा सबसे आसानी से उत्पादित होती है। कार्बन टेट्राफ्लोराइड की तरह, यह बिल्कुल भी प्रतिक्रियाशील नहीं है और पानी या पतले जलीय एसिड या क्षार में स्थिर है। केवल गर्म होने पर ही यह एक फ्लोरीनेटिंग एजेंट के रूप में कार्य करता है, और यह उच्च तापमान पर संपर्क में आने पर तांबा, आर्सेनिक, एंटीमनी और बिस्मथ के साथ प्रतिक्रिया करके टेट्राफ्लोरोहाइड्राज़ीन (N2F4) देता है। धनायन NF4+ और N2F3+ भी ज्ञात हैं (बाद वाला आर्सेनिक पेंटाफ्लोराइड जैसे मजबूत फ्लोराइड-स्वीकर्ताओं के साथ टेट्राफ्लोरोहाइड्राज़ीन की प्रतिक्रिया से), जैसा कि ONF3 है, जिसने कम N–O दूरी के कारण रुचि जगाई है जो आंशिक दोहरे बंधन और अत्यधिक ध्रुवीय और लंबे N–F बंधन का संकेत देती है। टेट्राफ्लोरोहाइड्राज़ीन, हाइड्राज़ीन के विपरीत, कमरे के तापमान और उससे ऊपर रेडिकल NF2• देने के लिए अलग हो सकता है। फ्लोरीन एजाइड (FN3) बहुत विस्फोटक और तापीय रूप से अस्थिर है। डाइनाइट्रोजन डाइफ्लोराइड (N2F2) तापीय रूप से इंटरकन्वर्टिबल cis और trans आइसोमर्स के रूप में मौजूद है, और पहली बार FN3 के तापीय अपघटन के उत्पाद के रूप में पाया गया था।[53]

नाइट्रोजन ट्राइक्लोराइड (NCl3) एक सघन, वाष्पशील और विस्फोटक तरल है जिसके भौतिक गुण कार्बन टेट्राक्लोराइड के समान हैं, हालाँकि एक अंतर यह है कि NCl3 पानी द्वारा आसानी से जल-अपघटित (hydrolysed) हो जाता है जबकि CCl4 नहीं होता। इसे पहली बार 1811 में पियरे लुई डुलोंग द्वारा संश्लेषित किया गया था, जिन्होंने इसकी विस्फोटक प्रवृत्तियों के कारण अपनी तीन उंगलियां और एक आंख खो दी थी। एक तनु गैस के रूप में यह कम खतरनाक होता है और इसलिए औद्योगिक रूप से आटे को ब्लीच और स्टरलाइज़ करने के लिए उपयोग किया जाता है। नाइट्रोजन ट्राइब्रोमाइड (NBr3), जिसे पहली बार 1975 में तैयार किया गया था, एक गहरा लाल, तापमान-संवेदनशील, वाष्पशील ठोस है जो −100 °C पर भी विस्फोटक होता है। नाइट्रोजन ट्राईआयोडाइड (NI3) और भी अधिक अस्थिर है और इसे केवल 1990 में तैयार किया गया था। अमोनिया के साथ इसका एडक्ट (adduct), जो पहले से ज्ञात था, झटके के प्रति बहुत संवेदनशील है: इसे पंख के स्पर्श, हवा के झोंकों या अल्फा कणों द्वारा भी सक्रिय किया जा सकता है।[53][54] इस कारण से, नाइट्रोजन ट्राईआयोडाइड की थोड़ी मात्रा को कभी-कभी हाई स्कूल के रसायन विज्ञान के छात्रों के लिए प्रदर्शन के रूप में या "रासायनिक जादू" के एक कार्य के रूप में संश्लेषित किया जाता है।[55] क्लोरीन एज़ाइड (ClN3) और ब्रोमीन एज़ाइड (BrN3) अत्यधिक संवेदनशील और विस्फोटक होते हैं।[56][57]

नाइट्रोजन ऑक्सोहेलाइड्स की दो श्रृंखलाएं ज्ञात हैं: नाइट्रोसिल हैलाइड्स (XNO) और नाइट्रिल हैलाइड्स (XNO2)। पहली बहुत प्रतिक्रियाशील गैसें हैं जिन्हें नाइट्रस ऑक्साइड को सीधे हैलोजनीकरण करके बनाया जा सकता है। नाइट्रोसिल फ्लोराइड (NOF) रंगहीन है और एक जोरदार फ्लोरीनेटिंग एजेंट है। नाइट्रोसिल क्लोराइड (NOCl) काफी हद तक इसी तरह व्यवहार करता है और अक्सर एक आयनकारी विलायक के रूप में उपयोग किया जाता है। नाइट्रोसिल ब्रोमाइड (NOBr) लाल होता है। नाइट्रिल हैलाइड्स की प्रतिक्रियाएं अधिकतर समान होती हैं: नाइट्रिल फ्लोराइड (FNO2) और नाइट्रिल क्लोराइड (ClNO2) भी इसी तरह प्रतिक्रियाशील गैसें और जोरदार हैलोजनेटिंग एजेंट हैं।[53]

ऑक्साइड

मुख्य लेख: Nitrogen oxide

नाइट्रोजन नौ आणविक ऑक्साइड बनाता है, जिनमें से कुछ सबसे पहले पहचाने गए गैसों में से थे: N2O (नाइट्रस ऑक्साइड), NO (नाइट्रिक ऑक्साइड), N2O3 (डाइनाइट्रोजन ट्राइऑक्साइड), NO2 (नाइट्रोजन डाइऑक्साइड), N2O4 (डाइनाइट्रोजन टेट्रॉक्साइड), N2O5 (डाइनाइट्रोजन पेंटॉक्साइड), N4O (नाइट्रोसिलएज़ाइड),[58] और N(NO2)3 (ट्राइनाइट्रामाइड)।[59] सभी अपने तत्वों में अपघटन के प्रति तापीय रूप से अस्थिर हैं। एक अन्य संभावित ऑक्साइड जिसे अभी तक संश्लेषित नहीं किया गया है, वह ऑक्साटेट्राज़ोल (N4O) है, जो एक सुगंधित वलय (aromatic ring) है।[58]

नाइट्रस ऑक्साइड (N2O), जिसे लाफिंग गैस के रूप में बेहतर जाना जाता है, 250 °C पर पिघले हुए अमोनियम नाइट्रेट के तापीय अपघटन द्वारा बनाया जाता है। यह एक रेडॉक्स प्रतिक्रिया है और इसलिए नाइट्रिक ऑक्साइड और नाइट्रोजन भी उप-उत्पादों के रूप में उत्पन्न होते हैं। इसका उपयोग मुख्य रूप से स्प्रे की गई डिब्बाबंद व्हीप्ड क्रीम के लिए प्रणोदक और वातन एजेंट के रूप में किया जाता है, और पहले इसे आमतौर पर एनेस्थेटिक के रूप में उपयोग किया जाता था। दिखावे के बावजूद, इसे हाइपोनाइट्रस एसिड (H2N2O2) का एनहाइड्राइड नहीं माना जा सकता है क्योंकि वह एसिड पानी में नाइट्रस ऑक्साइड के घुलने से उत्पन्न नहीं होता है। यह काफी हद तक अप्रतिक्रियाशील है (कमरे के तापमान पर हैलोजन, क्षार धातुओं या ओजोन के साथ प्रतिक्रिया नहीं करता है, हालांकि गर्म करने पर प्रतिक्रियाशीलता बढ़ जाती है) और इसकी असममित संरचना N–N–O (N≡N+O−↔−N=N+=O) होती है: 600 °C से ऊपर यह कमजोर N–O बंधन को तोड़कर अलग हो जाता है।[58] नाइट्रिक ऑक्साइड (NO) विषम संख्या में इलेक्ट्रॉनों वाला सबसे सरल स्थिर अणु है। मनुष्यों सहित स्तनधारियों में, यह एक महत्वपूर्ण कोशिकीय सिग्नलिंग अणु है जो कई शारीरिक और रोग संबंधी प्रक्रियाओं में शामिल है।[60] यह अमोनिया के उत्प्रेरक ऑक्सीकरण द्वारा बनता है। यह एक रंगहीन पैरामैग्नेटिक गैस है जो, थर्मोडायनामिक रूप से अस्थिर होने के कारण, 1100–1200 °C पर नाइट्रोजन और ऑक्सीजन गैस में विघटित हो जाती है। इसका बंधन नाइट्रोजन के समान है, लेकिन एक अतिरिक्त इलेक्ट्रॉन को एक π* एंटीबॉन्डिंग ऑर्बिटल में जोड़ा जाता है और इस प्रकार बंधन क्रम घटकर लगभग 2.5 हो गया है; इसलिए O=N–N=O में डाइमेराइजेशन क्वथनांक से नीचे को छोड़कर प्रतिकूल है (जहाँ cis आइसोमर अधिक स्थिर है) क्योंकि यह वास्तव में कुल बंधन क्रम को नहीं बढ़ाता है और क्योंकि अयुग्मित इलेक्ट्रॉन NO अणु में विस्थानीकृत (delocalised) होता है, जो इसे स्थिरता प्रदान करता है। जब नाइट्रिक ऑक्साइड को ध्रुवीय अणुओं के साथ संघनित किया जाता है तो असममित लाल डाइमर O=N–O=N के लिए भी प्रमाण मौजूद हैं। यह भूरे रंग की नाइट्रोजन डाइऑक्साइड देने के लिए ऑक्सीजन के साथ और नाइट्रोसिल हैलाइड्स देने के लिए हैलोजन के साथ प्रतिक्रिया करता है। यह नाइट्रोसिल कॉम्प्लेक्स देने के लिए संक्रमण धातु यौगिकों के साथ भी प्रतिक्रिया करता है, जिनमें से अधिकांश गहरे रंग के होते हैं।[58]

नीला डाइनाइट्रोजन ट्राइऑक्साइड (N2O3) केवल ठोस के रूप में उपलब्ध है क्योंकि यह अपने गलनांक से ऊपर तेजी से विघटित होकर नाइट्रिक ऑक्साइड, नाइट्रोजन डाइऑक्साइड (NO2), और डाइनाइट्रोजन टेट्रॉक्साइड (N2O4) देता है। बाद के दो यौगिकों का व्यक्तिगत रूप से अध्ययन करना थोड़ा कठिन है क्योंकि उनके बीच संतुलन होता है, हालांकि कभी-कभी डाइनाइट्रोजन टेट्रॉक्साइड उच्च ढांकता हुआ स्थिरांक (dielectric constant) वाले माध्यम में हेटेरोलिटिक विखंडन द्वारा नाइट्रोसोनियम और नाइट्रेट में प्रतिक्रिया कर सकता है। नाइट्रोजन डाइऑक्साइड एक तीखी, संक्षारक भूरी गैस है। दोनों यौगिकों को सूखे धातु नाइट्रेट को विघटित करके आसानी से तैयार किया जा सकता है। दोनों नाइट्रिक एसिड बनाने के लिए पानी के साथ प्रतिक्रिया करते हैं। डाइनाइट्रोजन टेट्रॉक्साइड निर्जल धातु नाइट्रेट्स और नाइट्रेटो कॉम्प्लेक्स की तैयारी के लिए बहुत उपयोगी है, और यह 1950 के दशक के अंत तक संयुक्त राज्य अमेरिका और यूएसएसआर दोनों में कई रॉकेटों के लिए पसंद का भंडारण योग्य ऑक्सीडाइज़र बन गया। ऐसा इसलिए है क्योंकि यह हाइड्राज़ीन-आधारित रॉकेट ईंधन के संयोजन में एक हाइपरगोलिक प्रणोदक है और इसे आसानी से संग्रहीत किया जा सकता है क्योंकि यह कमरे के तापमान पर तरल होता है।[58]

तापीय रूप से अस्थिर और अत्यधिक प्रतिक्रियाशील डाइनाइट्रोजन पेंटॉक्साइड (N2O5) नाइट्रिक एसिड का एनहाइड्राइड है, और इसे फास्फोरस पेंटॉक्साइड के साथ निर्जलीकरण द्वारा इससे बनाया जा सकता है। यह विस्फोटकों की तैयारी के लिए रुचि का विषय है।[61] यह एक प्रस्वेदी (deliquescent), रंगहीन क्रिस्टलीय ठोस है जो प्रकाश के प्रति संवेदनशील है। ठोस अवस्था में यह [NO2]+[NO3]− संरचना के साथ आयनिक होता है; गैस के रूप में और घोल में यह आणविक O2N–O–NO2 होता है। नाइट्रिक एसिड में जलयोजन आसानी से हो जाता है, जैसा कि हाइड्रोजन पेरोक्साइड के साथ अनुरूप प्रतिक्रिया होती है जो पेरोक्सोनिट्रिक एसिड (HOONO2) देती है। यह एक हिंसक ऑक्सीकरण एजेंट है। गैसीय डाइनाइट्रोजन पेंटॉक्साइड इस प्रकार विघटित होता है:[58]

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

ऑक्सोएसिड, ऑक्सोएनायन और ऑक्सोएसिड लवण

कई नाइट्रोजन ऑक्सोएसिड ज्ञात हैं, हालांकि उनमें से अधिकांश शुद्ध यौगिकों के रूप में अस्थिर हैं और केवल जलीय घोल या लवण के रूप में जाने जाते हैं। हाइपोनाइट्रस एसिड (H2N2O2) HON=NOH संरचना (pKa1 6.9, pKa2 11.6) वाला एक कमजोर द्विप्रोटिक एसिड है। अम्लीय घोल काफी स्थिर होते हैं लेकिन pH 4 से ऊपर [HONNO]− के माध्यम से नाइट्रस ऑक्साइड और हाइड्रॉक्साइड आयन में क्षार-उत्प्रेरित अपघटन होता है। हाइपोनाइट्राइट (N2O22- आयन को शामिल करते हुए) कम करने वाले एजेंटों के प्रति स्थिर होते हैं और अधिक सामान्यतः स्वयं कम करने वाले एजेंटों के रूप में कार्य करते हैं। वे अमोनिया के नाइट्राइट में ऑक्सीकरण में एक मध्यवर्ती चरण हैं, जो नाइट्रोजन चक्र में होता है। हाइपोनाइट्राइट एक ब्रिजिंग या कीलेटिंग बाइडेंटेट लिगैंड के रूप में कार्य कर सकता है।[62]

नाइट्रस एसिड (HNO2) शुद्ध यौगिक के रूप में ज्ञात नहीं है, लेकिन गैसीय संतुलन में एक सामान्य घटक है और एक महत्वपूर्ण जलीय अभिकर्मक है: इसके जलीय घोल ठंडे जलीय नाइट्राइट (NO2-, मुड़ा हुआ) घोल को अम्लीकृत करके बनाए जा सकते हैं, हालांकि कमरे के तापमान पर ही नाइट्रेट और नाइट्रिक ऑक्साइड में असमानुपातन (disproportionation) महत्वपूर्ण होता है। यह 18 °C पर pKa 3.35 वाला एक कमजोर एसिड है। इनका अनुमापन (titration) द्वारा परमैंगनेट द्वारा नाइट्रेट में ऑक्सीकरण करके विश्लेषण किया जा सकता है। इन्हें सल्फर डाइऑक्साइड द्वारा नाइट्रस ऑक्साइड और नाइट्रिक ऑक्साइड में, टिन(II) के साथ हाइपोनाइट्रस एसिड में, और हाइड्रोजन सल्फाइड के साथ अमोनिया में आसानी से कम किया जा सकता है। हाइड्राज़िनियम N2H5+ के लवण नाइट्रस एसिड के साथ प्रतिक्रिया करके एज़ाइड उत्पन्न करते हैं जो आगे प्रतिक्रिया करके नाइट्रस ऑक्साइड और नाइट्रोजन देते हैं। सोडियम नाइट्राइट 100 mg/kg से अधिक सांद्रता में हल्का विषाक्त होता है, लेकिन मांस को संरक्षित करने और जीवाणु खराब होने से बचने के लिए एक संरक्षक के रूप में अक्सर थोड़ी मात्रा का उपयोग किया जाता है। इसका उपयोग हाइड्रॉक्सिलमाइन को संश्लेषित करने और प्राथमिक सुगंधित एमाइन को निम्नानुसार डायज़ोटाइज़ करने के लिए भी किया जाता है:[62]

ArNH2 + HNO2 → [ArNN]Cl + 2 H2O

नाइट्राइट भी एक सामान्य लिगैंड है जो पांच तरीकों से समन्वय कर सकता है। सबसे आम नाइट्रो (नाइट्रोजन से बंधा हुआ) और नाइट्रिटो (ऑक्सीजन से बंधा हुआ) हैं। नाइट्रो-नाइट्रिटो आइसोमेरिज्म सामान्य है, जहाँ नाइट्रिटो रूप आमतौर पर कम स्थिर होता है।[62]

नाइट्रिक एसिड (HNO3) अब तक का सबसे महत्वपूर्ण और नाइट्रोजन ऑक्सोएसिड्स में सबसे स्थिर है। यह तीन सबसे अधिक उपयोग किए जाने वाले एसिडों में से एक है (अन्य दो सल्फ्यूरिक एसिड और हाइड्रोक्लोरिक एसिड हैं) और इसकी खोज सबसे पहले 13वीं शताब्दी में की गई थी। यह अमोनिया के नाइट्रिक ऑक्साइड में उत्प्रेरक ऑक्सीकरण द्वारा बनाया जाता है, जिसे नाइट्रोजन डाइऑक्साइड में ऑक्सीकृत किया जाता है, और फिर सांद्र नाइट्रिक एसिड देने के लिए पानी में घोल दिया जाता है। संयुक्त राज्य अमेरिका में, हर साल सात मिलियन टन से अधिक नाइट्रिक एसिड का उत्पादन होता है, जिसका अधिकांश उपयोग उर्वरकों और विस्फोटकों के लिए नाइट्रेट उत्पादन के लिए किया जाता है। निर्जल नाइट्रिक एसिड को अंधेरे में कांच के उपकरणों में कम दबाव पर फास्फोरस पेंटॉक्साइड के साथ सांद्र नाइट्रिक एसिड को आसुत करके बनाया जा सकता है। इसे केवल ठोस अवस्था में ही बनाया जा सकता है, क्योंकि पिघलने पर यह अनायास नाइट्रोजन डाइऑक्साइड में विघटित हो जाता है, और तरल नाइट्रिक एसिड किसी भी अन्य सहसंयोजक तरल की तुलना में अधिक हद तक स्वतः-आयनन से गुजरता है:[62]

2 HNO3 H2NO3+ + NO3- H2O + [NO2]+ + [NO3]−

दो हाइड्रेट, HNO3·H2O और HNO3·3H2O, ज्ञात हैं जिन्हें क्रिस्टलीकृत किया जा सकता है। यह एक मजबूत एसिड है और सांद्र घोल मजबूत ऑक्सीकरण एजेंट हैं, हालांकि सोना, प्लेटिनम, रोडियम और इरिडियम हमले से प्रतिरक्षित हैं। सांद्र हाइड्रोक्लोरिक एसिड और नाइट्रिक एसिड का 3:1 मिश्रण, जिसे एक्वा रेजिया कहा जाता है, और भी मजबूत है और सफलतापूर्वक सोने और प्लेटिनम को घोल देता है, क्योंकि मुक्त क्लोरीन और नाइट्रोसिल क्लोराइड बनते हैं और क्लोराइड आयन मजबूत कॉम्प्लेक्स बना सकते हैं। सांद्र सल्फ्यूरिक एसिड में, नाइट्रिक एसिड को नाइट्रोनियम बनाने के लिए प्रोटोनेट किया जाता है, जो सुगंधित नाइट्रेशन के लिए एक इलेक्ट्रोफाइल के रूप में कार्य कर सकता है:[62]

HNO3 + 2 H2SO4 NO2+ + H3O+ + 2 HSO4-

नाइट्रेट (त्रिकोणीय समतलीय NO3- आयन को शामिल करते हुए) की तापीय स्थिरता धातु की क्षारीयता पर निर्भर करती है, और इसी तरह अपघटन (थर्मोलिसिस) के उत्पाद भी, जो उनकी सापेक्ष स्थिरता के आधार पर नाइट्राइट (उदाहरण के लिए, सोडियम), ऑक्साइड (पोटेशियम और लेड), या धातु स्वयं (चांदी) के बीच भिन्न हो सकते हैं। नाइट्रेट भी समन्वय के कई तरीकों के साथ एक सामान्य लिगैंड है।[62]

अंत में, हालांकि ऑर्थोनिट्रिक एसिड (H3NO4), जो ऑर्थोफास्फोरिक एसिड के अनुरूप होगा, मौजूद नहीं है, चतुष्फलकीय ऑर्थोनिट्रेट आयन NO43- अपने सोडियम और पोटेशियम लवणों में ज्ञात है:[62]

NaNOA3+NaA2O→300A∘Cfor7daysAgcrucibleNaA3NOA4

ये सफेद क्रिस्टलीय लवण हवा में जल वाष्प और कार्बन डाइऑक्साइड के प्रति बहुत संवेदनशील होते हैं:[62]

Na3NO4 + H2O + CO2 → NaNO3 + NaOH + NaHCO3

अपने सीमित रसायन विज्ञान के बावजूद, ऑर्थोनिट्रेट आयन अपने नियमित चतुष्फलकीय आकार और छोटे N–O बंधन लंबाई के कारण संरचनात्मक दृष्टिकोण से दिलचस्प है, जो बंधन के लिए महत्वपूर्ण ध्रुवीय चरित्र का संकेत देता है।[62]

कार्बनिक नाइट्रोजन यौगिक

नाइट्रोजन कार्बनिक रसायन विज्ञान में सबसे महत्वपूर्ण तत्वों में से एक है। कई कार्बनिक कार्यात्मक समूह में कार्बन-नाइट्रोजन बंधन शामिल होता है, जैसे एमाइड (RCONR2), एमाइन (R3N), इमाइन (RC(=NR)R), इमाइड (RCO)2NR, एज़ाइड (RN3), एज़ो यौगिक (RN2R), सायानेट (ROCN), आइसोसायानेट (RNCO), नाइट्रेट (RONO2), नाइट्राइल (RCN), आइसोनाइट्राइल (RNC), नाइट्राइट (RONO), नाइट्रो यौगिक (RNO2), नाइट्रोसो यौगिक (RNO), ऑक्सिम (RC(=NOH)R), और पिरिडीन डेरिवेटिव। C–N बंधन नाइट्रोजन की ओर दृढ़ता से ध्रुवीकृत होते हैं। इन यौगिकों में, नाइट्रोजन आमतौर पर त्रिसंयोजक होता है (हालाँकि यह चतुर्थक अमोनियम लवण, R4N+ में चतुर्संयोजक हो सकता है), एक लोन पेयर के साथ जो एक प्रोटॉन के साथ समन्वय करके यौगिक पर क्षारीयता प्रदान कर सकता है। इसे अन्य कारकों द्वारा संतुलित किया जा सकता है: उदाहरण के लिए, एमाइड्स क्षारीय नहीं होते हैं क्योंकि लोन पेयर एक दोहरे बंधन में विस्थानीकृत होता है (हालाँकि वे बहुत कम pH पर आधार के रूप में कार्य कर सकते हैं, ऑक्सीजन पर प्रोटोनेटेड होकर), और पाइरोल क्षारीय नहीं होता है क्योंकि लोन पेयर एक सुगंधित वलय के हिस्से के रूप में विस्थानीकृत होता है।[63] रासायनिक पदार्थ में नाइट्रोजन की मात्रा केल्डाल विधि द्वारा निर्धारित की जा सकती है।[64] विशेष रूप से, नाइट्रोजन न्यूक्लिक एसिड, अमीनो एसिड और इस प्रकार प्रोटीन, और ऊर्जा-वाहक अणु एडेनोसिन ट्राइफॉस्फेट का एक आवश्यक घटक है और इस प्रकार पृथ्वी पर सभी जीवन के लिए महत्वपूर्ण है।[63]

प्राप्ति

यह भी देखें: Nitrogen cycle

नाइट्रोजन पृथ्वी पर सबसे आम शुद्ध तत्व है, जो वायुमंडल के आयतन का 78.1% बनाता है[2] (द्रव्यमान के अनुसार 75.5%), लगभग 3.89 मिलियन गीगाटन (3.89e18 kg)। इसके बावजूद, यह पृथ्वी की पपड़ी में बहुत प्रचुर मात्रा में नहीं है, जो इसका लगभग 19 प्रति मिलियन भाग बनाता है, जो नायोबियम, गैलियम और लिथियम के बराबर है। (यह पपड़ी के द्रव्यमान के आधार पर 300,000 से एक मिलियन गीगाटन नाइट्रोजन का प्रतिनिधित्व करता है।[65]) एकमात्र महत्वपूर्ण नाइट्रोजन खनिज नाइट्रे (पोटेशियम नाइट्रेट, साल्टपीटर) और सोडा नाइट्रे (सोडियम नाइट्रेट, चिली साल्टपीटर) हैं। हालाँकि, 1920 के दशक के बाद से ये नाइट्रेट्स का एक महत्वपूर्ण स्रोत नहीं रहे हैं, जब अमोनिया और नाइट्रिक एसिड का औद्योगिक संश्लेषण आम हो गया।[66]

नाइट्रोजन यौगिक लगातार वायुमंडल और जीवित जीवों के बीच आदान-प्रदान करते रहते हैं। नाइट्रोजन को पहले एक पौधे-उपयोगी रूप में, आमतौर पर अमोनिया में संसाधित या "स्थिर" किया जाना चाहिए। कुछ नाइट्रोजन स्थिरीकरण बिजली गिरने से नाइट्रोजन ऑक्साइड उत्पन्न करके किया जाता है, लेकिन अधिकांश डायज़ोट्रोफिक बैक्टीरिया द्वारा नाइट्रोजनेज नामक एंजाइमों के माध्यम से किया जाता है (हालाँकि आज अमोनिया के लिए औद्योगिक नाइट्रोजन स्थिरीकरण भी महत्वपूर्ण है)। जब अमोनिया को पौधों द्वारा लिया जाता है, तो इसका उपयोग प्रोटीन को संश्लेषित करने के लिए किया जाता है। इन पौधों को फिर जानवरों द्वारा पचाया जाता है जो अपने प्रोटीन को संश्लेषित करने के लिए नाइट्रोजन यौगिकों का उपयोग करते हैं और नाइट्रोजन-युक्त कचरे का उत्सर्जन करते हैं। अंत में, ये जीव मर जाते हैं और विघटित हो जाते हैं, बैक्टीरिया और पर्यावरणीय ऑक्सीकरण और विनाइट्रीकरण (denitrification) से गुजरते हैं, जिससे मुक्त डाइनाइट्रोजन वायुमंडल में वापस आ जाता है। हेबर प्रक्रिया द्वारा औद्योगिक नाइट्रोजन स्थिरीकरण का उपयोग ज्यादातर उर्वरक के रूप में किया जाता है, हालांकि अतिरिक्त नाइट्रोजन-युक्त कचरा, जब लीच किया जाता है, तो मीठे पानी के यूट्रोफिकेशन और समुद्री मृत क्षेत्रों के निर्माण की ओर जाता है, क्योंकि नाइट्रोजन-संचालित बैक्टीरिया की वृद्धि पानी की ऑक्सीजन को उस बिंदु तक समाप्त कर देती है जहाँ सभी उच्च जीव मर जाते हैं। इसके अलावा, नाइट्रस ऑक्साइड, जो विनाइट्रीकरण के दौरान उत्पन्न होता है, वायुमंडलीय ओजोन परत पर हमला करता है।[66]

कई खारे पानी की मछलियाँ अपने पर्यावरण के उच्च परासरणी प्रभावों से खुद को बचाने के लिए बड़ी मात्रा में ट्राइमिथाइलएमाइन ऑक्साइड का निर्माण करती हैं; इस यौगिक का डाइमिथाइलएमाइन में रूपांतरण ताजी खारे पानी की मछली में शुरुआती गंध के लिए जिम्मेदार है।[67] जानवरों में, मुक्त कण नाइट्रिक ऑक्साइड (एक अमीनो एसिड से व्युत्पन्न), परिसंचरण के लिए एक महत्वपूर्ण नियामक अणु के रूप में कार्य करता है।[68]

जानवरों में पानी के साथ नाइट्रिक ऑक्साइड की तीव्र प्रतिक्रिया इसके मेटाबोलाइट नाइट्राइट के उत्पादन में परिणत होती है। सामान्य तौर पर, प्रोटीन में नाइट्रोजन का पशु चयापचय यूरिया के उत्सर्जन में परिणत होता है, जबकि न्यूक्लिक एसिड का पशु चयापचय यूरिया और यूरिक एसिड के उत्सर्जन में परिणत होता है। पशु मांस के सड़ने की विशिष्ट गंध लंबी-श्रृंखला वाले, नाइट्रोजन-युक्त एमाइन, जैसे पुत्रेसीन और कैडावेरिन के निर्माण के कारण होती है, जो क्रमशः सड़ते हुए प्रोटीन में अमीनो एसिड ऑर्निथिन और लाइसिन के टूटने के उत्पाद हैं।[69]

उत्पादन

नाइट्रोजन गैस एक औद्योगिक गैस है जिसे तरल हवा के आंशिक आसवन द्वारा, या गैसीय हवा का उपयोग करके यांत्रिक साधनों (दबावयुक्त रिवर्स ऑस्मोटिक दबाव झिल्ली या प्रेशर स्विंग सोखना) द्वारा उत्पादित किया जाता है। झिल्ली या प्रेशर स्विंग सोखना (PSA) का उपयोग करने वाले नाइट्रोजन गैस जनरेटर आमतौर पर थोक-वितरित नाइट्रोजन की तुलना में अधिक लागत और ऊर्जा कुशल होते हैं।[70] वाणिज्यिक नाइट्रोजन अक्सर स्टील बनाने और अन्य उद्देश्यों के लिए ऑक्सीजन की औद्योगिक सांद्रता के लिए वायु-प्रसंस्करण का एक उप-उत्पाद है। जब सिलेंडरों में संपीड़ित आपूर्ति की जाती है तो इसे अक्सर OFN (ऑक्सीजन-मुक्त नाइट्रोजन) कहा जाता है।[71] वाणिज्यिक-ग्रेड नाइट्रोजन में पहले से ही अधिकतम 20 ppm ऑक्सीजन होती है, और विशेष रूप से शुद्ध ग्रेड जिनमें अधिकतम 2 ppm ऑक्सीजन और 10 ppm आर्गन होता है, भी उपलब्ध हैं।[72]

एक रासायनिक प्रयोगशाला में, इसे अमोनियम क्लोराइड के जलीय घोल को सोडियम नाइट्राइट के साथ उपचारित करके तैयार किया जाता है।[73]

NH4Cl + NaNO2 → N2 + NaCl + 2 H2O

इस प्रतिक्रिया में NO और HNO3 की अशुद्धियों की थोड़ी मात्रा भी बनती है। अशुद्धियों को पोटेशियम डाइक्रोमेट युक्त जलीय सल्फ्यूरिक एसिड के माध्यम से गैस को गुजारकर हटाया जा सकता है।[73]

इसे अमोनियम डाइक्रोमेट के तापीय अपघटन द्वारा भी प्राप्त किया जा सकता है।[74]

3(NH4)2Cr2O7 → 2N2 + 9H2O + 3Cr2O3 + 2NH3 + 2O2

बहुत शुद्ध नाइट्रोजन बेरियम एज़ाइड या सोडियम एज़ाइड के तापीय अपघटन द्वारा तैयार किया जा सकता है।[75]

2 NaN3 → 2 Na + 3 N2

अनुप्रयोग

नाइट्रोजन यौगिकों के अनुप्रयोग स्वाभाविक रूप से इस वर्ग के विशाल आकार के कारण अत्यंत व्यापक रूप से भिन्न हैं: इसलिए, यहाँ केवल शुद्ध नाइट्रोजन के अनुप्रयोगों पर विचार किया जाएगा। उद्योग द्वारा उत्पादित नाइट्रोजन का दो-तिहाई (2/3) हिस्सा गैस के रूप में और शेष एक-तिहाई (1/3) तरल के रूप में बेचा जाता है।

गैस

गैस का उपयोग ज्यादातर कम प्रतिक्रियाशीलता वाले सुरक्षित वातावरण के रूप में किया जाता है जहाँ हवा में ऑक्सीजन आग, विस्फोट या ऑक्सीकरण का खतरा पैदा कर सकती है। कुछ उदाहरणों में शामिल हैं:[72]

रासायनिक विश्लेषण में नमूना तैयार करने के दौरान नाइट्रोजन का सामान्यतः उपयोग किया जाता है। इसका उपयोग तरल नमूनों को सांद्रित करने और उनकी मात्रा कम करने के लिए किया जाता है। तरल की सतह पर लंबवत नाइट्रोजन गैस की एक दबावयुक्त धारा प्रवाहित करने से विलायक (solvent) वाष्पित हो जाता है, जबकि विलेय (solute) और बिना वाष्पित हुआ विलायक पीछे रह जाते हैं।[81]

नाइट्रोजन का उपयोग कुछ बीयर, विशेष रूप से स्टाउट और ब्रिटिश एल के केग्स (kegs) को दबावयुक्त करने के लिए कार्बन डाइऑक्साइड के विकल्प के रूप में या उसके साथ संयोजन में किया जा सकता है। ऐसा इसलिए है क्योंकि यह छोटे बुलबुले उत्पन्न करता है, जो बीयर को अधिक चिकना और झागदार बनाता है।[82] एक दबाव-संवेदनशील नाइट्रोजन कैप्सूल जिसे सामान्यतः "विजेट" कहा जाता है, नाइट्रोजन-युक्त बीयर को डिब्बों और बोतलों में पैक करने की अनुमति देता है।[83][84] नाइट्रोजन टैंक पेंटबॉल गन के लिए मुख्य शक्ति स्रोत के रूप में भी कार्बन डाइऑक्साइड की जगह ले रहे हैं। नाइट्रोजन को CO2 की तुलना में उच्च दबाव पर रखा जाना चाहिए, जिससे N2 टैंक भारी और अधिक महंगे हो जाते हैं।[85]

उपकरण

कुछ निर्माण उपकरण हाइड्रोलिक सिस्टम को हाइड्रोलिक हैमर जैसे उपकरणों के लिए अतिरिक्त शक्ति प्रदान करने में मदद करने के लिए दबावयुक्त नाइट्रोजन गैस का उपयोग करते हैं। सोडियम एज़ाइड के अपघटन से बनी नाइट्रोजन गैस का उपयोग एयरबैग को फुलाने के लिए किया जाता है।[86]

निष्पादन

यह भी देखें: Inert gas asphyxiation

चूंकि नाइट्रोजन स्वयं एक दम घोंटने वाली (asphyxiant) गैस है, इसलिए कुछ न्यायक्षेत्रों ने मृत्युदंड के साधन के रूप में (घातक इंजेक्शन के विकल्प के रूप में) शुद्ध नाइट्रोजन के अंतःश्वसन द्वारा दम घोंटने पर विचार किया है।[87][88][89] जनवरी 2024 में, केनेथ यूजीन स्मिथ नाइट्रोजन हाइपोक्सिया (दम घोंटने) द्वारा निष्पादित किए जाने वाले पहले व्यक्ति बने।[90]

तरल

मुख्य लेख: Liquid nitrogen

तरल नाइट्रोजन एक क्रायोजेनिक तरल है जो पानी जैसा दिखता है। जब इसे देवार फ्लास्क जैसे उचित कंटेनरों में इंसुलेट किया जाता है, तो इसे कम वाष्पीकरणीय हानि दर के साथ ले जाया और संग्रहीत किया जा सकता है।[91]

शुष्क बर्फ की तरह, तरल नाइट्रोजन का मुख्य उपयोग कम तापमान पर ठंडा करने के लिए किया जाता है। इसका उपयोग रक्त और प्रजनन कोशिकाओं (शुक्राणु और अंडे) जैसी जैविक सामग्रियों के क्रायोप्रिजर्वेशन में किया जाता है। इसका उपयोग क्रायोथेरेपी में त्वचा पर मौजूद सिस्ट और मस्सों को जमाकर हटाने के लिए किया जाता है।[92] इसका उपयोग प्रयोगशाला के कोल्ड ट्रैप में, और वैक्यूम पंप वाले सिस्टम में कम दबाव प्राप्त करने के लिए क्रायोपंप में किया जाता है। इसका उपयोग इन्फ्रारेड डिटेक्टर और एक्स-रे डिटेक्टर जैसे गर्मी के प्रति संवेदनशील इलेक्ट्रॉनिक्स को ठंडा करने के लिए किया जाता है। अन्य उपयोगों में फ्रीज-ग्राइंडिंग और उन सामग्रियों की मशीनिंग शामिल है जो कमरे के तापमान पर नरम या रबर जैसी होती हैं, इंजीनियरिंग घटकों को श्रिंक-फिट करना और असेंबल करना, और अधिक सामान्यतः जहां आवश्यक हो वहां बहुत कम तापमान प्राप्त करना शामिल है। अपनी कम लागत के कारण, तरल नाइट्रोजन का उपयोग अक्सर तब भी ठंडा करने के लिए किया जाता है जब इतना कम तापमान पूरी तरह से आवश्यक नहीं होता है, जैसे कि भोजन का प्रशीतन, पशुधन की फ्रीज-ब्रांडिंग, वाल्व न होने पर प्रवाह को रोकने के लिए पाइपों को जमाना, और खुदाई के दौरान अस्थिर मिट्टी को जमाकर मजबूत करना।[72]

सुरक्षा

गैस

हालाँकि नाइट्रोजन गैर-विषाक्त है, लेकिन जब इसे बंद स्थान में छोड़ा जाता है तो यह ऑक्सीजन को विस्थापित कर सकती है, और इसलिए यह दम घुटने का खतरा पैदा करती है। यह कुछ चेतावनी लक्षणों के साथ हो सकता है, क्योंकि मानव कैरोटिड बॉडी कम ऑक्सीजन (हाइपोक्सिया) को महसूस करने वाली अपेक्षाकृत कमजोर और धीमी प्रणाली है।[93] इसका एक उदाहरण 19 मार्च, 1981 को पहले स्पेस शटल मिशन के प्रक्षेपण से कुछ समय पहले हुआ था, जब दो तकनीशियनों की दम घुटने से मृत्यु हो गई थी, क्योंकि वे स्पेस शटल के मोबाइल लॉन्चर प्लेटफॉर्म में स्थित एक ऐसे स्थान पर चले गए थे, जिसे आग से बचाव के लिए शुद्ध नाइट्रोजन से दबावयुक्त किया गया था।[94]

जब उच्च आंशिक दबाव (लगभग 4 बार से अधिक, स्कूबा डाइविंग में 30 मीटर से नीचे की गहराई पर सामना किया जाता है) पर सांस ली जाती है, तो नाइट्रोजन एक एनेस्थेटिक एजेंट होती है, जो नाइट्रोजन नार्कोसिस का कारण बनती है, जो नाइट्रस ऑक्साइड नशा के समान मानसिक दुर्बलता की एक अस्थायी स्थिति है।[95][96]

नाइट्रोजन रक्त और शरीर की वसा में घुल जाती है। तेजी से डीकंप्रेसन (जैसे जब गोताखोर बहुत तेजी से ऊपर आते हैं या अंतरिक्ष यात्री केबिन के दबाव से स्पेससूट के दबाव में बहुत तेजी से डीकंप्रेस होते हैं) डीकंप्रेसन सिकनेस (जिसे पहले कैसन सिकनेस या 'द बेंड्स' के रूप में जाना जाता था) नामक एक संभावित घातक स्थिति का कारण बन सकता है, जब रक्तप्रवाह, नसों, जोड़ों और अन्य संवेदनशील या महत्वपूर्ण क्षेत्रों में नाइट्रोजन के बुलबुले बन जाते हैं।[97][98] अन्य "अक्रिय" गैसों (कार्बन डाइऑक्साइड और ऑक्सीजन के अलावा अन्य गैसें) के बुलबुले भी वही प्रभाव पैदा करते हैं, इसलिए श्वसन गैस में नाइट्रोजन को बदलने से नाइट्रोजन नार्कोसिस को रोका जा सकता है, लेकिन यह डीकंप्रेसन सिकनेस को नहीं रोकता है।[99]

तरल

एक क्रायोजेनिक तरल के रूप में, तरल नाइट्रोजन संपर्क में आने पर कोल्ड बर्न (ठंड से जलना) पैदा करके खतरनाक हो सकता है, हालाँकि लीडेनफ्रॉस्ट प्रभाव बहुत कम समय के संपर्क (लगभग एक सेकंड) के लिए सुरक्षा प्रदान करता है।[100] तरल नाइट्रोजन का सेवन गंभीर आंतरिक क्षति का कारण बन सकता है। उदाहरण के लिए, 2012 में, इंग्लैंड में एक युवती को तरल नाइट्रोजन से बने कॉकटेल का सेवन करने के बाद अपना पेट निकलवाना पड़ा था।[101]

चूंकि 20 °C पर नाइट्रोजन का तरल-से-गैस विस्तार अनुपात 1:694 है, यदि तरल नाइट्रोजन को बंद स्थान में तेजी से वाष्पित किया जाता है तो अत्यधिक बल उत्पन्न हो सकता है। 12 जनवरी, 2006 को टेक्सास ए एंड एम विश्वविद्यालय में हुई एक घटना में, तरल नाइट्रोजन के एक टैंक के दबाव-राहत उपकरण खराब हो गए थे और बाद में उन्हें सील कर दिया गया था। परिणामस्वरूप दबाव बढ़ने के कारण, टैंक विनाशकारी रूप से विफल हो गया। विस्फोट का बल टैंक को उसके ठीक ऊपर की छत के माध्यम से धकेलने, उसके ठीक नीचे एक प्रबलित कंक्रीट बीम को तोड़ने और प्रयोगशाला की दीवारों को उनकी नींव से 0.1–0.2 मीटर दूर उड़ाने के लिए पर्याप्त था।[102]

तरल नाइट्रोजन आसानी से वाष्पित होकर गैसीय नाइट्रोजन बनाती है, और इसलिए गैसीय नाइट्रोजन से जुड़ी सावधानियां तरल नाइट्रोजन पर भी लागू होती हैं।[103][104][105] उदाहरण के लिए, तरल नाइट्रोजन के साथ काम करते समय श्रमिकों को सीमित स्थान में गैस रिसाव के प्रति सचेत करने के लिए सुरक्षा सावधानी के रूप में कभी-कभी ऑक्सीजन सेंसर का उपयोग किया जाता है।[106]

तरल नाइट्रोजन वाले बर्तन हवा से ऑक्सीजन को संघनित कर सकते हैं। जैसे-जैसे नाइट्रोजन वाष्पित होती है, ऐसे बर्तन में तरल ऑक्सीजन में समृद्ध (क्वथनांक -183 °C, नाइट्रोजन से अधिक) होता जाता है, और यह कार्बनिक पदार्थों के हिंसक ऑक्सीकरण का कारण बन सकता है।[107]

ऑक्सीजन की कमी के मॉनिटर

ऑक्सीजन सेंसर का उपयोग सीमित स्थानों और किसी भी ऐसी जगह पर ऑक्सीजन के स्तर को मापने के लिए किया जाता है जहां नाइट्रोजन गैस या तरल को संग्रहीत या उपयोग किया जाता है। नाइट्रोजन रिसाव की स्थिति में, और ऑक्सीजन के पूर्व-निर्धारित अलार्म स्तर तक कम होने पर, ऑक्सीजन की कमी के मॉनिटर को श्रव्य और दृश्य अलार्म सेट करने के लिए प्रोग्राम किया जा सकता है। सबसे सामान्यतः, कर्मियों को सचेत करने के लिए ऑक्सीजन की सीमा तब होती है जब ऑक्सीजन का स्तर 19.5% से नीचे गिर जाता है। अमेरिका में, OSHA निर्दिष्ट करता है कि एक खतरनाक वातावरण में वह शामिल हो सकता है जहां ऑक्सीजन सांद्रता 19.5% से नीचे या 23.5% से ऊपर हो।[108]

इन्हें भी देखें

संदर्भ

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ग्रंथसूची

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बाहरी कड़ियाँ

स्रोत: अंग्रेज़ी विकिपीडिया के "Nitrogen" लेख पर आधारित। मूल लेख: https://en.wikipedia.org/wiki/Nitrogen यह लेख स्वचालित रूप से तैयार किया गया है।

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