Nitrammide

Nitrammide
Nome IUPAC
nitrammide
Nomi alternativi
nitroammide
(nitrammina)
Caratteristiche generali
Formula bruta o molecolareH2N–NO2
Massa molecolare (u)62,03 u
Aspettocristalli incolori
tende lentamente a decomporsi
Numero CAS7782-94-7
PubChem24534
SMILES
N[N+](=O)[O-]
Proprietà chimico-fisiche
Densità (g/cm3, in c.s.)1,783
Indice di rifrazione1,429 (stima)
Costante di dissociazione acida (pKa) a 25 °C K6,55
Solubilità in acquamolto solubile
Coefficiente di ripartizione 1-ottanolo/acqua-0,51 (stima)
Temperatura di fusione72-75 °C (345-348 K)
Temperatura di ebollizionesi decompone
Indicazioni di sicurezza

La nitrammide è un composto chimico inorganico di formula H2N2O2. Come indica il nome, è l'ammide dell'acido nitrico (HO–NO2), cioè una molecola in cui un gruppo amminico (-NH2) rimpiazza un ossidrile (-OH) dell'acido nitrico;[1] la sua formula semistrutturale è quindi H2N–NO2.[2]

Questa è la molecola capostipite dalla quale derivano le nitrammidi[3] per sostituzione di uno o entrambi gli atomi di idrogeno con alchili o arili (RHN–NO2 e R2N–NO2). Queste però, diversamente dal nome raccomandato dalla IUPAC,[1] vengono comunemente chiamate nitrammine, in quanto si considerano derivate dalle ammine per sostituzione di un H del gruppo amminico con il gruppo nitro -NO2, sebbene il loro comportamento chimico sia quello di ammidi.

Alcuni suoi derivati, come alcune nitrammine, sono noti per essere esplosivi anche potenti e come tali largamente utilizzati, ma la nitrammide stessa lo è parecchio meno.[4]

La nitrammide è un isomero strutturale dell'acido iponitroso HO–N=N–OH (esistente nelle forme E e Z).[5]

Proprietà e struttura

A temperatura ambiente la nitrammide si presenta come un solido cristallino incolore e bassofondente (72-75 °C), ottenibile in forma di scaglie lucenti dalla ricristallizzazione da etere di petrolio; si può anche ottenere convenientemente per precipitazione da una sua soluzione eterea per lenta aggiunta di cloroformio.[6]

È molto solubile in acqua, ma anche in alcool, etere, acetone e acetato di etile, si scioglie abbastanza anche in diossano, poco solubile in benzene,[6] mentre è molto poco solubile in etere di petrolio e cloroformio.[7][8]

La nitrammide è una sostanza polare e protica: la molecola può essere donatrice di 2 legami idrogeno e accettrice di 4.[9] La nitrammide presenta un intenso assorbimento nell'ultravioletto a λmax = 206 nm.[10]

La nitrammide è un composto termodinamicamente stabile, ΔHƒ° = -89,5 kJ/mol,[11] ma molto poco stabile cineticamente: tende a decomporsi lentamente in protossido di azoto (N2O) e acqua (vide infra);[12] a 15°C la sua emivita è di circa 2 ore[13] e la decomposizione è molto più veloce in ambiente basico (meccanismo con catalisi basica);[14] a questa stessa decomposizione va soggetto anche il suo isomero acido iponitroso.[12]

Inoltre, la nitrammide è un composto potenzialmente esplosivo come pure, e anche molto di più, alcune nitrammine derivate, come ad esempio la ciclonite,[15] che trova largo impiego in ambito militare.[16]

Proprietà molecolari

Nella molecola della nitrammide figurano due atomi di azoto uniti tra loro, ma questi si trovano in condizioni diverse: uno è trivalente (azoto ammidico) e allo stato di ossidazione -2 e l'altro è pentavalente (azoto nitrico) con stato di ossidazione +4. Di questi due gruppi, quello ammidico -NH2 è a rilascio elettronico per effetto mesomero (+M),[17] mentre quello nitrico -NO2 è un (forte) elettron-attrattore (effetto mesomero -M),[18] per cui è attendibile un trasferimento di densità elettronica intramolecolare dal primo al secondo.[19]

La molecola della nitrammide infatti, a differenza delle ammine, è un ibrido di risonanza tra tre possibili forme limite, dove le prime due (identiche tra loro) sono quelle tipiche dell'azoto nitrico e l'ultima, che coinvolge invece l'azoto amminico, ha indubbiamente un peso minore nell'ibrido in quanto implica un'ulteriore separazione di carica:[20]

H2N–+N(−O−)=O   (1)   ↔    H2N–+N(=O)−O−   (1')   ↔    H2+N=N+(−O−)−O−   (2)

La presenza di quest'ultima forma limite (2) è tuttavia importante: in combinazione con l'effetto induttivo (-I) dell'azoto nitrico sul gruppo amminico, fa sì che la molecola dia reazione acida in soluzione, invece che basica, come accade per le ammine.[21]

La molecola della nitrammide è molto polare, il suo momento di dipolo è riportato come 3,57 D. Risulta planare allo stato solido, dove è immersa in un reticolo cristallino,[3] ma non planare se libera allo stato di vapore.[22]

Parametri strutturali

Da indagini spettroscopiche rotazionali in fase vapore nella regione delle microonde è stato possibile ricavare, tra l'altro, distanze (r) ed angoli (∠) di legame:[23]

r(N–H) = 100,5 pm; r(N–N) = 142,7 pm; r(N=O) = 120,6 pm (assunto);

∠(HNH) = 115,2°; ∠(ONO) = 130,1°.

Inoltre, l'atomo di azoto del gruppo ammidico è piramidale: l'angolo diedro formato tra il piano di NH2 e quello di NO2 misura 51,2°.[23]

Mentre i legami N–H hanno lunghezze praticamente normali (101 pm[24]), quello N−N è un po' più corto rispetto al suo valor medio, che è di 147 pm,[24] e rispetto al legame singolo nell'idrazina (145 pm[25]), nella quale non c'è risonanza. La lunghezza N−N della nitrammide allo stato solido, dove la molecola è invece planare, è molto minore e cade nell'intervallo 131,8-132,2 pm e, al tempo stesso, il legame N=O risulta più lungo che nel vapore, 123,7 pm, in accordo alla presenza di un contributo non trascurabile della terza forma limite (2) menzionata sopra, [H2+N=N+(−O−)−O−], nella quale tale legame diviene singolo.[3]

L'angolo HNH è intermedio tra il valore di 109,5° previsto per l'ibridazione sp3 e i 120° per quella sp2 e anche il tipo di ibridazione deve essere intermedio, il che però non riesce a portare l'azoto del gruppo -NH2 ad essere planare con il resto della molecola, per cui la simmetria molecolare è solo Cs.[26] Analoga piramidalizzazione si riscontra pure nel caso della cianammide H2N−C≡N.[27] Nel suo derivato dimetilico, la dimetilnitrammina (CH3)2N−NO2, l'atomo di azoto ammidico è invece quasi planare: la somma dei tre angoli sull'azoto amminico è riportata essere 354,6°.[28]

Preparazione

La nitrammide può essere ottenuta come sua soluzione acquosa per via diretta dalla reazione dell'ammoniaca con l'anidride nitrica:[6]

2 NH3 + N2O5   →   2 H2N−NO2 + H2O

La vecchia sintesi classica (Thiele e Lachman)[29] si basa sul trattamento del sale dipotassico dell'acido nitrocarbammico (sintetizzato in più stadi a partire dal cianato di potassio)[6] con acido solforico, che causa anche decarbossilazione:[3]

O2N−NK−COOK + 2 H2SO4   →   H2N−NO2 + CO2 + 2 KHSO4

In maniera simile, anche la decarbossilazione dell'acido nitrocarbammico porta alla nitrammide:

O2N−NH−COOH   →   H2N−NO2 + CO2

Un'altra via consiste nel trattare il solfammato di sodio[30] con acido nitrico concentrato:[3][6]

NaO−SO2−NH2 + HNO3   →   H2N−NO2 + NaHSO4

Tautomeria e proprietà acido-base

La nitrammide esiste in soluzione in equilibrio tautomerico nel quale un protone si sposta dal gruppo ammidico all'ossigeno negativo del gruppo nitrico, generando però una specie che è di gran lunga minoritaria nell'equilibrio stesso:[10]

H2N–+N(−O−)=O  (I)   ⇌   HN=+N(−OH)=O  (II)     [Keq ≈ 10−6]

La presenza del gruppo nitro, che è un notevole elettron-attrattore per effetto mesomero (effetto -M)[17][18] e stabilizzatore di anioni adiacenti,[31] unito al gruppo amminico -NH2, oltre ad agire sulla polarità della molecola, altera profondamente anche le proprietà acido-base di quest'ultimo e quindi dell'intera molecola. Infatti, diversamente dalle ammine in cui è presente solo il gruppo amminico e che sono basiche, la nitrammide in acqua si comporta da acido, seppur debole: il pKa per la deprotonazione dal tautomero (I) risulta essere 6,55 a 25 °C, mentre al distacco del protone da quello (II), che assomiglia alla struttura dell'acido nitrico (acido forte), compete un pKa ≈ 0,55.[10]

Questo comportamento è analogo a quello che si riscontra nel nitrometano H3C−NO2, dove la presenza dello stesso gruppo nitro rende debolmente acidi gli idrogeni del gruppo metilico: il pKa del nitrometano è riportato essere 10,2.[32] Il nitrometano è quindi un acido di minor forza rispetto a quella della nitrammide, perché all'effetto mesomero, nella nitrammide si aggiunge l'effetto della maggiore elettronegatività dell'azoto rispetto al carbonio [χ(N) > χ(C)], cioè tra gli atomi ai quali gli idrogeni sono uniti in queste due molecole. La deprotonazione della nitrammide, come quella del nitrometano, comporta infatti la formazione di una base coniugata stabilizzata per risonanza:

H2N–+N(−O−)=O + H2O   ⇌  H3O+ + [ HN–+N(−O−)=O   ↔   HN=N+(−O−)2 ]

La protonazione della nitrammide, vista la presenza del gruppo nitro che impegna in risonanza (effetto mesomero -M) il doppietto libero dell'azoto amminico, non è facile. Quando però la nitrammide viene sciolta in acido fluoridrico anidro a -60 °C (H0 = -15,1[33]) gli spettri di RMN del nuclide 14N mostrano che si verifica la protonazione, con la formazione in soluzione del sale [H2N−NO2H]+ [HF2·(n HF)]−, in cui il protone ceduto è alloggiato sull'ossigeno nitrico, come avviene per la protonazione in fase gassosa (vide infra). Tuttavia, la rimozione di HF sotto vuoto, anche a -78 °C, causa decomposizione. Quando però alla soluzione iniziale vengono aggiunti in quantità equimolari AsF5 o SbF5, forti acidi di Lewis e accettori di ioni fluoruro, l'acidità della soluzione aumenta sensibilmente, fino a raggiungere al limite H0 = -28,[34] e diviene quindi possibile isolare allo stato cristallino i corrispondenti sali con gli anioni AsF6− o SbF6− rimuovendo l'eccesso di HF. Questi sali sono comunque molto sensibili all'umidità e in ogni caso si decompongono sopra a -40 °C. Nel caso di SbF5, mentre in soluzione la protonazione avviene ancora sull'ossigeno, allo stato solido è preferita la protonazione sull'azoto amminico e il sale è formulato come [H3N−NO2]+ [SbF6]−.[35]

Chimica ionica in fase gassosa

La deprotonazione in fase gassosa della nitrammide, una misura della sua forza acida intrinseca, richiede 1448 ± 9,2 kJ/mol.[36] La nitrammide è quindi più acida del nitrometano (H3C−NO2) che richiede 1498 ± 21 kJ/mol.[37]

La sua basicità intrinseca è invece data dalla sua affinità protonica, che risulta essere di 757,4 kJ/mol;[38] in tal caso, il sito preferito per la protonazione trovato sperimentalmente è rappresentato da uno degli atomi di ossigeno del gruppo -NO2, e non quello di azoto di -NH2 (da dove invece avviene la deprotonazione), fatto che si è dimostrato in accordo con i risultati in proposito di calcoli ab initio al livello G1.[39] Questa preferenza sul sito di protonazione risulta, per la nitrammide, in contrasto con quella riportata per l'acido nitrico, dove a protonarsi è l'ossidrile -OH unito a -NO2 e analogamente è l'alcossile -OR a protonarsi di preferenza nel caso dei suoi esteri (nitrati alchilici).[40]

Il potenziale di ionizzazione riscontrato per la molecola risulta essere di 11,02 ± 0,06 eV,[40] un valore molto simile a quello del nitrometano (11,08 ± 0,04 eV),[41] ma un po' inferiore a quello dell'acido nitrico (11,95 ± 0,01 eV).[42]

Reazioni

In ambiente basico la nitrammide si decompone:

H2N–NO2   →   H2O + N≡N+−O− ↑

La reazione inizia con la deprotonazione del gruppo ammidico.[14] Questo è uno stadio veloce, come in generale avviene per le reazioni acido-base in soluzione acquosa;[43] l'anione che così si forma, ancora in presenza di base, elimina H2O in uno stadio che invece è lento, formando il protossido di azoto:[10][44]

H2N–+N(−O−)=O + OH−   →   HN−–+N(−O−)=O + H2O     [stadio veloce]
HN−–+N(−O−)=O   →   N≡N+−O− ↑ + OH−     [stadio lento]

Per reazione con anidride acetica in eccesso, per due giorni a temperatura ambiente e successivo lavaggio in acqua a 0°C, la nitrammide forma un precipitato di N-nitroacetammide CH3CO−NH−NO2.[45]

La nitrammide reagisce con la formaldeide (2 moli) dando come prodotto di condensazione principale la bis(idrossimetil)nitrammide:[46]

H2N–NO2 + 2 H2C=O   →   (HO-CH2)2N–NO2

Nitrazioni della nitrammide: dinitrammide e trinitrammide

Per trattamento con oleum al 20% di SO3 a -30 °C e successiva idrolisi, la nitrammide fornisce una soluzione acquosa di dinitrammide HN(NO2)2, cioè l'immide[47] dell'acido nitrico, il cui spettro UV è caratterizzato da λmax = 285 nm e l'assorbanza è ε = 5.670 L·mol-1·cm-1.[45] La dinitrammide, o nitrimmide, è più acida della nitrammide, per la presenza di due gruppi elettronattrattori, e di essa sono noti diversi sali metallici sufficientemente stabili, come KN3O4 e Mg(N3O4)2 · 6 H2O e altri.[48]

Un'altra preparazione della dinitrammide può avvenire attraverso una nitrazione della nitrammide con adatti sali di nitronio [NO2]+[X]−, come il tetrafluoroborato [NO2]+[BF4]−, il fluorosolfato [NO2]+[SO3F]− , l'idrogenopirosolfato [NO2]+[HS2O7]− ed altri, secondo lo schema:[49]

H2N–NO2 + [NO2]+[X]−   →   HN(NO2)2 + HX

Inoltre, è stata riportata la preparazione della trinitrammide (o trinitroazano) N(NO2)3, una molecola in cui i tre gruppi nitro sono disposti attorno all'atomo centrale N come tre pale angolate a 120° e inclinate come in un'elica. È un composto studiato come comburente verde per propellenti di razzi.[50]

Note

  1. 1 2 The International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC), IUPAC - amides (A00266), su goldbook.iupac.org. URL consultato l'11 novembre 2023.
  2. ↑ nitramide (CHEBI:29273), su www.ebi.ac.uk. URL consultato il 7 settembre 2025.
  3. 1 2 3 4 5 (EN) Angelika Häußler, Thomas M. Klapötke e Holger Piotrowski, Experimental and Theoretical Study on the Structure of Nitramide H 2 NNO 2 (PDF), in Zeitschrift für Naturforschung B, vol. 57, n. 2, 1º febbraio 2002, pp. 151-156, DOI:10.1515/znb-2002-0204. URL consultato l'11 novembre 2023.
  4. ↑ (EN) Junqing Yang, Guixiang Wang e Xuedong Gong, High-Energy Nitramine Explosives: A Design Strategy from Linear to Cyclic to Caged Molecules, in ACS Omega, vol. 3, n. 8, 31 agosto 2018, pp. 9739-9745, DOI:10.1021/acsomega.8b00614. URL consultato il 19 novembre 2023.
  5. ↑ Nils Wiberg, Egon Wiberg e Arnold Frederik Holleman, Anorganische Chemie, 103. Auflage, De Gruyter, 2017, p. 838, ISBN 978-3-11-026932-1.
  6. 1 2 3 4 5 (DE) R. Steudel und P. W. Schenk, Stickstoff, in Georg Bauer (a cura di), Handbuch der Präparativen Anorganischen Chemie, 3ª ed., Stuttgart, Ferdinand Enke Verlag, 1975, pp. 483-484.
  7. ↑ nitramide, su chemister.ru. URL consultato il 1º luglio 2025.
  8. ↑ Georg Brauer (a cura di), HANDBOOK OF PREPARATIVE INORGANIC CHEMISTRY, vol. 1, 2ª ed., Londra, ACADEMIC PRESS INC., pp. 496-498.
  9. ↑ Nitroamine | H2N2O2 | ChemSpider - Predicted data is generated using the ACD/Labs Percepta Platform - PhysChem Module, version: 14.00, su chemspider.com. URL consultato il 17 novembre 2023.
  10. 1 2 3 4 (EN) C. H. Arrowsmith, A. Awwal e B. A. Euser, Base-catalyzed decomposition of nitramide: a new look at an old reaction, in Journal of the American Chemical Society, vol. 113, n. 1, 1991-01, pp. 172-179, DOI:10.1021/ja00001a025. URL consultato il 12 novembre 2023.
  11. ↑ CRC Handbook of Chemistry and Physics, 97ª ed., CRC Press, 31 luglio 2016, 5-29, DOI:10.1201/9781315380476, ISBN 978-1-315-38047-6. URL consultato l'11 novembre 2023.
  12. 1 2 N. N. Greenwood e A. Earnshaw, Chemistry of the Elements, 2ª ed., Butterworth-Heinemann, 1997, p. 444, ISBN 0-7506-3365-4.
  13. ↑ Chm 3411 Physical Chemistry I Exam 4 Solution, su personal.utdallas.edu. URL consultato l'11 novembre 2023.
  14. 1 2 K. F. Purcell e J. C. Kotz, Inorganic Chenistry, Saunders, 1977, pp. 337-338, ISBN 9780721674070.
  15. ↑ Catherine E. Housecroft e Alan G. Sharpe, Inorganic chemistry, 3. ed, Pearson Prentice Hall, 2008, p. 468, ISBN 978-0-13-175553-6.
  16. ↑ (EN) Military Explosives, Headquarters, Department of the Army, 1989. URL consultato il 12 novembre 2023.
  17. 1 2 R.O.C. Norman, CHIMICA ORGANICA Principi e Applicazioni alla Sintesi, traduzione di Paolo Da Re, Piccin, 1973, pp. 51-52.
  18. 1 2 Michael Edenborough, 5 Stabilisation of Charged Species, in Organic Reaction Mechanisms A Step by Step Approach, 2ª ed., Taylor & Francis, 1999, ISBN 0-203-21247-9.
  19. ↑ (EN) Ryszard Gawinecki, Erkki Kolehmainen e Robert Dobosz, Structure-based evaluation of the resonance interactions and effectiveness of the charge transfer in nitroamines, in Structural Chemistry, vol. 22, n. 6, 2011-12, pp. 1379-1383, DOI:10.1007/s11224-011-9832-x. URL consultato il 12 novembre 2023.
  20. ↑ (EN) James P. Ritchie, Inversion, rotation, charge distribution, and resonance in nitramide, in Journal of the American Chemical Society, vol. 111, n. 7, 1989-03, pp. 2517-2520, DOI:10.1021/ja00189a024. URL consultato l'11 novembre 2023.
  21. ↑ (EN) Category 5, Compounds with One Saturated Carbon Heteroatom Bond: Nitro, Nitroso, Azo, Azoxy, and Diazonium Compounds, Azides, Triazenes, and Tetrazenes, Georg Thieme Verlag, 2010, DOI:10.1055/sos-sd-041-00393, ISBN 978-3-13-118941-7. URL consultato il 4 gennaio 2024.
  22. ↑ (EN) I. V. Ananyev, Yu. V. Nelyubina e A. A. Korlyukov, The nature of chemical bonding in nitramide, in Russian Chemical Bulletin, vol. 60, n. 11, 2011-11, pp. 2161–2174, DOI:10.1007/s11172-011-0334-1. URL consultato il 1º luglio 2025.
  23. 1 2 J. K. Tyler, Microwave spectrum of nitramide, in Journal of Molecular Spectroscopy, vol. 11, n. 1, 1º gennaio 1963, pp. 39-46, DOI:10.1016/0022-2852(63)90004-3. URL consultato l'11 novembre 2023.
  24. 1 2 J. E. Huheey, E. A. Keiter e R. L. Keiter, Chimica Inorganica, Principi, Strutture, Reattività, Piccin, 1999, pp. A-25 - A-33, ISBN 88-299-1470-3.
  25. ↑ Experimental data for N2H4 (Hydrazine), su Computational Chemistry Comparison and Benchmark DataBase.
  26. ↑ (EN) James P. Ritchie, Inversion, rotation, charge distribution, and resonance in nitramide, in Journal of the American Chemical Society, vol. 111, n. 7, 1989-03, pp. 2517-2520, DOI:10.1021/ja00189a024. URL consultato il 13 novembre 2023.
  27. ↑ Adam Kraśnicki, Zbigniew Kisiel e Wolfgang Jabs, Analysis of the mm- and submm-wave rotational spectra of isotopic cyanamide: New isotopologues and molecular geometry, in Journal of Molecular Spectroscopy, vol. 267, n. 1, 1º maggio 2011, pp. 144-149, DOI:10.1016/j.jms.2011.03.005. URL consultato il 17 ottobre 2023.
  28. ↑ Igor F. Shishkov, Lyudmila V. Khristenko e Victor A. Sipachev, A reinvestigation of the molecular structure of dimethyl-N-nitramine by gas electron diffraction, ab initio calculations of the molecular geometry and the force field and vibrational spectra, in Journal of Molecular Structure, vol. 485-486, 10 agosto 1999, pp. 153-161, DOI:10.1016/S0022-2860(98)00847-3. URL consultato il 17 novembre 2023.
  29. ↑ (EN) Johannes Thiele e Arthur Lachman, I. Ueber Nitroharnstoff, Nitrourethan und Nitramid, in Justus Liebigs Annalen der Chemie, vol. 288, n. 3, 1895-01, pp. 267-311, DOI:10.1002/jlac.18952880302. URL consultato il 12 novembre 2023.
  30. ↑ (DE) Substance Information - ECHA, su echa.europa.eu. URL consultato il 12 novembre 2023.
  31. ↑ J.B. Hendrickson, D.J. Cram e G.S. Hammond, CHIMICA ORGANICA, traduzione di A. Fava, 2ª ed., Piccin, 1973, pp. 490-492.
  32. ↑ Francis A. Carey e Richard J. Sundberg, Advanced organic chemistry, 5th ed, Springer, 2007, pp. 597-598, ISBN 978-0-387-44897-8.
  33. ↑ (EN) George A. Olah, G. K. Surya Prakash e Árpád Molnár, Superacid Chemistry, 1ª ed., Wiley, 16 gennaio 2009, DOI:10.1002/9780470421604, ISBN 978-0-471-59668-4. URL consultato il 3 gennaio 2024.
  34. ↑ George A. Olah, Crossing Conventional Boundaries in Half a Century of Research, in The Journal of Organic Chemistry, vol. 70, n. 7, 1º aprile 2005, pp. 2413–2429, DOI:10.1021/jo040285o. URL consultato il 7 settembre 2025.
  35. ↑ (EN) Thomas Saal, Martin Rahm e Karl O. Christe, Protonation of Nitramines: Where Does the Proton Go?, in Angewandte Chemie International Edition, vol. 56, n. 32, 2017-08, pp. 9587-9591, DOI:10.1002/anie.201705397. URL consultato il 3 gennaio 2024.
  36. ↑ (EN) NIST Office of Data and Informatics, H2N-NO2, su webbook.nist.gov. URL consultato il 17 novembre 2023.
  37. ↑ (EN) R. B. Metz, D. R. Cyr e D. M. Neumark, Study of the 2B1 and 2A2 states of nitromethyl free radical via ultraviolet photoelectron spectroscopy of the nitromethyl(1-) anion, in The Journal of Physical Chemistry, vol. 95, n. 7, 1991-04, pp. 2900-2907, DOI:10.1021/j100160a047. URL consultato il 4 gennaio 2024.
  38. ↑ (EN) NIST Office of Data and Informatics, H2N-NO2, su webbook.nist.gov. URL consultato il 17 novembre 2023.
  39. ↑ (EN) Marina Attina, Fulvio Cacace e Enrico Ciliberto, Gas-phase ion chemistry of nitramide. A mass spectrometric and ab initio study of nitramide (H2N-NO2) and the H2N-NO2.+, [H2N-NO2]H+, and [HN-NO2]- ions, in Journal of the American Chemical Society, vol. 115, n. 26, 1993-12, pp. 12398-12404, DOI:10.1021/ja00079a022. URL consultato il 3 gennaio 2024.
  40. 1 2 (EN) Marina Attina, Fulvio Cacace e Enrico Ciliberto, Gas-phase ion chemistry of nitramide. A mass spectrometric and ab initio study of nitramide (H2N-NO2) and the H2N-NO2.+, [H2N-NO2]H+, and [HN-NO2]- ions, in Journal of the American Chemical Society, vol. 115, n. 26, 1993-12, pp. 12398-12404, DOI:10.1021/ja00079a022. URL consultato il 17 novembre 2023.
  41. ↑ (EN) NIST Office of Data and Informatics, Methane, nitro-, su webbook.nist.gov. URL consultato il 3 gennaio 2024.
  42. ↑ (EN) NIST Office of Data and Informatics, Nitric acid, su webbook.nist.gov. URL consultato il 3 gennaio 2024.
  43. ↑ (EN) John E. Crooks, Fast and Slow Proton-Transfer Reactions in Solution, Springer US, 1975, pp. 153–177, DOI:10.1007/978-1-4899-3013-2_6, ISBN 978-0-412-12700-7. URL consultato il 7 settembre 2025.
  44. ↑ (EN) C. H. Arrowsmith, A. J. Kresge e Y. C. Tang, The base-catalyzed decomposition of nitramide: mechanism of the second reaction pathway, in Journal of the American Chemical Society, vol. 113, n. 1, 1991-01, pp. 179-182, DOI:10.1021/ja00001a026. URL consultato il 17 novembre 2023.
  45. 1 2 A. A. Lobanova, S. G. Il'yasov e N. I. Popov, Chemistry of Urea Nitro Derivatives: II. Synthesis of Nitramide from N,N'-Dinitrourea. New Reactions of Nitramide, in Russian Journal of Organic Chemistry, vol. 38, n. 1, 2002, pp. 1-6, DOI:10.1023/A:1015334703526. URL consultato il 17 novembre 2023.
  46. ↑ (EN) Z. Raszewski e M. Syczewski, A Study on the Condensation of Nitramide (NH2NO2) with Formaldehyde and the Characteristics of the Products Formed, in Propellants, Explosives, Pyrotechnics, vol. 24, n. 6, 1999-12, pp. 366-370, DOI:10.1002/(SICI)1521-4087(199912)24:6<366::AID-PREP366>3.0.CO;2-5. URL consultato l'11 novembre 2023.
  47. ↑ (EN) The International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC), IUPAC - imides (I02948), su goldbook.iupac.org. URL consultato il 7 settembre 2025.
  48. ↑ (EN) O. A. Luk'yanov, O. V. Anikin e V. P. Gorelik, Dinitramide and its salts: 3. Metallic salts of dinitramide, in Russian Chemical Bulletin, vol. 43, n. 9, 1994-09, pp. 1457–1461, DOI:10.1007/BF00697125. URL consultato il 7 settembre 2025.
  49. ↑ (EN) O. A. Luk'yanov, S. N. Shvedova e E. V. Shepelev, Dinitramide and its salts: 11. Synthesis of dinitramide by nitration of nitramide with nitryl salts, in Russian Chemical Bulletin, vol. 45, n. 6, 1996-06, pp. 1497–1498, DOI:10.1007/BF01434244. URL consultato il 7 settembre 2025.
  50. ↑ Martin Rahm, Sergey V. Dvinskikh e István Furó, Experimental Detection of Trinitramide, N(NO2)3, in Angewandte Chemie International Edition, vol. 50, n. 5, 2011, pp. 1145–1148, DOI:10.1002/anie.201007047. URL consultato il 7 settembre 2025.

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