氮

已发现的氮的同位素共有十七种，包括${\displaystyle {\ce {^10N}}}$至${\displaystyle {\ce {^25N}}}$，其中只有${\displaystyle {\ce {^14N}}}$和${\displaystyle {\ce {^15N}}}$是最稳定的。最常见的是${\displaystyle {\ce {^14N}}}$（99.634%），是在恒星的碳氮氧循環过程中产生的。[21]在其他人工合成的同位素中，${\displaystyle {\ce {^13N}}}$的半衰期是10分钟，其他的同位素的半衰期都是以秒计或更短。[22]

生物介导反应（例如同化，硝化反应和反硝化反应）牢牢地控制着土壤的氮动力学。这些反应一般会导致基质的${\displaystyle {\ce {^15N}}}$富集和产物的${\displaystyle {\ce {^15N}}}$消耗。[23]

地球大气中的氮气的一小部分（0.73%）是同位素体${\displaystyle {\ce {^14N}}}$${\displaystyle {\ce {^15N}}}$，其余的大部分是${\displaystyle {\ce {^14N2}}}$。[24]

单原子氮是非常活泼的三自由基，有三个不成对电子。它极易和其它元素反应，生成氮化物。两个单原子氮之间的碰撞会产生激发态的N₂分子，后者的能量之高甚至可以把稳定的二氧化碳和水撞成自由基。单原子氮可通过对0.1–2 mmHg的氮气通电而成，并伴随着桃黄色的光。这种光直到结束通电后几分钟才会缓慢消失。[20]

氮通常以N₂形式存在。它是无色、无臭、无味的抗磁性气体，熔点−210 °C，沸点−196 °C。[20]由于N₂中含有又短（109.76 pm）、键能又高（945.41 kJ/mol），因此很强的氮氮三键，它并不活泼，但仍可和金属锂和某些过渡金属配合物反应。[20][25]

氮还有可能形成低聚物和聚合物。它们如果真的被合成了，将会是能量密度极高的材料，可用作推进剂或炸药。[26]在金刚石对顶砧产生的110万个大气压的高压和2000 K的高温下，氮会聚合成由单键链接而成的晶体。它的结构与钻石相似，且都有极强的共价键，因此别名“氮钻石”。[27]

冥王星史波尼克高原（图片右下方）的固态氮

在常压下，N₂会在77 K（−196.2 °C）下液化，在63 K（−210.2 °C）下凝固成六方晶系的β相，[28]而继续降温到35.4 K（−237.8 °C）则会使N₂变成立方晶系的α相。[29]液氮和水一样是无色液体，但其密度（0.808 g/mL）只有水的80.8%，是常用的制冷剂。[30]固态氮有多种晶体结构，是冥王星[31]和海卫一[32]表面的主要成分。即使在那边的低温下，这些固态氮仍具有挥发性，容易升华，形成氮气。这些氮气有的形成大气层，有的形成霜。在海卫一的极地冰盖，还会有氮气组成的间歇泉。[33]

氮可以和大部分元素化合，生成各有不同性质和应用的二元化合物，即氮化物。[20]大部分元素都有多种氮化物，例如锰可以形成MnN、Mn₆N₅、Mn₃N₂、Mn₂N、Mn₄N、 Mn_xN（9.2 < x < 25.3）。氮化物可分为离子氮化物、共价氮化物、间隙氮化物及它们之间的混合类型。氮化物可通过金属和氮气或氨气直接反应，或是氨基化物的热分解产生：[34]

3 Ca + N₂ → Ca₃N₂

3 Mg + 2 NH₃ → Mg₃N₂ + 3 H₂（900 °C）

3 Zn(NH₂)₂ → Zn₃N₂ + 4 NH₃

离子氮化物形式上可看作是N³⁻离子形成的盐，但即使是电正性最强的元素都无法完全分离其电荷。最接近离子化合物的氮化物是锂（更重的碱金属由于空间位阻，氮化物并不稳定）和碱土金属的氮化物。重碱金属虽然氮化物不稳定，但它们有较为常见的叠氮化物（如NaN₃和KN₃，其中含有线形的N−
3离子）。从11到16族元素的氮化物的离子性较低，有更复杂的结构，受到冲击时会爆炸。[34]

无机苯的各种共振式

氮也可以形成共价氮化物，如氰（(CN)₂）、五氮化三磷（P₃N₅）、二氮化二硫（S₂N₂）、四氮化四硫（S₄N₄）。由于B–N单元和C–C单元是等电子体，且碳的大小约为硼和氮的平均值，一些有机化合物会有相关的硼氮化合物，如和苯相似的无机苯。不过，由于硼缺电子，这类化合物更容易被亲核试剂攻击，此现象在完全由碳组成的环中不会发生。[34]

氮化物最大的类别是间隙氮化物。在这类化合物中，较小的氮原子会出现在金属原子晶格之间的间隙里。它们不透明、非常硬、化学性质稳定、熔点极高（通常超过2500 °C），也具有金属般的光泽和电导性。它们的水解极慢。[34]

各种含氮物种的标准电极电势。上图为pH 0时的标准电极电势，而下图为 pH 14时的标准电极电势。[35]

氨（NH₃）是最重要的氮化合物，其工业产量比任何化合物都高。它可以合成氮肥，养活了全球接近一半的人类。[36]它是无色、碱性的气体，有特征性的臭味。氨中有氢键，这也使得它有较高的熔点（−78 °C）和沸点（−33 °C）。液氨是很好的非水极性溶剂。氨是弱碱（pK_b 4.74），可以接受一个氢离子，生成铵根离子 NH+
4；也是极弱的酸，可以失去一个氢离子，生成氨基负离子 NH−
2。和水类似，氨可以自耦电离，生成铵根离子和氨基负离子。氨在空气或氧气中燃烧会生成氮气，而在氟气中燃烧则会有黄绿色火焰，生成三氟化氮。氨和其它非金属的反应较复杂，会产生各种产物。氨和金属反应，生成氮化物。[37]

除了氨以外，氮也可以形成其它氢化物，其中比较重要的是肼（N₂H₄）和叠氮酸（HN₃）。羟胺（NH₂OH）虽然不是氮的氢化物，但其性质与氨、肼相似。肼是冒烟的无色液体，气味与氨相似，物理性质与水相似（熔点2.0 °C、沸点113.5 °C、密度1.00 g/cm³）。虽然肼在热力学上不稳定，但它在动力学上稳定。它在空气中快速燃烧并放出大量热，生成氮气和水蒸气。它可用作还原剂，[38]也是火箭推进剂。[39]

肼通常通过氨和碱性次氯酸钠在明胶存在下反应而成：[38]

NH₃ + OCl⁻ → NH₂Cl + OH⁻

NH₂Cl + NH₃ → N
2H+
5 + Cl⁻（慢）

N
2H+
5 + OH⁻ → N₂H₄ + H₂O（快）

反应添加明胶是为了移除Cu²⁺等金属离子，后者可以催化N₂H₄和NH₂Cl的反应。[38]

叠氮酸（HN₃）于1890年通过亚硝酸氧化水合肼首次合成。它极易爆炸，就连稀溶液都是危险的。它具有令人不愉快和刺激性的气味。它是叠氮根离子的共轭酸，性质与氢卤酸相似。[38]

三氯化氮

氮能和四种卤素形成三卤化物，也可以形成混合卤化物和氢卤化物，如NClF₂、NCl₂F、NBrF₂、NF₂H、NFH₂、NCl₂H、NClH₂。它们大多不稳定。[40]

三氟化氮（NF₃）于1928年发现，是无色无味的气体，通过电解熔融的氟化铵氟化氢溶液产生。[41]和四氟化碳一样，三氟化氮是稳定的，不与水、稀酸或稀碱反应。只有在加热时，它才会变得活泼，能氟化铜、砷、锑、铋。四氟肼（N₂F₄）在室温下可以分解成二氟化氮（NF₂•）自由基，并达成平衡。[42]叠氮化氟（FN₃）不稳定，极易爆炸，其分解产物二氟化二氮（N₂F₂）有顺反异构体。[40]

三氯化氮（NCl₃）是黄色、有挥发性、会爆炸的液体。它的物理性质和四氯化碳相似，但不同的是三氯化氮会水解，而四氯化碳不会。三氯化氮于1811年由皮埃尔·路易·杜隆发现，但他也因三氯化氮的爆炸失去了三根手指和一只眼睛。[43]三氯化氮曾用于漂白面粉，[44]但因为安全问题，现在已被禁用。三溴化氮（NBr₃）于1975年发现，是深红色、对温度敏感的挥发性固体，即使在−100 °C下也会爆炸。三碘化氮（NI₃）更不稳定，直到1990年才被发现。它的氨合物的发现时期更早，对冲击极为敏感，一根羽毛、空气气流、甚至是α粒子都能引爆它。[40][45]因此，高中课堂中常以少量的三碘化氮来演示“化学炸弹”。[46]叠氮化氯（ClN₃）、叠氮化溴（BrN₃）和叠氮化碘（IN₃）都很敏感，容易爆炸。[47][48][49]

氮有两类卤氧化物，分别是亚硝酰卤（XNO）和硝酰卤（XNO₂）。前者都是非常活泼的气体，可由卤素和一氧化氮直接反应而成。无色的亚硝酰氟（NOF）是强氟化剂，而黄色的亚硝酰氯（NOCl）也具有类似的性质。亚硝酰溴（NOBr）是红色的。属于硝酰卤的硝酰氟（FNO₂）和硝酰氯（ClNO₂）同样是强卤化剂。[40]

从左到右分别是−196 °C、0 °C、23 °C、35 °C及50 °C下的二氧化氮。红棕色的NO
2在低温下二聚成无色的四氧化二氮（N
2O
4），高温下又分解成NO
2。

氮有许多氧化物，如一氧化二氮（N₂O）、一氧化氮（NO）、三氧化二氮（N₂O₃）、二氧化氮（NO₂）、四氧化二氮（N₂O₄）、五氧化二氮（N₂O₅）、叠氮化亚硝酰（N₄O）、[50]三硝基胺（N(NO₂)₃）。[51]它们在热力学上都不稳定，会分解成氮气和氧气。

一氧化二氮（N₂O）俗称笑气，可由熔融的硝酸铵在250 °C下热分解而成。它常用作推进剂，还可以打发奶泡，也曾被用作麻醉剂。虽然化学式类似，但因为连二次硝酸（H₂N₂O₂）无法通过一氧化二氮与水的反应产生，所以不能把一氧化二氮看作是其酸酐。[52]一氧化二氮不活泼，但在加热时会变得活泼。它会和卤素、碱金属或臭氧反应。一氧化二氮分子不对称，结构为N–N–O（N≡N⁺O⁻↔⁻N=N⁺=O），超过600 °C时会断裂N–O键并分解。[50]一氧化氮（NO）是最简单的稳定奇电子分子。它是哺乳动物，包括人类重要的信号分子。[53]一氧化氮是无色、顺磁性的气体，可由氨气催化氧化制得。它在热力学上不稳定，1100–1200 °C下分解成氮气和氧气。它和氧气反应生成红棕色的二氧化氮，而和卤素反应则生成亚硝酰卤。一氧化氮也能和过渡金属化合物反应，生成大多呈深色的亚硝基配合物。[50]

蓝色的三氧化二氮（N₂O₃）在熔点以上会快速分解成一氧化氮、二氧化氮和四氧化二氮。后两者由于一直处于平衡，较难单独研究。二氧化氮（NO₂）是有刺激性气味的红棕色腐蚀性气体，而四氧化二氮（N₂O₄）则是无色气体，在相对电容率较高的介质中会理解成亚硝𬭩离子和硝酸根。它们都可通过无水金属硝酸盐分解而成，且都与水反应，生成硝酸。四氧化二氮可用于制备无水金属硝酸盐和硝酸根配合物，也可作为火箭推进剂。[50]

五氧化二氮（N₂O₅）是硝酸的酸酐，呈无色晶体，非常活泼、有强氧化性和吸湿性、且对光敏感，可由硝酸和五氧化二磷反应而成，能合成炸药。[54]固态的五氧化二氮是结构为[NO₂]⁺[NO₃]⁻的离子化合物，而气态或非极性溶液中的五氧化二氮则以O₂N–O–NO₂分子形式存在。五氧化二氮极易水解成硝酸，和过氧化氢也能产生类似反应，生成过氧硝酸（HOONO₂）。气态的五氧化二氮通过以下反应分解：[50]

N₂O₅ ⇌ NO₂ + NO₃ → NO₂ + O₂ + NO

N₂O₅ + NO ⇌ 3 NO₂

氮有多种含氧酸，但它们大多不稳定，只能以水溶液或盐的形式存在。连二次硝酸（H₂N₂O₂）是弱二元酸（pK_a1 6.9、pK_a2 11.6），其结构为HON=NOH。它的酸性溶液稳定，pH超过4时会被碱催化分解成一氧化二氮和氢氧根离子。含有N
2O2−
2离子的连二次硝酸盐是还原剂，为氮循环中氨被氧化成亚硝酸盐中的反应中间体。连二次硝酸根是二齿配体。[55]

目前还未分离出纯的亚硝酸（HNO₂）。它的水溶液是重要的试剂，可由亚硝酸盐溶液在低温下酸化产生。[56][57]它是弱酸（pK_a 3.35）、不稳定，在室温下会歧化成硝酸盐和一氧化氮。它可被高锰酸盐氧化成硝酸盐，也能被二氧化硫还原成一氧化氮和一氧化二氮。亚硝酸和锡(II)反应生成连二次硝酸，和硫化氢反应则生成氨。它也能合成羟胺以及把芳香伯胺重氮化：[55]

ArNH₂ + HNO₂ + H⁺ → [ArNN]⁺ + 2 H₂O

亚硝酸钠有毒，半数致死量为180 mg/kg，但少量的亚硝酸钠可以腌肉。[58]亚硝酸根是两可配体，可用氮原子或氧原子与金属配合，其中用氮原子配合产生的配合物较稳定。[55]

含有黄色二氧化氮的发烟硝酸

硝酸（HNO₃）于13世纪由炼金术师发现，是氮的含氧酸中最稳定、最重要的。硝酸主要通过奥斯特瓦尔德法生产。美国每年生产超过七百万吨的硝酸，它们大多用于合成硝酸盐，而硝酸盐又用于生产肥料和炸药。[59]无水硝酸可通过浓硝酸和五氧化二磷反应而成。它只能以固态存在，熔化后会自发分解。液态纯硝酸的自耦电离程度远比其它共价液体高。[55]

2 HNO₃ ⇌ H
2NO+
3 + NO−
3 ⇌ H₂O + [NO₂]⁺ + [NO₃]⁻

硝酸是强酸，浓硝酸有强氧化性，它有两种可以结晶的水合物，分别是HNO₃·H₂O和HNO₃·3H₂O。硝酸和浓硫酸混合会产生硝𬭩离子，它是硝化芳香化合物的亲电试剂：[55]

HNO₃ + 2 H₂SO₄ ⇌ NO+
2 + H₃O⁺ + 2 HSO−
4

硝酸盐有不同的分解方法，有些分解成亚硝酸盐（如硝酸钠和硝酸钾[60]）、有些分解成氧化物（如硝酸铅）、有些直接分解成金属单质（如硝酸银）。硝酸根也是常见的配体。[55]

虽然结构类似正磷酸的正硝酸（H₃NO₄）未被发现，但相关的NO3−
4离子已有钠盐和钾盐。[55]它们可通过硝酸盐和氧化物在高温[61]高压[62]下反应而成：

NaNO₃ + Na₂O → Na₃NO₄

它们是白色晶体，对空气中的水蒸气和二氧化碳很敏感：[55]

Na₃NO₄ + H₂O + CO₂ → NaNO₃ + NaOH + NaHCO₃

氮是有机化学常见的元素，许多有机官能团都含有碳-氮键，如酰胺（RCONR₂）、胺（R₃N）、亚胺）RC(=NR)R）、酰亚胺（(RCO)₂NR）、叠氮化合物（RN₃）、偶氮化合物（RN₂R）、氰酸酯（ROCN）、异氰酸酯（RNCO）、硝酸酯（RONO₂）、腈（RCN）、异腈（RNC）、亚硝酸酯（RONO）、硝基化合物（RNO₂）、亚硝基化合物（RNO）、肟（RCR=NOH）。碳-氮键中的电子偏向氮。有机氮化合物中的氮通常呈三价（在季铵盐 R₄N⁺中呈四价），有一对能接受氢离子、使化合物带有碱性的孤电子对。一些有机氮化合物因其它原因而碱性较弱，例如酰胺因为其孤对电子在羰基上离域，不接受氢离子，难以表现碱性（不过在强酸性环境下，酰胺可以被质子化）；而吡咯的孤电子对是芳香环的一部分，难以接受氢离子，因此碱性也较弱。[63]物质中氮的含量可通过凯氏定氮法测定。[64]所有核酸、氨基酸、蛋白质以及储存能量的三磷酸腺苷都含氮，因此地球上所有生命都含氮。[63]

氮气主要用作保护气体，避免氧气导致火灾、爆炸或氧化。氮气的用途包括：[67]

• 填充到包装食品中避免酸败和其它氧化过程，使其新鲜。氮气是食品添加剂，E编码 E941。[70]
• 成为白炽灯里氩气便宜的替代品。[71]
• 用于灭火。[67]
• 制造不锈钢。[72]
• 通过渗氮对钢表面硬化。[73]
• 由于空气中的水蒸气和氧气的氧化会导致不均匀的涨缩，[67]所以氮气成为了赛车和飞机轮胎的填充气体。[74]

装有液氮的容器

液氮是外观像水的低温液体。它可用杜瓦瓶储存和运输。[75]和干冰一样，液氮主要用于创造低温。液氮可以保存血液、精子、卵子等生物样品。在冷疗手术中，液氮可以冻结和移除皮肤的囊肿和疣。[76]实验室的冷阱和低温泵也会使用液氮。它还可以冷却红外探测器和X射线探测器等热敏电子产品。液氮通常用于使东西的温度变得像它那样低，但由于液氮价格便宜，所以即使不需要它那么低的温度，它也被用于冷冻各种东西，如食物。[67]

虽然氮气无毒，但它在封闭环境中可以取代氧气，使人窒息。由于人体颈动脉体对缺氧较不敏感，所以不容易感觉到氮气导致的窒息。[77]在STS-1发射不久前的1981年3月19日，两位技术人员因氮气窒息而死。[78]

吸入高气体分压（压强超过4巴，或是水肺潜水超过30米处）的氮气会导致氮醉，其症状类似吸入笑气之后的症状。[79][80]

氮气可溶于血液和脂肪。快速减压（例如潜水员上浮过快）会使氮气气泡在人体各处形成，引起可致命的减压症。[81][82]除了二氧化碳和氧气以外的其它气体都会导致减压症，所以把呼吸气体中的氮气替换成其它气体只能防止氮醉，不能防止减压症。[83]

液氮温度极低，虽然莱顿弗罗斯特效应能提供极短（约一秒）的保护，但在这之后继续接触液氮会造成冻伤。[84]喝下液氮会造成严重的内部损坏。2012年，英国有人喝了用液氮制成的鸡尾酒，结果她的胃被切除了。[85]

液氮容易蒸发成氮气，所以氮气的危害液氮也有。[86][87][88]有液氮的地方都会有氧气传感器，避免里面的人因为液氮产生的氮气窒息。[89]

装液氮的容器可以液化空气中的氧气。由于液氧的沸点是−183 °C，比液氮高，所以容器内的液氮蒸发，液氧开始富集，剧烈氧化有机物。[90]