瑞典化學家卡爾·舍勒和蘇格蘭植物學家丹尼爾·盧瑟福於1772年分別發現了氮。氮首先被拉瓦錫確認為一種元素，並將其命名為“偶氮”，意思是“無生命的”。查普塔爾於1790年將元素氮命名為氮。
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氮源
氮是地球上第 30 個最豐富的元素。考慮到氮氣佔大氣體積的 4/5，即超過 78%，我們可以利用的氮氣量幾乎是無限的。氮也以硝酸鹽的形式存在於多種礦物中，如智利硝石（硝酸鈉）、硝石或硝石（硝酸鉀）以及含有銨鹽的礦物。氮存在於許多複雜的有機分子中，包括所有生物體中存在的蛋白質和胺基酸
物理特性
氮氣N2在室溫下是無色、無味、無臭的氣體，通常無毒。標準狀態下氣體密度為1.25g/L。氮氣佔大氣總量（體積分數）的78.12%，是空氣的主要成分。大氣中約有400兆噸氣體。
在標準大氣壓力下，冷卻至-195.8℃時，變成無色液體。當冷卻到-209.86℃時，液態氮變成雪狀固體。
氮氣是不可燃的，被認為是一種窒息性氣體（即呼吸純氮氣會剝奪人體的氧氣）。氮在水中的溶解度非常低。在283K時，一體積的水可以溶解約0.02體積的N2。
化學性質
氮氣具有非常穩定的化學性質。在常溫下很難與其他物質發生反應，但在高溫高能量條件下可以與某些物質發生化學變化，可以用來生產對人類有用的新物質。
氮分子的分子軌道式為KK σs2 σs*2 σp2 σp*2 πp2。三對電子有助於成鍵，即形成兩個π鍵和一個σ鍵。成鍵沒有貢獻，成鍵能和反鍵能近似抵消，相當於孤電子對。由於N2分子中存在一個三鍵N≡N，因此N2分子具有很大的穩定性，需要941.69 kJ/mol的能量才能分解為原子。 N2分子是已知雙原子分子中最穩定的，氮的相對分子質量為28。
測試方法
將燃燒的鎂棒放入充有氮氣的集氣瓶中，鎂棒繼續燃燒。提取剩餘的灰分（微黃色粉末Mg3N2），加少量水，產生氣體（氨），使濕紅色石蕊試紙變成藍色。反應方程式：3Mg+N2=點火=Mg3N2（氮化鎂）； Mg3N2 + 6H2O = 3Mg(OH)2 + 2NH3↑
氮的成鍵特性與價鍵結構
由於單一物質N2在正常條件下極為穩定，人們常常誤以為氮是化學惰性元素。事實上，恰恰相反，元素氮具有很高的化學活性。 N（3.04）的電負性僅次於F和O，顯示它可以與其他元素形成強鍵。另外，單一物質N2分子的穩定性僅表現出N原子的活性。問題在於，人們尚未找到在常溫常壓下活化N2分子的最佳條件。但在自然界中，植物根瘤上的一些細菌可以在常溫常壓的低能量條件下將空氣中的N2轉化為氮化合物，並將其用作作物生長的肥料。
因此，固氮的研究一直是個重要的科學研究主題。因此，我們有必要詳細了解氮的鍵結特性和價鍵結構。
債券類型
N原子的價電子層結構為2s2p3，即有3個單電子和一對孤電子對。基於此，在形成化合物時，可以產生以下三種鍵結類型：
1. 形成離子鍵 2. 形成共價鍵 3. 形成配位鍵
1. 形成離子鍵
N原子具有高電負性（3.04）。當它們與電負性較低的金屬如Li（電負性0.98）、Ca（電負性1.00）和Mg（電負性1.31）形成二元氮化物時，可以得到3個電子並形成N3-離子。 N2+ 6 Li == 2 Li3N N2+ 3 Ca == Ca3N2 N2+ 3 Mg =ignite= Mg3N2 N3- 離子具有較高的負電荷和較大的半徑（171pm）。當它們遇到水分子時會強烈水解。因此，離子化合物只能以乾燥狀態存在，且不會有N3-的水合離子。
2. 共價鍵的形成
當N原子與電負性較高的非金屬形成化合物時，形成以下共價鍵：
⑴N原子呈sp3雜化態，形成三個共價鍵，保留一對孤電子對，分子構型為三角錐體，如NH3、NF3、NCl3等。型為正四面體，例如 NH4+ 離子。
⑵N原子呈sp2雜化態，形成兩個共價鍵和一個鍵，並保留一對孤電子對，分子構型呈角狀，如Cl—N=O。 （N原子與Cl原子形成σ鍵和π鍵，N原子上有一對孤電子對使分子呈三角形。）如果沒有孤電子對，則分子組態為三角形，例如HNO3分子或NO3-離子。硝酸分子中，N原子分別與三個O原子形成三個σ鍵，其π軌道上的一對電子與兩個O原子的單一π電子形成三中心四電子離域π鍵。在硝酸根離子中，三個O原子和中心N原子之間形成四中心六電子離域大π鍵。這種結構使硝酸中N原子的表觀氧化數+5。由於存在較大的π鍵，硝酸鹽在正常條件下足夠穩定。 ⑶N原子以sp雜化形成共價三鍵並保留一對孤電子對。分子構型為線性，如N2分子中的N原子結構和CN-結構。
3.協調鍵的形成
當氮原子形成單質或化合物時，往往保留孤電子對，因此此類單質或化合物可以作為電子對供體與金屬離子配位。例如[Cu(NH3)4]2+或[Tu(NH2)5]7等。
氧化態-吉布斯自由能圖
從氮的氧化態-吉布斯自由能圖也可以看出，除NH4離子外，氧化數為0的N2分子處於圖中曲線的最低點，這表明N2在熱力學上處於相對於具有其他氧化數的氮化合物穩定。
氧化數在0到+5之間的各種氮化合物的值都在連接HNO3和N2兩點的線（圖中的虛線）之上，因此這些化合物熱力學不穩定，容易發生歧化反應。圖中唯一比 N2 分子值低的離子是 NH4+ 離子。 [1] 從氮的氧化態-吉布斯自由能圖和N2分子的結構可以看出，單質N2不活潑。只有在高溫、高壓和催化劑存在下，氮氣才能與氫氣反應生成氨： 在放電條件下，氮氣可以與氧氣結合生成一氧化氮： N2+O2=放電=2NO 一氧化氮迅速與氧氣結合，生成一氧化氮。 N2與氫反應生成氨：N2+3H2===（可逆符號）2NH3 N2與電離勢低、氮化物晶格能高的金屬反應，形成離子氮化物。例如：N2在室溫下可以直接與金屬鋰反應： 6 Li + N2=== 2 Li3N N2在白熾溫度下與鹼土金屬Mg、Ca、Sr、Ba反應： 3 Ca + N2=== Ca3N2 N2可以只在白熾溫度下與硼、鋁反應： 2 B + N2=== 2 BN（高分子化合物） N2一般在高於1473K的溫度下與矽等族元素反應。
氮分子貢獻三對電子進行成鍵，即形成兩個π鍵和一個σ鍵。成鍵沒有貢獻，成鍵能和反鍵能近似抵消，相當於孤電子對。由於N2分子中存在一個三鍵N≡N，因此N2分子具有很大的穩定性，需要941.69kJ/mol的能量才能分解成原子。 N2分子是已知雙原子分子中最穩定的，氮的相對分子質量為28。
發佈時間：2024年7月23日
