Как пишется азот в химии формула

Азот (N₂) — первый представитель V группы главной подгруппы и 2 периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева. Если рассматривать местоположение азота в длиннопериодной таблице Менделеева, то там он занимает лидирующее место в 15 группе. Для представителей этой группы было предложено название пниктогены (от греческого корня πνῑ́γω — удушливый, плохо пахнущий). Явно это относится к водородным соединениям представителей данной группы.

Электронное строение азота

Рассмотрим строение атома и электронную конфигурацию азота, а затем сделаем некоторые заключения.

Атомный или порядковый номер азота равен 7, что соответствует количеству электронов и протонов в ядре. Молярная масса равна 14,00728 г/моль, а количество нейтронов в атоме этого изотопа равно семи.

Теперь перейдем к электронному строению. В основном состоянии электронная формула азота: 1s² 2s² 2p³, в сокращенном виде — [He]2s² 2p³. На внешнем энергетическом уровне 5 валентных электронов, среди которых 3 неспаренных p-электрона.

Исходя из такой конфигурации, азот может образовывать только 3 связи по обменному механизму и еще одну по донорно-акцепторному механизму. Это связано с тем, что на втором подуровне у азота больше нет вакантных орбиталей, куда могли бы распариться электроны с 2s-подуровня. Отсюда вытекает максимальная валентность азота IV.

Для азота характерен весь спектр возможных степеней окисления от −3 до +5.

Давайте рассмотрим шкалу, где отражены соединения азота в различных веществах.

Строение молекулы азота

Азот — двухатомная молекула, атомы которой связаны между собой прочной тройной связью. Длина связи — 0,110 нм.

Почему именно тройная связь и из чего она состоит?

Напомним, что у каждого атома в молекуле азота 3 неспаренных электрона, которые и образуют впоследствии тройную связь, которая, в свою очередь, состоит из одной сигма-связи и двух пи-связей.

Физические свойства азота

Азот как простое вещество — бесцветный газ, который не имеет запаха и плохо растворяется в воде. По своей молярной массе азот легче, чем воздух. Благодаря наличию тройной неполярной связи и относительно маленьким радиусам атомов азот имеет низкие температуры кипения и плавления: t_пл = −210 °С и t_кип = −196 °С. Аллотропных модификаций азот не имеет. Несмотря на то, что основное состояние азота — газообразное, он бывает еще и жидким. Например, 1 литр жидкого азота при нагревании до 20 °С превращается в 700 литров газообразного азота. Более подробную информацию можно узнать в нашем видео:

Химические свойства азота

Азот химически малоактивен из-за наличия все той же тройной связи. Она же обуславливает малую термическую устойчивость соединений азота при нагревании. В химических реакциях азот может проявлять себя и как окислитель, и как восстановитель благодаря широкому спектру возможных степеней окисления.

Как восстановитель азот реагирует:

• с фтором
  N₂ + F₂ = 2NF₃

• с кислородом
  N₂ + O₂ = 2NO

Эти реакции проходят при температуре выше 1000 градусов Цельсия либо в электрическом заряде.

Как окислитель азот реагирует:

• с металлами
  N₂ + 6Li = 2Li₃N

  азот реагирует при обычных условиях только с литием, а с щелочноземельными металлами — только при нагревании;

• с водородом
  N₂ +3H₂ = 2NH₃

  реакция протекает обратимо в присутствии металлического железа в качестве катализатора.

Рассмотрим способы получения азота. В промышленности его получают фракционной перегонкой жидкого воздуха, а вот в лаборатории азот получают иначе. Вот лишь некоторые способы:

• реакция взаимодействия хлорида аммония и нитрита натрия
  NaNO₂ + NH₄Cl = N₂ + NaCl + 2H₂O

• разложение некоторых солей аммония (на примере нитрита аммония)
  NH₄NO₂ = N₂ + 2H₂O

Азот — основной компонент любого белка в организме человека. Давайте рассмотрим способы получения исходных компонентов для синтеза собственных белков.

Важнейшие соединения азота

Аммиак

В первую очередь поговорим о водородном соединении азота — аммиаке. Аммиак — бесцветный газ с характерным резким запахом. Давайте рассмотрим строение молекулы аммиака:

Аммиак имеет форму тригональной пирамиды. Этот газ очень ядовит и способен вызывать химический ожог глаз, а пары сильно раздражают слизистые оболочки органов дыхания. В то же время аммиак обладает достаточно высокой растворимостью в воде из-за образования водородных связей с молекулами воды. Вас когда-нибудь приводили в чувства после потери сознания ваткой, смоченной чем-то гадко пахнущим? Поздравляю, это было ваше первое знакомство с раствором аммиака в воде.

Поговорим теперь о химических свойствах этого газа.

В отличие от самого азота, аммиак является крайне реакционноспособным соединением. Так как азот находится в аммиаке в своей низшей степени окисления (−3), то аммиак проявляет только восстановительные свойства.

Например, аммиак реагирует с кислородом (при нагревании):

Как видно из уравнений, аммиак вступает в реакции окисления, а продукты его окисления напрямую зависят от силы окислителя и условий проведения реакций.

Со сложными веществами — окислителями аммиак реагирует следующим образом:

• 6NH₃ + 8KClO₃ + 6NaOH = 6NaNO₃ + 8KCl + 12H₂O

• 10NH₃ + 6KMnO₄ + 9H₂SO₄ = 5N₂ + 6MnSO₄ + 3K₂SO₄ + 24H₂O

С кислотами аммиак реагирует благодаря своим оснóвным свойствам, что приводит к образованию различных солей:

• NH₃ + HCl = NH₄Cl

• NH₃ + H₂SO₄ = NH₄HSO₄

А теперь рассмотрим получение аммиака. Различают два типа способов: промышленный и лабораторный.

1. Промышленный способ — синтез из простых веществ:

   

2. Лабораторный способ:

   

   В данном способе аммиак собирают в перевернутую вверх дном колбу, так как аммиак легче воздуха.

   

Азотная кислота

Азотная кислота — одна из важнейших неорганических кислот. Это летучая бесцветная жидкость с резким запахом, которая способна смешиваться с водой в любых пропорциях.

Получают ее в промышленности в несколько этапов. Рассмотрим подробнее каждый из них:

1. Окисление аммиака кислородом воздуха на платиновом катализаторе
   4NH₃ + 5O₂ = 4NO + 6H₂O

2. Окисление оксида азота (II)
   2NO + O₂ = 2NO₂

3. Поглощение образующегося оксида азота (IV) водой в избытке воздуха
   4NO₂ + O₂ + 2H₂O = 4HNO₃

Для азотной кислоты характерны особые химические свойства исходя из ее концентрации.

Например, с металлами данная кислота никогда не будет реагировать с выделением газообразного водорода. Рассмотрим таблицу с примерами металлов с различными концентрациями азотной кислоты:

Также азотная кислота как сильный окислитель способна окислять некоторые неметаллы до их кислот. Давайте рассмотрим примеры:

Азотная кислота в соотношении 1:3 с соляной кислотой образуют смесь под названием царская водка. Это желтовато-оранжевая дымящаяся жидкость, которая получила свое название от алхимиков благодаря способности растворять «царские» металлы — золото и платину.

Оксиды азота

В отличие от других химических элементов, азот образует большое число оксидов: N₂O, NO, N₂O₃, NO₂, N₂O₄ и N₂O₅, каждый из которых является кислотным. В таблице показали, какой оксид какой кислоте соответствует:

Оксид азота (I) N₂O. Несолеобразующий оксид, представляет собой бесцветный газ с приятным запахом и сладковатым привкусом. По своей молярной массе тяжелее воздуха и растворим в воде. У этого оксида есть и другие названия, самое распространенное из них — закись азота. Оксид азота (I) применяли в медицине в качестве наркоза более 200 лет назад. При вдыхании этого газа человека охватывает радость и безудержный смех, отчего оксид получил еще одно название — веселящий газ.

Оксид азота (II) NO. Несолеобразующий оксид, который при нормальный условиях является бесцветным газом, плохо растворяется в воде и в больших концентрациях ядовит для человека.

Оксид азота (III) N₂O₃. Соединение очень неустойчивое и существует только при низких температурах. В твердом и жидком состоянии оксид азота (III) окрашен в ярко-синий цвет. При температуре выше 0 градусов разлагается до оксида азота (II) и оксида азота (IV).

Оксиды азота (IV) NO₂ и N₂O₄. Твердый оксид азота (IV) бесцветный, так как состоит из молекул N2O4. При нагревании появляется коричневая окраска, которая усиливается с повышением температуры по мере увеличения NO₂ в смеси. Эти оксиды хорошо растворимы в воде и взаимодействуют с ней.

Оксид азота (V) N₂O₅. Азотный ангидрид, который образуется в виде летучих бесцветных гигроскопичных кристаллов. Это крайне неустойчивое вещество, которое распадается в течение нескольких часов. При нагревании распадается со взрывом на оксид азота (IV) и газообразный кислород.

Вопросы для самопроверки

1. Какую связь образуют между собой атомы азота?

   1. Одинарную.

   2. Двойную.

   3. Тройную.

2. Выберите высшую и низшую степени окисления азота:

   1. −3 и +5,

   2. −5 и +3,

   3. 0 и +4,

   4. −3 и +3.

3. Максимальная валентность азота равна:

   1. V,

   2. III,

   3. IV,

   4. II.

4. В каком качестве выступает аммиак в окислительно-восстановительных реакциях?

   1. Только окислитель.

   2. Только восстановитель.

   3. И окислитель, и восстановитель.

   4. Не участвует в реакциях с изменением степеней окисления.

5. Выберите формулу веселящего газа:

   1. NO,

   2. N₂O₃,

   3. N₂O,

   4. N₂O₄.

Ответы

1. c

2. a

3. c

4. b

5. c

1. Положение азота в периодической системе химических элементов
2. Строение атома азота 
3. Физические свойства и нахождение в природе
4. Строение молекулы
5. Соединения азота
6. Способы получения
7. Химические свойства
7.1. Взаимодействие с простыми веществами
7.1.1. Взаимодействие с галогенами
7.1.2. Взаимодействие с серой и кремнием
7.1.3. Взаимодействие с водородом и фосфором 
7.1.4. Взаимодействие с азотом
7.1.5. Взаимодействие с активными металлами

Аммиак 
1. Строение молекулы и физические свойства 
2. Способы получения
3. Химические свойства
3.1. Взаимодействие с серной кислотой
3.2. Взаимодействие с азотной кислотой
3.3. Взаимодействие с солями

Соли аммония
Способы получения солей аммония
Химические свойства солей аммония

Оксиды азота 
 1. Оксид азота (I) 
 2. Оксид азота (II) 
3. Оксид азота (III)
4. Оксид азота (IV)
5. Оксид азота (V)

Азотная кислота 
 1. Строение молекулы и физические свойства 
 2. Способы получения 
3. Химические свойства 
3.1. Диссоциация азотной кислоты 
2.3. Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами и гидроксидами
2.4. Вытеснение более слабых кислот из солей
2.5. Взаимодействие с металлами
2.6. Взаимодействие с неметаллами
2.7. Окисление сложных веществ
2.8. Взаимодействие с белками

Азотистая кислота 

Соли азотной кислоты — нитраты

Соли азотистой кислоты — нитриты

Азот

Положение в периодической системе химических элементов

Азот расположен в главной подгруппе V группы  (или в 15 группе в современной форме ПСХЭ) и во втором периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение азота

Электронная конфигурация  азота в основном состоянии:

Атом азота содержит на внешнем энергетическом уровне 3 неспаренных электрона и одну неподеленную электронную пару в основном энергетическом состоянии. Следовательно, атом азота может образовать 3 связи по обменному механизму и 1 связь по донорно-акцепторному механизму. Таким образом, максимальная валентность азота в соединениях равна IV. Также характерная валентность азота в соединениях — III.

Степени окисления атома азота – от -3 до +5. Характерные степени окисления азота -3, 0, +1, +2, +3, +4, +5.

Физические свойства и нахождение в природе

Азот в природе существует в виде простого вещества газа N₂.  Нет цвета, запаха и вкуса. Молекула N₂ неполярная, следовательно, в воде азот практически нерастворим.

Азот – это основной компонент воздуха (79% по массе). В земной коре азот встречается в основном в виде нитратов. Входит в состав белков, аминокислот и нуклеиновых кислот в живых организмах.

Строение молекулы

Связь между атомами в молекуле азота – тройная, т.к. у каждого атома в молекуле по 3 неспаренных электрона. Одна σ-связь (сигма-связь) и две — π-связи.

Структурная формула молекулы азота:

Структурно-графическая формула молекулы азота: N≡N.

Схема перекрывания электронных облаков при образовании молекулы азота:

Соединения азота

Типичные соединения азота:

Степень окисления	Типичные соединения
+5	оксид азота (V) N2O5 азотная кислота HNO3 нитраты MeNO3
+4	оксид азота (IV) NO2
+3	оксид азота (III) азотистая кислота нитриты MeNO2
+2	оксид азота (II) NO
+1	оксид азота (I)
-3	аммиак NH3 нитриды металлов MeN бинарные соединения азота с неметаллами

Способы получения азота

1. Азот в лаборатории получают при взаимодействии насыщенных растворов хлорида аммония и нитрита натрия. Образующийся в результате реакции обмена нитрит аммония легко разлагается с образованием азота и воды. В колбу наливают раствор хлорида аммония, а капельную воронку раствор нитрита натрия. При приливании нитрита натрия в колбу начинается выделение азота. Собирают выделяющийся азот в цилиндр. Горящая лучинка в атмосфере азота гаснет.

NaNO₂   +   NH₄Cl   →   NH₄NO₂   +  NaCl

NH₄NO₂  →   N₂   +   2H₂O

Суммарное уравнение процесса:

NaNO₂   +   NH₄Cl   →   N₂   +  NaCl   +  2H₂O

Видеоопыт взаимодействия нитрита натрия с хлоридом аммония можно посмотреть здесь.

Азот также образуется при горении аммиака:

4NH₃   +  3O₂   →   2N₂   +  6H₂O

2. Наиболее чистый азот получают разложением азидов щелочных металлов.

Например, разложением азида натрия:

2NaN₃   →   2Na    +    3N₂

3. Еще один лабораторный способ получения азота — восстановление  оксида меди (II)  аммиаком при температуре ~700 °C:

3CuO  +  2NH₃  →   3Cu   + N₂    +  3H₂O

В промышленности азот получают, буквально, из воздуха. При промышленном производстве очень важно, чтобы сырье было дешевым и доступным. Воздуха много и он пока бесплатный.

Используются различные способы выделения азота из воздуха — адсорбционная технология, мембранная и криогенная технологии.

Адсорбционные методы разделения воздуха на компоненты основаны на  разделения газовых сред в азотных установках лежит явление связывания твёрдым веществом, называемым адсорбентом, отдельных компонентов газовой смеси.

Основным принципом работы мембранных систем является разница в скорости проникновения компонентов газа через вещество мембраны. Движущей силой разделения газов является разница парциальных давлений на различных сторонах мембраны.

В основе работы криогенных установок разделения воздуха лежит метод разделения газовых смеси, основанный на разности температур кипения компонентов воздуха и различии составов находящихся в равновесии жидких и паровых смесей.

Химические свойства азота

При нормальных условиях азот химически малоактивен.

1. Азот проявляет свойства окислителя (с элементами, которые расположены ниже и левее в Периодической системе) и свойства восстановителя (с элементами, расположенными выше и правее). Поэтому азот реагирует с металлами и неметаллами.

1.1. Молекулярный азот при обычных условиях с кислородом не реагирует. Реагирует с кислородом только при высокой температуре (2000^оС),  на электрической дуге  (в природе – во время грозы):

N₂  +  O₂  ⇄   2NO –  Q

Процесс эндотермический, т.е. протекает с поглощением теплоты.

1.2. При сильном нагревании (3000^оС-5000^оС или действие электрического разряда) образуется атомарный азот, который реагирует с серой, фосфором, мышьяком, углеродом с образованием бинарных соединений:

2С  + N₂  →  N≡C–C≡N

Молекулярный азот, таким образом, не реагирует с серой, фосфором, мышьяком, углеродом.

1.3. Азот взаимодействует с водородом при высоком давлении и высокой температуре, в присутствии катализатора. При этом образуется аммиак:

N₂   +   ЗН₂   ⇄    2NH₃

Этот процесс экзотермический, т.е. протекает с выделением теплоты.

1.4. Азот реагирует с активными металлами: с литием при комнатной температуре, кальцием, натрием и магнием при нагревании. При этом образуются бинарные соединения-нитриды.

Например, литий реагирует с азотом с образованием нитрида лития:

N₂   +   6Li   →   2Li₃N

2. Со сложными веществами азот практически не реагирует из-за крайне низкой реакционной способности.

Взаимодействие возможно только в жестких условиях с активными веществами, например, сильными восстановителями.

Например, азот окисляет гидрид лития:

N₂    +  3LiH  →   Li₃N   +   NH₃

Аммиак

Строение молекулы и физические свойства

В молекуле аммиака NH₃ атом азота соединен тремя одинарными ковалентными полярными связями с атомами водорода:

Геометрическая форма молекулы аммиака — правильная треугольная пирамида. Валентный угол H-N-H составляет 107,3^о:

 У атома азота в аммиаке на внешнем энергетическом уровне остается одна неподеленная электронная пара. Эта электронная пара оказывает значительное влиение на свойства аммиака, а также на его структуру. Электронная структура аммиака — тетраэдр , с атомом азота в центре:

Аммиак – бесцветный газ с резким характерным запахом. Ядовит. Весит меньше воздуха. Связь N-H — сильно полярная, поэтому между молекулами аммиака в жидкой фазе возникают водородные связи. При этом аммиак очень хорошо растворим в воде, т.к. молекулы аммиака образуют водородные связи с молекулами воды.

Способы получения аммиака

В лаборатории аммиак получают при взаимодействии солей аммония с щелочами. Поск

ольку аммиак очень хорошо растворим в воде, для получения чистого аммиака используют твердые вещества.

Например, аммиак можно получить нагреванием смеси хлорида аммония и гидроксида кальция. При нагревании смеси происходит образование соли, аммиака и воды:

2NH₄Cl    +  Са(OH)₂   →   CaCl₂  + 2NH₃  +   2Н₂O

Тщательно растирают ступкой смесь соли и основания и нагревают смесь. Выделяющийся газ собирают в пробирку (аммиак — легкий газ и пробирку нужно перевернуть вверх дном). Влажная лакмусовая бумажка синеет в присутствии аммиака.

Видеоопыт получения аммиака из хлорида аммония и гидроксида кальция можно посмотреть здесь.

Еще один лабораторный способ получения аммиака – гидролиз нитридов.

Например, гидролиз нитрида кальция:

Ca₃N₂    +   6H₂O  →  ЗСа(OH)₂    +    2NH₃

В промышленности аммиак получают с помощью процесса Габера: прямым синтезом из водорода и азота.

N₂    +   3Н₂    ⇄    2NH₃

Процесс проводят при температуре 500-550^оС и в присутствии катализатора.  Для синтеза аммиака применяют давления 15-30 МПа. В качестве катализатора используют губчатое железо с добавками оксидов алюминия, калия, кальция, кремния. Для полного использования исходных веществ применяют метод циркуляции непровзаимодействовавших реагентов: не вступившие в реакцию азот и водород вновь возвращают в реактор.

Более подробно про технологию производства аммиака можно прочитать здесь.

Химические свойства аммиака

1. В водном растворе аммиак проявляет основные свойства (за счет неподеленной электронной пары). Принимая протон (ион H⁺), он превращается в ион аммония. Реакция может протекать и в водном растворе, и в газовой фазе:

:NH₃   +   H₂O    ⇄    NH₄⁺   +   OH^–

Таким образом, среда водного раствора аммиака – щелочная. Однако аммиак – слабое основание. При 20 градусах один объем воды поглощает до 700 объемов аммиака.

Видеоопыт растворения аммиака в воде можно посмотреть здесь.

2. Как основание, аммиак взаимодействует с кислотами в растворе и в газовой фазе с образованием солей аммония.

Например, аммиак реагирует с серной кислотой с образованием либо кислой соли – гидросульфата аммония (при избытке кислоты), либо средней соли – сульфата аммония (при избытке аммиака):

NH₃    +    H₂SO₄    →    NH₄HSO₄

2NH₃   +   H₂SO₄    →   (NH₄)₂SO₄

Еще один пример: аммиак взаимодействует с водным раствором углекислого газа с образованием карбонатов или гидрокарбонатов аммония:

NH₃    +    H₂O   + CO₂  →    NH₄HCO₃

2NH₃   +   H₂O   + CO₂    →   (NH₄)₂CO₃

Видеоопыт взаимодействия аммиака с концентрированными кислотами – азотной, серной и и соляной можно посмотреть  здесь.

В газовой фазе аммиак реагирует с летучим хлороводородом. При этом образуется густой белый дым – это выделяется хлорид аммония. 

NH₃   +   HCl  →   NH₄Cl

Видеоопыт взаимодействия аммиака с хлороводородом в газовой фазе (дым без огня) можно посмотреть здесь.

3. В качестве основания, водный раствор аммиака реагирует с растворами солей тяжелых металлов, образуя нерастворимые гидроксиды.

Например, водный раствор аммиака реагирует с сульфатом железа (II) с образованием сульфата аммония и гидроксида железа (II):

FeSO₄  + 2NH₃  + 2H₂O  →  Fe(OH)₂  + (NH₄)₂SO₄

4. Соли и гидроксиды меди, никеля, серебра растворяются в избытке аммиака, образуя комплексные соединения – амминокомплексы.

Например, хлорид меди (II) реагирует с избытком аммиака с образованием хлорида тетрамминомеди (II):

4NH₃    +  CuCl₂  →  [Cu(NH₃)₄]Cl₂

Гидроксид меди (II) растворяется в избытке аммиака:

4NH₃    +   Cu(OH)₂   → [Cu(NH₃)₄](OH)₂

5. Аммиак горит на воздухе, образуя азот и воду:

4NH₃    +   3O₂    →  2N₂   +   6H₂O

Если реакцию проводить в присутствии катализатора (Pt), то азот окисляется до NO:

4NH₃    +   5O₂    →    4NO  +   6H₂O

6. За счет атомов водорода в степени окисления +1 аммиак может выступать в роли окислителя, например в реакциях с щелочными, щелочноземельными металлами, магнием и алюминием. С металлами реагирует только жидкий аммиак.

Например, жидкий аммиак реагирует с натрием с образованием амида натрия:

2NH₃   +    2Na   →   2NaNH₂   +  H₂

 Также возможно образование Na₂NH,  Na₃N.

При взаимодействии аммиака с алюминием образуется нитрид алюминия:

2NH₃    +   2Al   →   2AlN   +   3H₂

7. За счет азота в степени окисления -3 аммиак проявляет восстановительные свойства. Может взаимодействовать с сильными окислителями — хлором, бромом, пероксидом водорода, пероксидами и оксидами некоторых металлов. При этом азот окисляется, как правило, до простого вещества.

Например, аммиак окисляется хлором до молекулярного азота:

2NH₃    +   3Cl₂    →  N₂   +   6HCl

Пероксид водорода также окисляет аммиак до азота:

2NH₃    +   3H₂O₂    →  N₂   +   6H₂O

Оксиды металлов, которые в электрохимическом ряду напряжений металлов расположены справа — сильные окислители. Поэтому они также окисляют аммиак до азота.

Например, оксид меди (II) окисляет аммиак:

2NH₃    +   3CuO   →    3Cu   +   N₂   +   3H₂O

Соли аммония

Соли аммония – это соли, состоящие из катиона аммония и аниона кислотного остатка.

Способы получения солей аммония

1. Соли аммония можно получить взаимодействием аммиака с кислотами. Реакции подробно описаны выше.

2. Соли аммония также получают в обменных реакциях между солями аммония и другими солями.

Например, хлорид аммония реагирует с нитратом серебра:

NH₄Cl + AgNO₃ → AgCl + NH₄NO₃

3. Средние соли аммония можно получить из кислых солей аммония. При добавлении аммиака кислая соль переходит в среднюю.

Например, гидрокарбонат аммония реагирует с аммиаком с образованием карбоната аммония:

NH₄НCO₃  +   NH₃   →   (NH₄)₂CO₃

Химические свойства солей аммония

1. Все соли аммония – сильные электролиты, почти полностью диссоциируют на ионы в водных растворах:

NH₄Cl   ⇄   NH₄⁺ + Cl^–

2. Соли аммония проявляют свойства обычных растворимых солей –вступают в реакции обмена с щелочами, кислотами и растворимыми солями, если в продуктах образуется газ, осадок или образуется слабый электролит.

Например, карбонат аммония  реагирует с соляной кислотой. При этом выделяется углекислый газ:

(NH₄)₂CO₃    +   2НCl →   2NH₄Cl + Н₂O + CO₂

Соли аммония реагируют с щелочами с образованием аммиака.

Например, хлорид аммония реагирует с гидроксидом калия:

NH₄Cl     +   KOH   →   KCl    +   NH₃   +   H₂O

Взаимодействие с щелочами — качественная реакция на ионы аммония. Выделяющийся аммиак можно обнаружить по характерному резкому запаху и посинению лакмусовой бумажки.

3. Соли аммония подвергаются гидролизу по катиону, т.к. гидроксид аммония — слабое основание:

NH₄Cl   +    Н₂O    ↔   NH₃ ∙ H₂O   +   HCl

NH₄⁺     +     HOH    ↔   NH₃ ∙ H₂O      +   H⁺

4. При нагревании соли аммония разлагаются. При этом если соль не содержит анион-окислителя, то разложение проходит без изменения степени окисления атома азота. Так разлагаются хлорид, карбонат, сульфат, сульфид и фосфат аммония:

NH₄Cl   →    NH₃   +   HCl

NH₄HCO₃    →   NH₃   +   CO₂    +   H₂O

  (NH₄)₂SO₄    →   NH₄HSO₄   +  NH₃

NH₄HS  →   NH₃   +   H₂S

Если соль  содержит анион-окислитель, то разложение сопровождается  изменением степени окисления атома азота иона аммония. Так протекает разложение нитрата, нитрита и дихромата аммония:

NH₄NO₂   →   N₂    +    2H₂O  

190 – 245° C:

NH₄NO₃  →   N₂O   +   2H₂O

При температуре 250 – 300°C:

 2NH₄NO₃  →   2NO    +   4H₂O

При температуре выше 300°C:

2NH₄NO₃    →   2N₂   +   O₂   +   4H₂O

Разложение бихромата аммония («вулканчик»). Оранжевые кристаллы дихромата аммония под действием горящей лучинки бурно реагируют. Дихромат аммония – особенная соль, в ее составе – окислитель и восстановитель. Поэтому «внутри» этой соли может пройти окислительно-восстановительная реакция (внутримолекулярная ОВР):

(NH₄)₂Cr₂O₇  →   Cr₂O₃    +   N₂   +   4H₂O

Окислитель –  хром (VI) превращается в хром (III), образуется зеленый оксид хрома. Восстановитель – азот, входящий в состав иона аммония, превращается в газообразный азот. Итак, дихромат аммония превращается в зеленый оксид хрома, газообразный азот и воду. Реакция начинается от горящей лучинки, но не прекращается, если лучинку убрать, а становится еще интенсивней, так как в процессе реакции выделяется теплота, и, начавшись от лучинки, процесс лавинообразно развивается. Оксид хрома (III) – очень твердое, тугоплавкое вещество зеленого цвета, его используют как абразив. Температура плавления – почти 2300 градусов.  Оксид хрома – очень устойчивое вещество, не растворяется даже в кислотах. Благодаря устойчивости и интенсивной окраске окись хрома используется при изготовлении масляных красок.

Видеоопыт разложения дихромата аммония можно посмотреть здесь.

Оксиды азота

Оксиды азота	Цвет	Фаза	Характер оксида
N2O Оксид азота (I), закись азота, «веселящий газ»	бесцветный	газ	несолеобразующий
NO Оксид азота (II)	бесцветный	газ	несолеобразующий
N2O3 Оксид азота (III), азотистый ангидрид	синий	жидкость	кислотный
NO2 Оксид азота (IV), диоксид азота, «лисий хвост»	бурый	газ	кислотный (соответствуют две кислоты)
N2O5 Оксид азота (V), азотный ангидрид	бесцветный	твердый	кислотный

Оксид азота (I)

Оксид азота (I) –  это несолеобразующий оксид. Малые концентрации закиси азота вызывают лёгкое опьянение (отсюда название — «веселящий газ»). При вдыхании чистого газа быстро развиваются состояние опьянения и сонливость. Закись азота обладает слабой наркотической активностью, в связи с чем в медицине её применяют в больших концентрациях. В смеси с кислородом при правильном дозировании (до 80 % закиси азота) вызывает хирургический наркоз.

Строение молекулы оксида азота (I) нельзя описать методом валентных связей. Так как оксид азота (I) состоит из двух, так называемых резонансных структур, которые переходят одна в другую:

Общую формулу в таком случае можно задать, обозначая изменяющиеся связи в резонансных структурах пунктиром:

Получить оксид азота (I) в лаборатории можно разложением нитрата аммония:

 NH₄NO₃  →   N₂O   +   2H₂O

Химические свойства оксида азота (I):

1. При нормальных условиях оксид азота (I) инертен. При нагревании проявляет свойства окислителя. Оксид азота (I) при нагревании окисляет водород, аммиак, металлы, сернистый газ и др. При этом азот восстанавливается в простое вещество.

N₂O      +    H₂    →  N₂   +   H₂O

N₂O      +    Mg   →  N₂   +   MgO

N₂O      +   2Cu   →  N₂   +   Cu₂O

3N₂O    +   2NH₃  →   4N₂   +  3H₂O

N₂O      +    H₂O   +  SO₂  →   N₂   +   H₂SO₄

Еще пример: оксид азота (I) окисляет углерод и фосфор при нагревании:

N₂O   +   C   →   N₂   +   CO

5N₂O   +   2Р   →   5N₂   +   Р₂O₅

2. При взаимодействии с сильными окислителями N₂O может проявлять свойства восстановителя.

Например, N₂O окисляется раствором перманганата в серной кислоте:

5N₂O    +    3H₂SO₄   +   2KMnO₄   →  10NO   +   2MnSO₄    +   K₂SO₄    +  3H₂O

Оксид азота (II)

Оксид азота (II) –  это несолеобразующий оксид.  В нормальных условиях это бесцветный ядовитый газ, плохо растворимый в воде. На воздухе коричневеет из-за окисления до диоксида азота. Сжижается с трудом; в жидком и твёрдом виде имеет голубой цвет.

Способы получения.

1. В лаборатории оксид азота (II) получают действием разбавленной азотной кислоты (30%) на неактивные металлы.

Например, при действии 30 %-ной азотной кислоты на медь образуется NO:

3Cu   +   8HNO_3(разб.)  →  3Cu(NO₃)₂   +  2NO  + 4H₂O

Также NO можно получить при окислении хлорида железа (II) или иодоводорода азотной кислотой:

3FeCl₂    +     NaNO₃   +   4HCl   →   3FeCl₃   +   NaCl    +  NO   +   2H₂O

  2HNO₃   +  6HI   →   2NO   +   I₂    +   4H₂O

2. В природе оксид азота (II) образуется из азота и кислорода под действием электрического разряда, например, во время грозы:

N₂   +   O₂  →   2NO

3. В промышленности оксид азота (II) получают каталитическим окислением аммиака:

4NH₃    +   5O₂    →    4NO  +   6H₂O

Химические свойства.

1. Оксид азота (II) легко окисляется под действием окислителей.

Например, горит в атмосфере кислорода:

2NO    +   O₂   →   2NO₂

Оксид азота (II) легко окисляется под действием хлора или озона:

2NO   +   Cl₂  →  2NOCl

NO   +  O₃  →   NO₂   +   O₂

2. В присутствии более сильных восстановителей проявляет свойства окислителя. В атмосфере оксида азота (II) могут гореть водород, углерод и т.п.

Например, оксид азота (II) окисляет водород и сернистый газ:

2NO   +   2H₂  →  N₂   +   2H₂O

2NO   +  2SO₂   →   2SO₃   +   N₂

Оксид азота (III)

Оксид азота (III), азотистый ангидрид – кислотный оксид. За счет азота со степенью окисления +3 проявляет восстановительные и окислительные свойства. Устойчив только при низких температурах, при более высоких температурах разлагается.

Способы получения: можно получить при низкой температуре из оксидов азота:

NO₂     +   NO   ↔   N₂O₃

Химические свойства:

1. Оксид азота (III) взаимодействует с водой с образованием азотистой кислоты:

N₂O₃   +   H₂O   ↔  2HNO₂

2. Оксид азота (III) взаимодействует с основаниями и основными оксидами:

Например, оксид азота (III) реагирует с гидроксидом и оксидом натрия с образованием нитрита натрия и воды:

N₂O₃   +   2NaOH   →  2NaNO₂    +   H₂O

N₂O₃ + Na₂O →  2NaNO₂

Оксид азота (IV)

Оксид азота (IV) — бурый газ. Очень ядовит!  Для NO₂  характерна высокая химическая активность.

Способы получения.

1. Оксид азота (IV) образуется при окислении оксида азота (I) и оксида азота (II) кислородом или озоном:

2NO   +  O₂  →   2NO₂

2. Оксид азота (IV) образуется при действии концентрированной азотной кислоты на неактивные металлы.

Например, при действии концентрированной азотной кислоты на медь:

4HNO_3(конц.)    +    Cu   →    Cu(NO₃)₂    +    2NO₂   +   2H₂O

3. Оксид азота (IV) образуется также при разложении нитратов металлов, которые в ряду электрохимической активности расположены правее магния (включая магний) и при разложении нитрата лития.

Например, при разложении нитрата серебра:

2AgNO₃    →  2Ag   +   2NO₂    +   O₂

Химические свойства.

1. Оксид азота (IV) реагирует с водой с образованием двух кислот — азотной и азотистой:

2NO₂   +   H₂O   →  HNO₃   +   HNO₂

Если растворение NO₂ в воде проводить в избытке кислорода, то образуется только азотная кислота:

4NO₂   +   2H₂O   +  O₂   →  4HNO₃

Поскольку азотистая кислота неустойчива, то при растворении NO₂ в теплой воде образуются HNO₃  и   NO:

3NO₂   +   H₂O   →  2HNO₃   +   NO

2. При растворении оксида азота (IV) в щелочах образуются нитраты и нитриты:

 2NO₂   +   2NaOH   →  NaNO₃   +   NaNO₂   +   H₂O

4NO₂   +   2Ca(OH)₂  →   Ca(NO₂)₂   +   Ca(NO₃)₂      +   2H₂O

В присутствии кислорода образуются только нитраты:

4NO₂   +   4NaOH  +   O₂   →   4NaNO₃   +   2H₂O

3. Оксид азота (IV) – сильный окислитель. В атмосфере оксида азота (IV) горят фосфор, уголь, сера, оксид серы (IV) окисляется до оксида серы (VI):

2NO₂   +   2S   →  N₂   +   2SO₂

2NO₂   +   2C   →  N₂   +   2CO₂

10NO₂   +   8P   →  5N₂   +   4P₂O₅

NO₂    +   SO₂  →   SO₃   +   NO

4. Оксид азота (IV) димеризуется:

2NO₂  ⇄  N₂O₄

Оксид азота (V)

N₂O₅ – оксид азота (V), ангидрид азотной кислоты – кислотный оксид.

Получение оксида азота (V).

1. Получить оксид азота (V) можно окислением диоксида азота:

2NO₂ + O₃    →    N₂O₅ + O₂

2. Еще один способ получения оксида азота (V) – обезвоживание азотной кислоты сильным водоотнимающим веществом, оксидом фосфора (V):

2HNO₃    +   P₂O₅      →   2HPO₃    +    N₂O₅

Химические свойства оксида азота (V).

1. При растворении в воде оксид азота (V) образует азотную кислоту:

N₂O₅    +   H₂O   →  2HNO₃

2. Оксид азота (V), как типичный кислотный оксид, взаимодействует с основаниями и основными оксидами с образованием солей-нитратов.

Например, оксид азота (V) реагирует с гидроксидом натрия:

N₂O₅    +   2NaOH   →  2NaNO₃  +   H₂O

Еще пример: оксид азота (V) реагирует с оксидом кальция:

N₂O₅ + CaO → Ca(NO₃)₂

3. За счет азота со степенью окисления +5 оксид азота (V) – сильный окислитель.

Например, он окисляет серу:

2N₂O₅   +   S   →   SO₂   +   4NO₂

4. Оксид азота (V) легко разлагается при нагревании (со взрывом):

2N₂O₅     →   4NO₂   +   O₂

Азотная кислота

Строение молекулы и физические свойства

Азотная кислота HNO₃ – это сильная одноосновная кислота-гидроксид. При обычных условиях бесцветная, дымящая на воздухе жидкость, температура плавления −41,59 °C, кипения +82,6 °C ( при нормальном атмосферном давлении). Азотная кислота смешивается с водой во всех соотношениях. На свету частично разлагается.

Валентность азота в азотной кислоте равна IV, так как валентность V у азота отсутствует. При этом степень окисления атома азота равна +5. Так происходит потому, что атом азота образует 3 обменные связи и одну донорно-акцепторную, является донором электронной пары.

Поэтому строение молекулы азотной кислоты можно описать резонансными структурами:

Обозначим дополнительные связи между азотом и кислородом пунктиром. Этот пунктир по сути обозначает делокализованные электроны. Получается формула:

Способы получения

В лаборатории азотную кислоту можно получить разными способами:

1. Азотная кислота  образуется при действии концентрированной серной кислоты на твердые нитраты металлов. При этом менее летучая серная кислота вытесняет более летучую азотную.

Например, концентрированная серная кислота вытесняет азотную из кристаллического нитрата калия:

KNO₃    +    H₂SO_4(конц)    →    KHSO₄    +    HNO₃

2. В промышленности азотную кислоту получают из аммиака. Процесс осуществляется стадийно.

1 стадия. Каталитическое окисление аммиака.

4NH₃    +   5O₂    →    4NO  +   6H₂O

2 стадия. Окисление оксида азота (II)  до оксида азота (IV) кислородом воздуха.

2NO   +    O₂   →    2NO₂

3 стадия. Поглощение оксида азота (IV) водой в присутствии избытка кислорода.

4NO₂   +   2H₂O   +  O₂   →  4HNO₃

Химические свойства

Азотная кислота – это сильная кислота. За счет азота со степенью окисления +5 азотная кислота проявляет сильные окислительные свойства.

1. Азотная кислота практически полностью диссоциирует в водном растворе.

 HNO₃ → H⁺ + NO₃^–

2. Азотная кислота реагирует с основными оксидами, основаниями, амфотерными оксидами  и амфотерными гидроксидами. 

Например, азотная кислота взаимодействует с оксидом меди (II):

CuO   +   2HNO₃   →   Cu(NO₃)₂   +   H₂O

Еще пример: азотная кислота реагирует с гидроксидом натрия:

HNO₃   +   NaOH   →   NaNO₃   +   H₂O

3. Азотная кислота вытесняет более слабые кислоты из их солей (карбонатов, сульфидов, сульфитов). 

Например, азотная кислота взаимодействует с карбонатом натрия:

2HNO₃   +   Na₂CO₃   →  2NaNO₃   +   H₂O   +   CO₂

4. Азотная кислота частично разлагается при кипении или под действием света:

4HNO₃  →   4NO₂   +   O₂   +   2H₂O

5. Азотная кислота активно взаимодействует с металлами. При этом  никогда не выделяется водород! При взаимодействии азотной кислоты с металлами окислителем всегда выступает азот +5. Азот в степени окисления +5 может восстанавливаться до степеней окисления -3, 0, +1, +2 или +4 в зависимости от концентрации кислоты и активности металла.

металл + HNO₃ → нитрат металла + вода + газ (или соль аммония)

С алюминием, хромом и железом на холоду концентрированная HNO₃  не реагирует – кислота «пассивирует» металлы, т.к. на их поверхности образуется пленка оксидов, непроницаемая для концентрированной азотной кислоты. При нагревании реакция идет. При этом азот восстанавливается до степени окисления +4:

Fe    +   6HNO_3(конц.)  →   Fe(NO₃)₃   +   3NO₂  +   3H₂O

 Al   +   6HNO_3(конц.)   →  Al(NO₃)₃   +   3NO₂  +   3H₂O

Золото и платина не реагируют с азотной кислотой, но растворяются в «царской водке» – смеси концентрированных азотной и соляной кислот в соотношении 1 :  3 (по объему):

HNO₃      +   3HCl   +   Au   →   AuCl₃   +   NO   +   2H₂O

Концентрированная азотная кислота взаимодействует с неактивными металлами и металлами средней активности (в ряду электрохимической активности после алюминия). При этом образуется оксид азота (IV), азот восстанавливается минимально:

4HNO_3(конц.)    +    Cu   →    Cu(NO₃)₂    +    2NO₂   +   2H₂O

С активными металлами (щелочными и щелочноземельными) концентрированная азотная кислота реагирует с образованием оксида азота (I):

10HNO₃       +  4Ca   →    4Ca(NO₃)₂    +    2N₂O   +   5H₂O

Разбавленная азотная кислота взаимодействует с неактивными металлами и металлами средней активности (в ряду электрохимической активности после алюминия). При этом образуется оксид азота (II).

8HNO_{3 (разб.)}     +    3Cu   →    3Cu(NO₃)₂    +    2NO   +   4H₂O

С активными металлами (щелочными и щелочноземельными), а также оловом и железом разбавленная азотная кислота реагирует с образованием молекулярного азота:

12HNO_3(разб)     +  10Na   →    10NaNO₃    +    N₂   +   6H₂O

При взаимодействии кальция и магния с азотной кислотой любой концентрации (кроме очень разбавленной) образуется оксид азота (I):

10HNO₃       +  4Ca    →   4Ca(NO₃)₂    +    2N₂O   +   5H₂O

Очень разбавленная азотная кислота реагирует с металлами с образованием нитрата аммония:

10HNO₃         +  4Zn   →    4Zn(NO₃)₂    +    NH₄NO₃   +   3H₂O

Таблица. Взаимодействие азотной кислоты с металлами.

Азотная кислота
Концентрированная	Разбавленная
с Fe, Al, Cr	с неактивными металлами и металлами средней активности (после Al)	с щелочными и щелочноземельными металлами	с неактивными металлами и металлами средней активности (после Al)	с металлами до Al в ряду активности, Sn, Fe
пассивация при низкой Т	образуется NO2	образуется N2O	образуется NO	образуется N2

6. Азотная кислота окисляет и неметаллы (кроме кислорода, водорода, хлора, фтора и некоторых других). При взаимодействии с неметаллами HNO₃  обычно восстанавливается до NO  или NO₂, неметаллы окисляются до соответствующих кислот, либо оксидов (если кислота неустойчива).

Например, азотная кислота окисляет серу, фосфор, углерод, йод:

6HNO₃       +   S     →   H₂SO₄   +   6NO₂    +    2H₂O

Безводная азотная кислота – сильный окислитель. Поэтому она легко взаимодействует с красным и белым фосфором. Реакция с белым фосфором протекает очень бурно. Иногда она сопровождается взрывом.

5HNO₃      +    P   →    H₃PO₄     +   5NO₂    +    H₂O

5HNO₃      +    3P     +    2H₂O   →    3H₃PO₄     +   5NO

Видеоопыт взаимодействия фосфора с безводной азотной кислотой можно посмотреть здесь.

4HNO₃     +    C   →   CO₂    +    4NO₂    +    2H₂O

Видеоопыт взаимодействия угля с безводной азотной кислотой можно посмотреть здесь.

10HNO₃   +   I₂  →   2HIO₃   +   10NO₂   +   4H₂O

7. Концентрированная азотная кислота окисляет сложные вещества (в которых есть элементы в отрицательной, либо промежуточной степени окисления): сульфиды металлов, сероводород, фосфиды, йодиды, соединения железа (II) и др. При этом азот восстанавливается до NO₂, неметаллы окисляются до соответствующих кислот (или оксидов), а металлы окисляются до устойчивых степеней окисления.

Например, азотная кислота окисляет оксид серы (IV):

2HNO₃     +   SO₂  →   H₂SO₄     +   2NO₂

Еще пример: азотная кислота окисляет йодоводород:

6HNO₃   +   HI   →  HIO₃   +   6NO₂   +   3H₂O

Азотная кислота окисляет углерод до углекислого газа, т.к. угольная кислота неустойчива.

3С    +    4HNO₃   →    3СО₂    +    4NO    +   2H₂O

Сера в степени окисления -2 окисляется без нагревания до простого вещества, при нагревании до серной кислоты. 

Например, сероводород окисляется азотной кислотой без нагревания до молекулярной серы:

2HNO₃     +   H₂S     →  S    +    2NO₂   +   2H₂O

При нагревании до серной кислоты:

2HNO₃     +   H₂S     →  H₂SO₄    +    2NO₂   +   2H₂O

8HNO₃     +    CuS   →   CuSO₄    +   8NO₂    +   4H₂O

Соединения железа (II) азотная кислота окисляет до соединений железа (III):

4HNO₃     +    FeS   →   Fe(NO₃)₃  +   NO    +   S    +   2H₂O

8. Азотная кислота окрашивает белки в оранжево-желтый цвет («ксантопротеиновая реакция»).

Ксантопротеиновую реакцию проводят для обнаружения белков, содержащих в своем составе ароматические аминокислоты. К раствору белка прибавляем концентрированную азотную кислоту. Белок свертывается. При нагревании белок желтеет. При добавлении избытка аммиака окраска переходит в оранжевую.

Видеоопыт обнаружения белков с помощью азотной кислоты можно посмотреть здесь.

Азотистая кислота

Азотистая кислота HNO₂ — слабая, одноосновная, химически неустойчивая кислота.

Получение азотистой кислоты.

Азотистую кислоту легко получить вытеснением из нитритов более сильной кислотой.

Например, соляная кислота вытесняет азотистую кислоту из нитрита серебра:

AgNO₂   +   HCl   →    HNO₂    +   AgCl

Химические свойства.

1. Азотистая кислота HNO₂  существует только в разбавленных растворах, при нагревании она разлагается:

3HNO₂   →  HNO₃  +   2NO   +   H₂O

без нагревания азотистая кислота также разлагается:

2HNO₂    →    NO₂    +    NO   +   H₂O

2. Азотистая кислота взаимодействует с сильными основаниями.

Например, с гидроксидом натрия:

HNO₂   +   NaOH   →   NaNO₂   +   H₂O

3. За счет азота в степени окисления +3 азотистая кислота проявляет слабые окислительные свойства. Окислительные свойства HNO₂ проявляет только при взаимодействии с сильными восстановителями.

Например, HNO₂ окисляет иодоводород:

2HNO₂   +   2HI   →   2NO   +   I₂   +   2H₂O

Азотистая кислота также окисляет иодиды в кислой среде:

2НNO₂   +   2KI   +   2H₂SO₄   →   K₂SO₄   +   I₂ +   2NO   +  2H₂O

Азотистая кислота окисляет соединения железа (II):

2HNO₂   +   3H₂SO₄   +   6FeSO₄  →   3Fe₂(SO₄)₃   +   N₂    +    4H₂O

4. За счет азота в степени окисления +3 азотистая кислота проявляет сильные восстановительные свойства. Под действием окислителей азотистая кислота переходит в азотную.

Например, хлор окисляет азотистую кислоту до азотной кислоты:

HNO₂   +  Cl₂    +  H₂O   →  HNO₃  +   2HCl

Кислород и пероксид водорода также окисляют азотистую кислоту:

2HNO₂   +   O₂  →  2HNO₃

HNO₂   +   H₂O₂  →  HNO₃   +   H₂O

Соединения марганца (VII) окисляют HNO₂:

5HNO₂   +   2HMnO₄  →   2Mn(NO₃)₂   +   HNO₃   +   3H₂O

Соли азотной кислоты — нитраты

Нитраты металлов — это твердые кристаллические вещества. Большинство очень хорошо растворимы в воде.

1. Нитраты термически неустойчивы, причем все они разлагаются на кислород и соединение, характер которого зависит от положения металла (входящего в состав соли) в ряду напряжений металлов:

• Нитраты щелочных и щелочноземельных металлов (до Mg в электрохимическом ряду) разлагаются до нитрита и кислорода.

Например, разложение нитрата натрия:

2KNO₃   →  2KNO₂   +   O₂    

Исключение – литий.

Видеоопыт разложения нитрата калия можно посмотреть здесь.

• Нитраты тяжелых металлов (от Mg до Cu, включая магний и медь) и литий разлагаются  до оксида металла, оксида азота (IV) и кислорода:

Например, разложение нитрата меди (II):

  2Cu(NO₃)₂   →   2CuO    +    4NO₂   +   O₂

• Нитраты малоактивных металлов (правее Cu) – разлагаются до металла, оксида азота (IV) и кислорода.

Например, нитрат серебра:

2AgNO₃   →  2Ag   +   2NO₂    +   O₂

Исключения:

Нитрит железа (II) разлагается до оксида железа (III):

4Fe(NO₃)₂   →   2Fe₂O₃   +   8NO₂   +   O₂

Нитрат марганца (II) разлагается до оксида марганца (IV):

Mn(NO₃)₂   →   MnO₂   +   2NO₂ 

2. Водные растворы не обладают окислительно-восстановительными свойствами, расплавы – сильные окислители.

Например, смесь 75%    KNO₃,  15% C  и  10% S  называют «черным порохом»:

2KNO₃   +   3C    +    S   →   N₂    +   3CO₂    +   K₂S

Соли азотистой кислоты — нитриты

Соли азотистой кислоты устойчивее самой кислоты, и все они ядовиты. Поскольку степень окисления азота в нитритах  равна +3, то они проявляют как окислительные свойства, так и восстановительные.

Кислород, галогены и пероксид водорода окисляют нитриты до нитратов:

2KNO₂   +   O₂   →  2KNO₃

KNO₂   +   H₂O₂  →  KNO₃   +   H₂O

KNO₂   +   H₂O   +   Br₂   →  KNO₃   +   2HBr

Лабораторные окислители — перманганаты, дихроматы — также окисляют нитриты до нитратов:

5KNO₂   +   3H₂SO₄   +   2KMnO₄   →   5KNO₃    +    2MnSO₄   +   K₂SO₄  +  3H₂O 

3KNO₂   +   4H₂SO₄   +   K₂Cr₂O₇   →   3KNO₃    +    Cr₂(SO₄)₃   +   K₂SO₄  +  4H₂O  

В кислой среде нитриты выступают в качестве окислителей.

При окислении йодидов или соединений железа (II) нитриты восстанавливаются до оксида азота (II):

 2KNO₂   +   2H₂SO₄   +   2KI   →  2NO    +   I₂    +   2K₂SO₄  +  2H₂O

  2KNO₂  +  2FeSO₄   +  2H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + 2NO + K₂SO₄ + 2H₂O

При взаимодействии с очень сильными восстановителями (алюминий или цинк в щелочной среде) нитриты восстанавливаются максимально – до аммиака:

NaNO₂ + 2Al + NaOH + 6H₂O → 2Na[Al(OH)₄] + NH₃

Смесь нитратов и нитритов также проявляет окислительные свойства. Например, смесь нитрата и нитрита калия окисляет оксид хрома (III) до хромата калия:

3KNO₂   +   Cr₂O₃   +  KNO₃  →   2K₂CrO₄   +   4NO

Содержание:

Азот — химический элемент и простое вещество:

Неметалл азот N в периодической системе химических элементов открывает VA-группу, в которой также расположены неметаллы фосфор Р и мышьяк As и металлы сурьма Sb и висмут Bi.

Свойства атомов элементов VA-группы, а также свойства их простых веществ закономерно изменяются с ростом их атомного номера: неметаллические свойства ослабевают, а металлические — усиливаются.

Азот в природе

В природе химический элемент азот находится в виде простого вещества

Строение атомов

В атоме азота 7 электронов, из них 5 располагаются на внешнем электронном слое:  Следовательно, атому азота не хватает трех электронов до завершения внешнего электронного слоя. Поэтому в своих соединениях с металлами и водородом азот обычно проявляет степень окисления, равную –3, как, например, в аммиаке  

В соединениях с кислородом атом азота проявляет максимальную положительную степень окисления, равную +5, как, например, в азотной кислоте

Строение и физические свойства простого вещества

Простое вещество азот состоит из двухатомных молекул  Атомы азота в молекуле связаны между собой тремя общими электронными парами:

При обычных условиях азот — бесцветный газ, без вкуса и запаха, не поддерживает дыхания и горения, не ядовит. Молекулы азота неполярны, поэтому азот мало растворим в воде. Животные в атмосфере чистого азота погибают из-за того, что лишаются необходимого для дыхания кислорода. С этим связано название азота, происходящее от греческого а — отрицательная приставка, зое — жизнь, т. е. непригодный для жизни.

 При повышении давления растворимость азота в тканях организма человека увеличивается. Это приводит к состоянию «азотного наркоза»: водолаз перестает уверенно управлять своими движениями. Поэтому при погружении на большие глубины вместо сжатого воздуха пользуются искусственной дыхательной смесью, в которой азот заменен гелием.

Химические свойства азота

Простое вещество азот химически малоактивно и, как правило, вступает в химические реакции только при высоких температурах.

Окислительные свойства азота проявляются в реакциях с водородом и активными металлами. Так, при высокой температуре (t) и большом давлении (p) азот соединяется с водородом в присутствии катализатора, образуя аммиак:

При обычных условиях азот реагирует только с литием, образуя нитрид лития:

6Li + 3N2 = 2Li3N.

С другими металлами азот взаимодействует при высоких температурах.

Восстановительные свойства азота проявляются при его взаимодействии с кислородом. Азот реагирует с кислородом при температуре около 3000 °С, образуя оксид азота(II):

Эта реакция может также протекать при пропускании электрического разряда через смесь газов, например при разряде молнии во время грозы (рис. 66).

Применение азота

Применение азота обусловлено присущими ему свойствами инертного газа. Он используется для продувки и очистки систем трубопроводов и пожаротушения. В атмосфере азота замедляются процессы окисления и гниения, что позволяет увеличить сроки хранения лекарственных препаратов и пищевой продукции — мясных изделий, орехов, чипсов, масла, кофе, пива и др. Поэтому азот используется при их упаковке, а также для создания определенной атмосферы в овощехранилищах.

Жидкий азот, температура которого равна –196 °С, применяется для глубокого охлаждения и вымораживания, в косметологии.

В химической промышленности азот применяется при производстве минеральных удобрений и для синтеза аммиака.

• Простое вещество азот состоит из двухатомных молекул
• Азот при комнатной температуре химически малоактивное вещество.
• Азот проявляет восстановительные свойства в реакции с кислородом и окислительные — в реакциях с активными металлами.

Аммиак

Одним из важнейших соединений азота является аммиак  в котором степень окисления азота равна –3. Графическая формула его молекулы представлена на рисунке 67.

Молекула аммиака имеет форму пирамиды (рис. 68).

Химические связи между атомом азота и атомами водорода в молекуле являются ковалентными полярными, общие электронные пары сильно смещены к атому азота. Молекула аммиака полярна и является диполем.

  Аммиак (в европейских языках его название звучит как «аммониак») своим названием обязан оазису Аммона, расположенному в Северной Африке, на перекрестке караванных путей. Мочевина (NH₂)₂CO, содержащаяся в моче животных, в жарком климате разлагается особенно быстро. Одним из продуктов разложения и является аммиак.

Физические свойства аммиака

Аммиак — бесцветный газ, с резким характерным запахом, ядовит. Он хорошо растворим в воде. В одном объеме воды при комнатной температуре растворяется около 700 объемов аммиака.

Водный раствор с массовой долей аммиака, равной 3 %, в быту называется нашатырным спиртом, под таким же названием он продается в аптеке. В технике водный раствор с массовой долей аммиака, равной 25 %, называют аммиачной водой.

 Медики используют водные растворы аммиака (нашатырный спирт) в повседневной практике: ватка, смоченная в нашатырном спирте, выводит человека из обморочного состояния, не причиняя вреда.

При увеличении давления или охлаждении аммиак легко сжижается. Жидкий аммиак при испарении поглощает много теплоты, поэтому его применяют в холодильных установках, а также для получения искусственного льда в спортивных сооружениях.

Химические свойства аммиака

Для аммиака характерны реакции окисления и соединения.

Степень окисления атома азота в аммиаке равна –3, поэтому аммиак проявляет восстановительные свойства, окисляясь кислородом и другими окислителями. Реакция горения аммиака в кислороде описывается уравнением:

В присутствии катализатора (платины) аммиак реагирует с кислородом с образованием оксида азота(II) NO:

Эта реакция лежит в основе промышленного способа получения азотной кислоты. Подробнее этот процесс вы изучите в 11-м классе.

Запомните!

Смеси аммиака с кислородом или воздухом могут взрываться при нагревании, поэтому они опасны

С водой и кислотами аммиак вступает в реакции соединения. Колбу, заполненную аммиаком и закрытую пробкой со вставленной в нее трубочкой, опустим в воду, к которой добавлено несколько капель фенолфталеина (рис. 69). Внутри колбы начнет бить малиновый «фонтан». 

При растворении аммиака в воде происходит химическая реакция с образованием гидрата аммиака  который частично диссоциирует на катионы аммония  и гидроксидионы  (рис. 70):

Раствор аммиака в воде (аммиачная вода) за счет присутствия в нем гидроксид-ионов обладает свойствами слабого основания, поэтому в опыте, иллюстрирующем растворимость аммиака в воде, «фонтан» окрашивается в малиновый цвет. Если вместо фенолфталеина в воду добавить лакмус, то раствор окрасится в синий цвет.

Поскольку реакция взаимодействия аммиака с водой обратима, в растворе помимо катионов аммония  и гидроксид-ионов  содержатся нейтральные молекулы аммиака и воды. Аммиачная вода пахнет аммиаком, который улетучивается из открытого сосуда или при нагревании.

При взаимодействии аммиака с кислотами образуются соли аммония, например хлорид аммония  сульфат аммония Смочим одну стеклянную палочку концентрированным раствором аммиака, а другую — концентрированной соляной кислотой и поднесем их друг к другу (рис. 71). Появится белый дым, состоящий из мелких кристалликов образующейся соли хлорида аммония:

Аммиак способен реагировать и с другими кислотами. Эти реакции протекают без изменения степени окисления атомов азота.

Применение аммиака

По объемам производства в мире аммиак занимает одно из первых мест — ежегодно получают около 100 млн т этого соединения. Аммиак выпускается в жидком виде или в виде водного раствора — аммиачной воды.

Огромные количества аммиака используются для получения азотной кислоты, которая идет на производство удобрений и множества других продуктов.

Из аммиака получают различные соли аммония и мочевину (карбамид).

Аммиак используется также для получения синтетических волокон, лекарственных препаратов, взрывчатых веществ, красителей (рис. 72).

• Аммиак — бесцветный газ, с резким характерным запахом, хорошо растворим в воде.
• Аммиак окисляется кислородом, проявляя при этом восстановительные свойства.
• Аммиак вступает в реакции соединения с водой и кислотами.

Азотная кислота

Азотная кислота была открыта алхимиками в раннее Средневековье. В XVII в. нeмeцкий xимик Иoгaнн Pyдoльф Глayбep получил кoнцeнтpиpoвaнную aзoтную киcлoту при взaимoдeйcтвии cepнoй киcлoты с нитратом калия (кaлиeвoй ceлитpой). Метод Глаубера применялся до начала XX в. В настоящее время в промышленности азотную кислоту в больших масштабах получают, используя в качестве исходного вещества аммиак.

Модель молекулы азотной кислоты представлена на рисунке 73.

Физические свойства азотной кислоты

Азотная кислота — бесцветная жидкость с резким удушливым запахом, хорошо растворяется в воде, смешивается с ней в любых соотношениях. Пары азотной кислоты токсичны, поэтому обращаться с ней надо с осторожностью.

Азотная кислота — сильный электролит, в водном растворе практически полностью диссоциирует на ионы:

Присутствие в разбавленном водном растворе  ионов водорода можно обнаружить по изменению окраски индикатора: лакмус окрашивается в красный цвет (рис. 74).

Химические свойства азотной кислоты

Подобно другим кислотам, азотная кислота вступает в реакции с осно Ђвными оксидами и основаниями. При этом образуются соли азотной кислоты — нитраты:

Азотная кислота как сильная кислота взаимодействует с солями более слабых кислот. На рисунке 75 показано растворение раковины моллюска, состоящей в основном из карбоната кальция, под действием азотной кислоты с выделением углекислого газа:

Азотная кислота проявляет окислительные свойства по отношению к металлам, но в отличие от других кислот реагирует с большинством металлов, кроме благородных.

При этом водород обычно не выделяется.

Продуктами взаимодействия азотной кислоты с металлами являются нитраты металлов и соединения азота со степенью окисления атомов меньшей, чем в азотной кислоте. Например, если поместить в колбу обрезки медной проволоки и осторожно (в вытяжном шкафу!) прилить к ним концентрированную азотную кислоту, то сразу начнет выделяться «бурый газ» — оксид азота(IV) (рис. 76):

 Один объем азотной и три объема соляной кислоты образуют смесь, называемую царской водкой. Она способна растворять даже «царя металлов» — золото.

Азотная кислота способна окислять и другие вещества, как неорганические, так и органические. Поэтому с азотной кислотой надо обращаться крайне осторожно: не проливать, не допускать попадания на кожу (азотная кислота реагирует с белками, вследствие чего на коже образуются желтые пятна), на одежду (разрушаются шерсть и натуральный шелк).

• Азотная кислота — бесцветная жидкость, с резким удушливым запахом, хорошо растворима в воде.
• Азотная кислота вступает в реакции с основными оксидами,  основаниями и солями.
• Азотная кислота проявляет окислительные свойства при взаимодействии с металлами.

Применение азотной кислоты и нитратов

Азотная кислота — одноосновная кислота, образующая соли нитраты.

Нитраты:

Из предыдущего параграфа вы уже знаете, что нитраты образуются при взаимодействии азотной кислоты с различными химическими веществами: металлами, оксидами и гидроксидами металлов, солями слабых кислот.

При обычных условиях нитраты — твердые кристаллические вещества. Все они хорошо растворимы в воде.

Нитраты являются сильными электролитами. При диссоциации этих солей в качестве катионов образуются ионы металлов (или аммония), а в качестве анионов — нитрат-ионы:

Нитраты щелочных, щёлочноземельных металлов и аммония называют селитрами. Например, — калийная селитра, — аммиачная селитра, — натриевая селитра, — кальциевая селитра. Это связано с тем, что селитры используются в качестве удобрений.

В больших количествах нитраты ядовиты.

Нитраты участвуют во всех обменных реакциях, характерных для солей. Они взаимодействуют с металлами, при этом более активный металл вытесняет менее активные из растворов их солей:

Реакции с кислотами, щелочами и солями протекают, если в результате образуются нерастворимые соединения, а нитрат-ионы остаются в растворе, например:

Все нитраты термически неустойчивы. При нагревании они разлагаются с образованием кислорода. Подробнее с этими реакциями вы познакомитесь в курсе химии 11-го класса.

 В твердом виде все нитраты — сильные окислители, входящие в состав пиротехнических смесей. Самая известная — черный порох — представляет собой смесь калийной селитры, углерода и серы:

Черный порох появился в Китае в cepeдине XI в. и пpимeнялся для «oгнeнных кoпий» и фейерверков. В Европу попал лишь в XIII в. В 1650 г. белорус Казимир Семенович издал трактат «Великое искусство артиллерии, часть первая», в котором целый раздел посвятил изготовлению черного пороха (см. рис.).

Книга была переведена на многие европейские языки, и чуть ли не два столетия оставалась самой популярной научной работой по артиллерии. В свое время по книге Казимира Семеновича учились Ньютон, российский император Петр I и французский император Наполеон I. Основоположник российской космонавтики К. Э. Циолковский ссылался в некоторых своих работах на труды Казимира Семеновича.

Применение азотной кислоты и нитратов:

Азотная кислота широко используется для получения минеральных удобрений, лекарственных препаратов, взрывчатых веществ и ракетного топлива, полимерных материалов, красителей и т. п.

Очень широка и область применения нитратов. Они используются в качестве удобрений, как окислители — в пиротехнических смесях, для производства стекла.

Нитрат серебра(I) (ляпис) применяют как противомикробное и противовоспалительное средство.

 Нитраты используются для обработки и консервирования пищевых продуктов. Так нитрат натрия NaNO₃ в строго определенном количестве добавляют в мясо при изготовлении колбас. Он восстанавливается микроорганизмами до нитрита натрия NaNO₂, который препятствует окислению мяса и способствует сохранению розового цвета мясных изделий. Присутствие нитритов в колбасе необходимо еще и по другой причине: они предотвращают развитие микроорганизмов, выделяющих ядовитые вещества.

• Соли азотной кислоты называются нитратами.
• Нитраты — твердые кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде.
• Нитраты участвуют во всех обменных реакциях, характерных для солей.
• Азотная кислота и нитраты находят широкое практическое применение.

Nitrogen, ₇N

Liquid nitrogen (N2 at < −196 °C)
Nitrogen
Allotropes	see § Allotropes
Appearance	colorless gas, liquid or solid
Standard atomic weight Ar°(N)	[14.00643, 14.00728] 14.007±0.001 (abridged)[1]
Nitrogen in the periodic table
Hydrogen Helium Lithium Beryllium Boron Carbon Nitrogen Oxygen Fluorine Neon Sodium Magnesium Aluminium Silicon Phosphorus Sulfur Chlorine Argon Potassium Calcium Scandium Titanium Vanadium Chromium Manganese Iron Cobalt Nickel Copper Zinc Gallium Germanium Arsenic Selenium Bromine Krypton Rubidium Strontium Yttrium Zirconium Niobium Molybdenum Technetium Ruthenium Rhodium Palladium Silver Cadmium Indium Tin Antimony Tellurium Iodine Xenon Caesium Barium Lanthanum Cerium Praseodymium Neodymium Promethium Samarium Europium Gadolinium Terbium Dysprosium Holmium Erbium Thulium Ytterbium Lutetium Hafnium Tantalum Tungsten Rhenium Osmium Iridium Platinum Gold Mercury (element) Thallium Lead Bismuth Polonium Astatine Radon Francium Radium Actinium Thorium Protactinium Uranium Neptunium Plutonium Americium Curium Berkelium Californium Einsteinium Fermium Mendelevium Nobelium Lawrencium Rutherfordium Dubnium Seaborgium Bohrium Hassium Meitnerium Darmstadtium Roentgenium Copernicium Nihonium Flerovium Moscovium Livermorium Tennessine Oganesson – ↑ N ↓ P carbon ← nitrogen → oxygen
Atomic number (Z)	7
Group	group 15 (pnictogens)
Period	period 2
Block	p-block
Electron configuration	[He] 2s2 2p3
Electrons per shell	2, 5
Physical properties
Phase at STP	gas
Melting point	(N2) 63.23[2] K ​(−209.86[2] °C, ​−345.75[2] °F)
Boiling point	(N2) 77.355 K ​(−195.795 °C, ​−320.431 °F)
Density (at STP)	1.2506 g/L[3] at 0 °C, 1013 mbar
when liquid (at b.p.)	0.808 g/cm3
Triple point	63.151 K, ​12.52 kPa
Critical point	126.21 K, 3.39 MPa
Heat of fusion	(N2) 0.72 kJ/mol
Heat of vaporisation	(N2) 5.57 kJ/mol
Molar heat capacity	(N2) 29.124 J/(mol·K)
Vapour pressure P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k at T (K) 37 41 46 53 62 77
Atomic properties
Oxidation states	−3, −2, −1, 0,[4] +1, +2, +3, +4, +5 (a strongly acidic oxide)
Electronegativity	Pauling scale: 3.04
Ionisation energies	1st: 1402.3 kJ/mol 2nd: 2856 kJ/mol 3rd: 4578.1 kJ/mol (more)
Covalent radius	71±1 pm
Van der Waals radius	155 pm
Spectral lines of nitrogen
Other properties
Natural occurrence	primordial
Crystal structure	​hexagonal
Speed of sound	353 m/s (gas, at 27 °C)
Thermal conductivity	25.83×10−3 W/(m⋅K)
Magnetic ordering	diamagnetic
CAS Number	17778-88-0 7727-37-9 (N2)
History
Discovery	Daniel Rutherford (1772)
Named by	Jean-Antoine Chaptal (1790)
Main isotopes of nitrogen v e
Iso­tope Decay abun­dance half-life (t1/2) mode pro­duct 13N syn 9.965(4) min β+ 13C 14N [99.578%, 99.663%] stable 15N [0.337%, 0.422%] stable
Category: Nitrogen view talk edit | references

Nitrogen is the chemical element with the symbol N and atomic number 7. Nitrogen is a nonmetal and the lightest member of group 15 of the periodic table, often called the pnictogens. It is a common element in the universe, estimated at seventh in total abundance in the Milky Way and the Solar System. At standard temperature and pressure, two atoms of the element bond to form N₂, a colorless and odorless diatomic gas. N₂ forms about 78% of Earth’s atmosphere, making it the most abundant uncombined element. Nitrogen occurs in all organisms, primarily in amino acids (and thus proteins), in the nucleic acids (DNA and RNA) and in the energy transfer molecule adenosine triphosphate. The human body contains about 3% nitrogen by mass, the fourth most abundant element in the body after oxygen, carbon, and hydrogen. The nitrogen cycle describes the movement of the element from the air, into the biosphere and organic compounds, then back into the atmosphere.

Many industrially important compounds, such as ammonia, nitric acid, organic nitrates (propellants and explosives), and cyanides, contain nitrogen. The extremely strong triple bond in elemental nitrogen (N≡N), the second strongest bond in any diatomic molecule after carbon monoxide (CO),^[5] dominates nitrogen chemistry. This causes difficulty for both organisms and industry in converting N₂ into useful compounds, but at the same time it means that burning, exploding, or decomposing nitrogen compounds to form nitrogen gas releases large amounts of often useful energy. Synthetically produced ammonia and nitrates are key industrial fertilisers, and fertiliser nitrates are key pollutants in the eutrophication of water systems.

It was first discovered and isolated by Scottish physician Daniel Rutherford in 1772. Although Carl Wilhelm Scheele and Henry Cavendish had independently done so at about the same time, Rutherford is generally accorded the credit because his work was published first. The name nitrogène was suggested by French chemist Jean-Antoine-Claude Chaptal in 1790 when it was found that nitrogen was present in nitric acid and nitrates. Antoine Lavoisier suggested instead the name azote, from the Ancient Greek: ἀζωτικός «no life», as it is an asphyxiant gas; this name is used in several languages, including French, Italian, Russian, Romanian, Portuguese and Turkish, and appears in the English names of some nitrogen compounds such as hydrazine, azides and azo compounds.

Apart from its use in fertilisers and energy stores, nitrogen is a constituent of organic compounds as diverse as Kevlar used in high-strength fabric and cyanoacrylate used in superglue. Nitrogen is a constituent of every major pharmacological drug class, including antibiotics. Many drugs are mimics or prodrugs of natural nitrogen-containing signal molecules: for example, the organic nitrates nitroglycerin and nitroprusside control blood pressure by metabolizing into nitric oxide. Many notable nitrogen-containing drugs, such as the natural caffeine and morphine or the synthetic amphetamines, act on receptors of animal neurotransmitters.

History

Nitrogen compounds have a very long history, ammonium chloride having been known to Herodotus. They were well-known by the Middle Ages. Alchemists knew nitric acid as aqua fortis (strong water), as well as other nitrogen compounds such as ammonium salts and nitrate salts. The mixture of nitric and hydrochloric acids was known as aqua regia (royal water), celebrated for its ability to dissolve gold, the king of metals.^[6]

The discovery of nitrogen is attributed to the Scottish physician Daniel Rutherford in 1772, who called it noxious air.^[7][8] Though he did not recognise it as an entirely different chemical substance, he clearly distinguished it from Joseph Black’s «fixed air», or carbon dioxide.^[9] The fact that there was a component of air that does not support combustion was clear to Rutherford, although he was not aware that it was an element. Nitrogen was also studied at about the same time by Carl Wilhelm Scheele,^[10] Henry Cavendish,^[11] and Joseph Priestley,^[12] who referred to it as burnt air or phlogisticated air. French chemist Antoine Lavoisier referred to nitrogen gas as «mephitic air» or azote, from the Greek word άζωτικός (azotikos), «no life», due to it being asphyxiant.^[13][14] In an atmosphere of pure nitrogen, animals died and flames were extinguished. Though Lavoisier’s name was not accepted in English since it was pointed out that all gases but oxygen are either asphyxiant or outright toxic, it is used in many languages (French, Italian, Portuguese, Polish, Russian, Albanian, Turkish, etc.; the German Stickstoff similarly refers to the same characteristic, viz. ersticken «to choke or suffocate») and still remains in English in the common names of many nitrogen compounds, such as hydrazine and compounds of the azide ion. Finally, it led to the name «pnictogens» for the group headed by nitrogen, from the Greek πνίγειν «to choke».^[6]

The English word nitrogen (1794) entered the language from the French nitrogène, coined in 1790 by French chemist Jean-Antoine Chaptal (1756–1832),^[15] from the French nitre (potassium nitrate, also called saltpeter) and the French suffix -gène, «producing», from the Greek -γενής (-genes, «begotten»). Chaptal’s meaning was that nitrogen is the essential part of nitric acid, which in turn was produced from nitre. In earlier times, niter had been confused with Egyptian «natron» (sodium carbonate) – called νίτρον (nitron) in Greek – which, despite the name, contained no nitrate.^[16]

The earliest military, industrial, and agricultural applications of nitrogen compounds used saltpeter (sodium nitrate or potassium nitrate), most notably in gunpowder, and later as fertiliser. In 1910, Lord Rayleigh discovered that an electrical discharge in nitrogen gas produced «active nitrogen», a monatomic allotrope of nitrogen.^[17] The «whirling cloud of brilliant yellow light» produced by his apparatus reacted with mercury to produce explosive mercury nitride.^[18]

For a long time, sources of nitrogen compounds were limited. Natural sources originated either from biology or deposits of nitrates produced by atmospheric reactions. Nitrogen fixation by industrial processes like the Frank–Caro process (1895–1899) and Haber–Bosch process (1908–1913) eased this shortage of nitrogen compounds, to the extent that half of global food production (see Applications) now relies on synthetic nitrogen fertilisers.^[19] At the same time, use of the Ostwald process (1902) to produce nitrates from industrial nitrogen fixation allowed the large-scale industrial production of nitrates as feedstock in the manufacture of explosives in the World Wars of the 20th century.^[20][21]

Properties

Atomic

A nitrogen atom has seven electrons. In the ground state, they are arranged in the electron configuration 1s²
2s²
2p¹
_x2p¹
_y2p¹
_z. It, therefore, has five valence electrons in the 2s and 2p orbitals, three of which (the p-electrons) are unpaired. It has one of the highest electronegativities among the elements (3.04 on the Pauling scale), exceeded only by chlorine (3.16), oxygen (3.44), and fluorine (3.98). (The light noble gases, helium, neon, and argon, would presumably also be more electronegative, and in fact are on the Allen scale.)^[22] Following periodic trends, its single-bond covalent radius of 71 pm is smaller than those of boron (84 pm) and carbon (76 pm), while it is larger than those of oxygen (66 pm) and fluorine (57 pm). The nitride anion, N³⁻, is much larger at 146 pm, similar to that of the oxide (O²⁻: 140 pm) and fluoride (F⁻: 133 pm) anions.^[22] The first three ionisation energies of nitrogen are 1.402, 2.856, and 4.577 MJ·mol⁻¹, and the sum of the fourth and fifth is 16.920 MJ·mol⁻¹. Due to these very high figures, nitrogen has no simple cationic chemistry.^[23]
The lack of radial nodes in the 2p subshell is directly responsible for many of the anomalous properties of the first row of the p-block, especially in nitrogen, oxygen, and fluorine. The 2p subshell is very small and has a very similar radius to the 2s shell, facilitating orbital hybridisation. It also results in very large electrostatic forces of attraction between the nucleus and the valence electrons in the 2s and 2p shells, resulting in very high electronegativities. Hypervalency is almost unknown in the 2p elements for the same reason, because the high electronegativity makes it difficult for a small nitrogen atom to be a central atom in an electron-rich three-center four-electron bond since it would tend to attract the electrons strongly to itself. Thus, despite nitrogen’s position at the head of group 15 in the periodic table, its chemistry shows huge differences from that of its heavier congeners phosphorus, arsenic, antimony, and bismuth.^[24]

Nitrogen may be usefully compared to its horizontal neighbours’ carbon and oxygen as well as its vertical neighbours in the pnictogen column, phosphorus, arsenic, antimony, and bismuth. Although each period 2 element from lithium to oxygen shows some similarities to the period 3 element in the next group (from magnesium to chlorine; these are known as diagonal relationships), their degree drops off abruptly past the boron–silicon pair. The similarities of nitrogen to sulfur are mostly limited to sulfur nitride ring compounds when both elements are the only ones present.^[25]

Nitrogen does not share the proclivity of carbon for catenation. Like carbon, nitrogen tends to form ionic or metallic compounds with metals. Nitrogen forms an extensive series of nitrides with carbon, including those with chain-, graphitic-, and fullerenic-like structures.^[26]

It resembles oxygen with its high electronegativity and concomitant capability for hydrogen bonding and the ability to form coordination complexes by donating its lone pairs of electrons. There are some parallels between the chemistry of ammonia NH₃ and water H₂O. For example, the capacity of both compounds to be protonated to give NH₄⁺ and H₃O⁺ or deprotonated to give NH₂⁻ and OH⁻, with all of these able to be isolated in solid compounds.^[27]

Nitrogen shares with both its horizontal neighbours a preference for forming multiple bonds, typically with carbon, oxygen, or other nitrogen atoms, through p_π–p_π interactions.^[25] Thus, for example, nitrogen occurs as diatomic molecules and therefore has very much lower melting (−210 °C) and boiling points (−196 °C) than the rest of its group, as the N₂ molecules are only held together by weak van der Waals interactions and there are very few electrons available to create significant instantaneous dipoles. This is not possible for its vertical neighbours; thus, the nitrogen oxides, nitrites, nitrates, nitro-, nitroso-, azo-, and diazo-compounds, azides, cyanates, thiocyanates, and imino-derivatives find no echo with phosphorus, arsenic, antimony, or bismuth. By the same token, however, the complexity of the phosphorus oxoacids finds no echo with nitrogen.^[25] Setting aside their differences, nitrogen and phosphorus form an extensive series of compounds with one another; these have chain, ring, and cage structures.^[28]

Table of thermal and physical properties of nitrogen (N2) at atmospheric pressure:^[29][30]

Temperature (K)	Density (kg/m^3)	Specific heat (kJ/kg °C)	Dynamic viscosity (kg/m s)	Kinematic viscosity (m^2/s)	Thermal conductivity (W/m °C)	Thermal diffusivity (m^2/s)	Prandtl Number
100	3.4388	1.07	6.88E-06	2.00E-06	0.00958	2.60E-06	0.768
150	2.2594	1.05	1.01E-05	4.45E-06	0.0139	5.86E-06	0.759
200	1.7108	1.0429	1.29E-05	7.57E-06	0.01824	1.02E-05	0.747
300	1.1421	1.0408	1.78E-05	1.56E-05	0.0262	2.20E-05	0.713
400	0.8538	1.0459	2.20E-05	2.57E-05	0.03335	3.73E-05	0.691
500	0.6824	1.0555	2.57E-05	3.77E-05	0.03984	5.53E-05	0.684
600	0.5687	1.0756	2.91E-05	5.12E-05	0.0458	7.49E-05	0.686
700	0.4934	1.0969	3.21E-05	6.67E-05	0.05123	9.47E-05	0.691
800	0.4277	1.1225	3.48E-05	8.15E-05	0.05609	1.17E-04	0.7
900	0.3796	1.1464	3.75E-05	9.11E-05	0.0607	1.39E-04	0.711
1000	0.3412	1.1677	4.00E-05	1.19E-04	0.06475	1.63E-04	0.724
1100	0.3108	1.1857	4.23E-05	1.36E-04	0.0685	1.86E-04	0.736
1200	0.2851	1.2037	4.45E-05	1.56E-04	0.07184	2.09E-04	0.748
1300	0.2591	1.219	4.66E-05	1.80E-04	0.081	2.56E-04	0.701

Isotopes

Nitrogen has two stable isotopes: ¹⁴N and ¹⁵N. The first is much more common, making up 99.634% of natural nitrogen, and the second (which is slightly heavier) makes up the remaining 0.366%. This leads to an atomic weight of around 14.007 u.^[22] Both of these stable isotopes are produced in the CNO cycle in stars, but ¹⁴N is more common as its neutron capture is the rate-limiting step. ¹⁴N is one of the five stable odd–odd nuclides (a nuclide having an odd number of protons and neutrons); the other four are ²H, ⁶Li, ¹⁰B, and ^180mTa.^[31]

The relative abundance of ¹⁴N and ¹⁵N is practically constant in the atmosphere but can vary elsewhere, due to natural isotopic fractionation from biological redox reactions and the evaporation of natural ammonia or nitric acid.^[32] Biologically mediated reactions (e.g., assimilation, nitrification, and denitrification) strongly control nitrogen dynamics in the soil. These reactions typically result in ¹⁵N enrichment of the substrate and depletion of the product.^[33]

The heavy isotope ¹⁵N was first discovered by S. M. Naudé in 1929, and soon after heavy isotopes of the neighbouring elements oxygen and carbon were discovered.^[34] It presents one of the lowest thermal neutron capture cross-sections of all isotopes.^[35] It is frequently used in nuclear magnetic resonance (NMR) spectroscopy to determine the structures of nitrogen-containing molecules, due to its fractional nuclear spin of one-half, which offers advantages for NMR such as narrower line width. ¹⁴N, though also theoretically usable, has an integer nuclear spin of one and thus has a quadrupole moment that leads to wider and less useful spectra.^{[22] 15}N NMR nevertheless has complications not encountered in the more common ¹H and ¹³C NMR spectroscopy. The low natural abundance of ¹⁵N (0.36%) significantly reduces sensitivity, a problem which is only exacerbated by its low gyromagnetic ratio, (only 10.14% that of ¹H). As a result, the signal-to-noise ratio for ¹H is about 300 times as much as that for ¹⁵N at the same magnetic field strength.^[36] This may be somewhat alleviated by isotopic enrichment of ¹⁵N by chemical exchange or fractional distillation. ¹⁵N-enriched compounds have the advantage that under standard conditions, they do not undergo chemical exchange of their nitrogen atoms with atmospheric nitrogen, unlike compounds with labelled hydrogen, carbon, and oxygen isotopes that must be kept away from the atmosphere.^[22] The ¹⁵N:¹⁴N ratio is commonly used in stable isotope analysis in the fields of geochemistry, hydrology, paleoclimatology and paleoceanography, where it is called δ¹⁵N.^[37]

Of the ten other isotopes produced synthetically, ranging from ¹²N to ²³N, ¹³N has a half-life of ten minutes and the remaining isotopes have half-lives on the order of seconds (¹⁶N and ¹⁷N) or milliseconds. No other nitrogen isotopes are possible as they would fall outside the nuclear drip lines, leaking out a proton or neutron.^[38] Given the half-life difference, ¹³N is the most important nitrogen radioisotope, being relatively long-lived enough to use in positron emission tomography (PET), although its half-life is still short and thus it must be produced at the venue of the PET, for example in a cyclotron via proton bombardment of ¹⁶O producing ¹³N and an alpha particle.^[39]

The radioisotope ¹⁶N is the dominant radionuclide in the coolant of pressurised water reactors or boiling water reactors during normal operation. It is produced from ¹⁶O (in water) via an (n,p) reaction, in which the ¹⁶O atom captures a neutron and expels a proton. It has a short half-life of about 7.1 s,^[38] but during its decay back to ¹⁶O produces high-energy gamma radiation (5 to 7 MeV).^[38][40] Because of this, access to the primary coolant piping in a pressurised water reactor must be restricted during reactor power operation.^[40] It is a sensitive and immediate indicator of leaks from the primary coolant system to the secondary steam cycle and is the primary means of detection for such leaks.^[40]

Chemistry and compounds

Allotropes

Atomic nitrogen, also known as active nitrogen, is highly reactive, being a triradical with three unpaired electrons. Free nitrogen atoms easily react with most elements to form nitrides, and even when two free nitrogen atoms collide to produce an excited N₂ molecule, they may release so much energy on collision with even such stable molecules as carbon dioxide and water to cause homolytic fission into radicals such as CO and O or OH and H. Atomic nitrogen is prepared by passing an electric discharge through nitrogen gas at 0.1–2 mmHg, which produces atomic nitrogen along with a peach-yellow emission that fades slowly as an afterglow for several minutes even after the discharge terminates.^[25]

Given the great reactivity of atomic nitrogen, elemental nitrogen usually occurs as molecular N₂, dinitrogen. This molecule is a colourless, odourless, and tasteless diamagnetic gas at standard conditions: it melts at −210 °C and boils at −196 °C.^[25] Dinitrogen is mostly unreactive at room temperature, but it will nevertheless react with lithium metal and some transition metal complexes. This is due to its bonding, which is unique among the diatomic elements at standard conditions in that it has an N≡N triple bond. Triple bonds have short bond lengths (in this case, 109.76 pm) and high dissociation energies (in this case, 945.41 kJ/mol), and are thus very strong, explaining dinitrogen’s low level of chemical reactivity.^[25][41]

Other nitrogen oligomers and polymers may be possible. If they could be synthesised, they may have potential applications as materials with a very high energy density, that could be used as powerful propellants or explosives.^[42] Under extremely high pressures (1.1 million atm) and high temperatures (2000 K), as produced in a diamond anvil cell, nitrogen polymerises into the single-bonded cubic gauche crystal structure. This structure is similar to that of diamond, and both have extremely strong covalent bonds, resulting in its nickname «nitrogen diamond».^[43]

At atmospheric pressure, molecular nitrogen condenses (liquefies) at 77 K (−195.79 °C) and freezes at 63 K (−210.01 °C)^[44] into the beta hexagonal close-packed crystal allotropic form. Below 35.4 K (−237.6 °C) nitrogen assumes the cubic crystal allotropic form (called the alpha phase).^[45] Liquid nitrogen, a colourless fluid resembling water in appearance, but with 80.8% of the density (the density of liquid nitrogen at its boiling point is 0.808 g/mL), is a common cryogen.^[46] Solid nitrogen has many crystalline modifications. It forms a significant dynamic surface coverage on Pluto^[47] and outer moons of the Solar System such as Triton.^[48] Even at the low temperatures of solid nitrogen it is fairly volatile and can sublime to form an atmosphere, or condense back into nitrogen frost. It is very weak and flows in the form of glaciers and on Triton geysers of nitrogen gas come from the polar ice cap region.^[49]

Dinitrogen complexes

The first example of a dinitrogen complex to be discovered was [Ru(NH₃)₅(N₂)]²⁺ (see figure at right), and soon many other such complexes were discovered. These complexes, in which a nitrogen molecule donates at least one lone pair of electrons to a central metal cation, illustrate how N₂ might bind to the metal(s) in nitrogenase and the catalyst for the Haber process: these processes involving dinitrogen activation are vitally important in biology and in the production of fertilisers.^[50][51]

Dinitrogen is able to coordinate to metals in five different ways. The more well-characterised ways are the end-on M←N≡N (η¹) and M←N≡N→M (μ, bis-η¹), in which the lone pairs on the nitrogen atoms are donated to the metal cation. The less well-characterised ways involve dinitrogen donating electron pairs from the triple bond, either as a bridging ligand to two metal cations (μ, bis-η²) or to just one (η²). The fifth and unique method involves triple-coordination as a bridging ligand, donating all three electron pairs from the triple bond (μ₃-N₂). A few complexes feature multiple N₂ ligands and some feature N₂ bonded in multiple ways. Since N₂ is isoelectronic with carbon monoxide (CO) and acetylene (C₂H₂), the bonding in dinitrogen complexes is closely allied to that in carbonyl compounds, although N₂ is a weaker σ-donor and π-acceptor than CO. Theoretical studies show that σ donation is a more important factor allowing the formation of the M–N bond than π back-donation, which mostly only weakens the N–N bond, and end-on (η¹) donation is more readily accomplished than side-on (η²) donation.^[25]

Today, dinitrogen complexes are known for almost all the transition metals, accounting for several hundred compounds. They are normally prepared by three methods:^[25]

1. Replacing labile ligands such as H₂O, H⁻, or CO directly by nitrogen: these are often reversible reactions that proceed at mild conditions.
2. Reducing metal complexes in the presence of a suitable co-ligand in excess under nitrogen gas. A common choice includes replacing chloride ligands with dimethylphenylphosphine (PMe₂Ph) to make up for the smaller number of nitrogen ligands attached to the original chlorine ligands.
3. Converting a ligand with N–N bonds, such as hydrazine or azide, directly into a dinitrogen ligand.

Occasionally the N≡N bond may be formed directly within a metal complex, for example by directly reacting coordinated ammonia (NH₃) with nitrous acid (HNO₂), but this is not generally applicable. Most dinitrogen complexes have colours within the range white-yellow-orange-red-brown; a few exceptions are known, such as the blue [{Ti(η⁵-C₅H₅)₂}₂-(N₂)].^[25]

Nitrides, azides, and nitrido complexes

Nitrogen bonds to almost all the elements in the periodic table except the first three noble gases, helium, neon, and argon, and some of the very short-lived elements after bismuth, creating an immense variety of binary compounds with varying properties and applications in which pentazenium tetraazidoborate has the highest nitrogen content.^[25] Many binary compounds are known: with the exception of the nitrogen hydrides, oxides, and fluorides, these are typically called nitrides. Many stoichiometric phases are usually present for most elements (e.g. MnN, Mn₆N₅, Mn₃N₂, Mn₂N, Mn₄N, and Mn_xN for 9.2 < x < 25.3). They may be classified as «salt-like» (mostly ionic), covalent, «diamond-like», and metallic (or interstitial), although this classification has limitations generally stemming from the continuity of bonding types instead of the discrete and separate types that it implies. They are normally prepared by directly reacting a metal with nitrogen or ammonia (sometimes after heating), or by thermal decomposition of metal amides:^[52]

3 Ca + N₂ → Ca₃N₂

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

3 Zn(NH₂)₂ → Zn₃N₂ + 4 NH₃

Many variants on these processes are possible. The most ionic of these nitrides are those of the alkali metals and alkaline earth metals, Li₃N (Na, K, Rb, and Cs do not form stable nitrides for steric reasons) and M₃N₂ (M = Be, Mg, Ca, Sr, Ba). These can formally be thought of as salts of the N³⁻ anion, although charge separation is not actually complete even for these highly electropositive elements. However, the alkali metal azides NaN₃ and KN₃, featuring the linear N⁻
₃ anion, are well-known, as are Sr(N₃)₂ and Ba(N₃)₂. Azides of the B-subgroup metals (those in groups 11 through 16) are much less ionic, have more complicated structures, and detonate readily when shocked.^[52]

Many covalent binary nitrides are known. Examples include cyanogen ((CN)₂), triphosphorus pentanitride (P₃N₅), disulfur dinitride (S₂N₂), and tetrasulfur tetranitride (S₄N₄). The essentially covalent silicon nitride (Si₃N₄) and germanium nitride (Ge₃N₄) are also known: silicon nitride, in particular, would make a promising ceramic if not for the difficulty of working with and sintering it. In particular, the group 13 nitrides, most of which are promising semiconductors, are isoelectronic with graphite, diamond, and silicon carbide and have similar structures: their bonding changes from covalent to partially ionic to metallic as the group is descended. In particular, since the B–N unit is isoelectronic to C–C, and carbon is essentially intermediate in size between boron and nitrogen, much of organic chemistry finds an echo in boron–nitrogen chemistry, such as in borazine («inorganic benzene»). Nevertheless, the analogy is not exact due to the ease of nucleophilic attack at boron due to its deficiency in electrons, which is not possible in a wholly carbon-containing ring.^[52]

The largest category of nitrides are the interstitial nitrides of formulae MN, M₂N, and M₄N (although variable composition is perfectly possible), where the small nitrogen atoms are positioned in the gaps in a metallic cubic or hexagonal close-packed lattice. They are opaque, very hard, and chemically inert, melting only at very high temperatures (generally over 2500 °C). They have a metallic lustre and conduct electricity as do metals. They hydrolyse only very slowly to give ammonia or nitrogen.^[52]

The nitride anion (N³⁻) is the strongest π donor known among ligands (the second-strongest is O²⁻). Nitrido complexes are generally made by the thermal decomposition of azides or by deprotonating ammonia, and they usually involve a terminal {≡N}³⁻ group. The linear azide anion (N⁻
₃), being isoelectronic with nitrous oxide, carbon dioxide, and cyanate, forms many coordination complexes. Further catenation is rare, although N⁴⁻
₄ (isoelectronic with carbonate and nitrate) is known.^[52]

Hydrides

Industrially, ammonia (NH₃) is the most important compound of nitrogen and is prepared in larger amounts than any other compound because it contributes significantly to the nutritional needs of terrestrial organisms by serving as a precursor to food and fertilisers. It is a colourless alkaline gas with a characteristic pungent smell. The presence of hydrogen bonding has very significant effects on ammonia, conferring on it its high melting (−78 °C) and boiling (−33 °C) points. As a liquid, it is a very good solvent with a high heat of vaporisation (enabling it to be used in vacuum flasks), that also has a low viscosity and electrical conductivity and high dielectric constant, and is less dense than water. However, the hydrogen bonding in NH₃ is weaker than that in H₂O due to the lower electronegativity of nitrogen compared to oxygen and the presence of only one lone pair in NH₃ rather than two in H₂O. It is a weak base in aqueous solution (pK_b 4.74); its conjugate acid is ammonium, NH⁺
₄. It can also act as an extremely weak acid, losing a proton to produce the amide anion, NH⁻
₂. It thus undergoes self-dissociation, similar to water, to produce ammonium and amide. Ammonia burns in air or oxygen, though not readily, to produce nitrogen gas; it burns in fluorine with a greenish-yellow flame to give nitrogen trifluoride. Reactions with the other nonmetals are very complex and tend to lead to a mixture of products. Ammonia reacts on heating with metals to give nitrides.^[54]

Many other binary nitrogen hydrides are known, but the most important are hydrazine (N₂H₄) and hydrogen azide (HN₃). Although it is not a nitrogen hydride, hydroxylamine (NH₂OH) is similar in properties and structure to ammonia and hydrazine as well. Hydrazine is a fuming, colourless liquid that smells similar to ammonia. Its physical properties are very similar to those of water (melting point 2.0 °C, boiling point 113.5 °C, density 1.00 g/cm³). Despite it being an endothermic compound, it is kinetically stable. It burns quickly and completely in air very exothermically to give nitrogen and water vapour. It is a very useful and versatile reducing agent and is a weaker base than ammonia.^[55] It is also commonly used as a rocket fuel.^[56]

Hydrazine is generally made by reaction of ammonia with alkaline sodium hypochlorite in the presence of gelatin or glue:^[55]

NH₃ + OCl⁻ → NH₂Cl + OH⁻

NH₂Cl + NH₃ → N
₂H⁺
₅ + Cl⁻ (slow)

N
₂H⁺
₅ + OH⁻ → N₂H₄ + H₂O (fast)

(The attacks by hydroxide and ammonia may be reversed, thus passing through the intermediate NHCl⁻ instead.) The reason for adding gelatin is that it removes metal ions such as Cu²⁺ that catalyses the destruction of hydrazine by reaction with monochloramine (NH₂Cl) to produce ammonium chloride and nitrogen.^[55]

Hydrogen azide (HN₃) was first produced in 1890 by the oxidation of aqueous hydrazine by nitrous acid. It is very explosive and even dilute solutions can be dangerous. It has a disagreeable and irritating smell and is a potentially lethal (but not cumulative) poison. It may be considered the conjugate acid of the azide anion, and is similarly analogous to the hydrohalic acids.^[55]

Halides and oxohalides

All four simple nitrogen trihalides are known. A few mixed halides and hydrohalides are known, but are mostly unstable; examples include NClF₂, NCl₂F, NBrF₂, NF₂H, NFH₂, NCl₂H, and NClH₂.^[57]

Five nitrogen fluorides are known. Nitrogen trifluoride (NF₃, first prepared in 1928) is a colourless and odourless gas that is thermodynamically stable, and most readily produced by the electrolysis of molten ammonium fluoride dissolved in anhydrous hydrogen fluoride. Like carbon tetrafluoride, it is not at all reactive and is stable in water or dilute aqueous acids or alkalis. Only when heated does it act as a fluorinating agent, and it reacts with copper, arsenic, antimony, and bismuth on contact at high temperatures to give tetrafluorohydrazine (N₂F₄). The cations NF⁺
₄ and N
₂F⁺
₃ are also known (the latter from reacting tetrafluorohydrazine with strong fluoride-acceptors such as arsenic pentafluoride), as is ONF₃, which has aroused interest due to the short N–O distance implying partial double bonding and the highly polar and long N–F bond. Tetrafluorohydrazine, unlike hydrazine itself, can dissociate at room temperature and above to give the radical NF₂•. Fluorine azide (FN₃) is very explosive and thermally unstable. Dinitrogen difluoride (N₂F₂) exists as thermally interconvertible cis and trans isomers, and was first found as a product of the thermal decomposition of FN₃.^[57]

Nitrogen trichloride (NCl₃) is a dense, volatile, and explosive liquid whose physical properties are similar to those of carbon tetrachloride, although one difference is that NCl₃ is easily hydrolysed by water while CCl₄ is not. It was first synthesised in 1811 by Pierre Louis Dulong, who lost three fingers and an eye to its explosive tendencies. As a dilute gas it is less dangerous and is thus used industrially to bleach and sterilise flour. Nitrogen tribromide (NBr₃), first prepared in 1975, is a deep red, temperature-sensitive, volatile solid that is explosive even at −100 °C. Nitrogen triiodide (NI₃) is still more unstable and was only prepared in 1990. Its adduct with ammonia, which was known earlier, is very shock-sensitive: it can be set off by the touch of a feather, shifting air currents, or even alpha particles.^[57][58] For this reason, small amounts of nitrogen triiodide are sometimes synthesised as a demonstration to high school chemistry students or as an act of «chemical magic».^[59] Chlorine azide (ClN₃) and bromine azide (BrN₃) are extremely sensitive and explosive.^[60][61]

Two series of nitrogen oxohalides are known: the nitrosyl halides (XNO) and the nitryl halides (XNO₂). The first is very reactive gases that can be made by directly halogenating nitrous oxide. Nitrosyl fluoride (NOF) is colourless and a vigorous fluorinating agent. Nitrosyl chloride (NOCl) behaves in much the same way and has often been used as an ionising solvent. Nitrosyl bromide (NOBr) is red. The reactions of the nitryl halides are mostly similar: nitryl fluoride (FNO₂) and nitryl chloride (ClNO₂) are likewise reactive gases and vigorous halogenating agents.^[57]

Oxides

Nitrogen forms nine molecular oxides, some of which were the first gases to be identified: N₂O (nitrous oxide), NO (nitric oxide), N₂O₃ (dinitrogen trioxide), NO₂ (nitrogen dioxide), N₂O₄ (dinitrogen tetroxide), N₂O₅ (dinitrogen pentoxide), N₄O (nitrosylazide),^[62] and N(NO₂)₃ (trinitramide).^[63] All are thermally unstable towards decomposition to their elements. One other possible oxide that has not yet been synthesised is oxatetrazole (N₄O), an aromatic ring.^[62]

Nitrous oxide (N₂O), better known as laughing gas, is made by thermal decomposition of molten ammonium nitrate at 250 °C. This is a redox reaction and thus nitric oxide and nitrogen are also produced as byproducts. It is mostly used as a propellant and aerating agent for sprayed canned whipped cream, and was formerly commonly used as an anaesthetic. Despite appearances, it cannot be considered to be the anhydride of hyponitrous acid (H₂N₂O₂) because that acid is not produced by the dissolution of nitrous oxide in water. It is rather unreactive (not reacting with the halogens, the alkali metals, or ozone at room temperature, although reactivity increases upon heating) and has the unsymmetrical structure N–N–O (N≡N⁺O⁻↔⁻N=N⁺=O): above 600 °C it dissociates by breaking the weaker N–O bond.^[62]
Nitric oxide (NO) is the simplest stable molecule with an odd number of electrons. In mammals, including humans, it is an important cellular signaling molecule involved in many physiological and pathological processes.^[64] It is formed by catalytic oxidation of ammonia. It is a colourless paramagnetic gas that, being thermodynamically unstable, decomposes to nitrogen and oxygen gas at 1100–1200 °C. Its bonding is similar to that in nitrogen, but one extra electron is added to a π* antibonding orbital and thus the bond order has been reduced to approximately 2.5; hence dimerisation to O=N–N=O is unfavourable except below the boiling point (where the cis isomer is more stable) because it does not actually increase the total bond order and because the unpaired electron is delocalised across the NO molecule, granting it stability. There is also evidence for the asymmetric red dimer O=N–O=N when nitric oxide is condensed with polar molecules. It reacts with oxygen to give brown nitrogen dioxide and with halogens to give nitrosyl halides. It also reacts with transition metal compounds to give nitrosyl complexes, most of which are deeply coloured.^[62]

Blue dinitrogen trioxide (N₂O₃) is only available as a solid because it rapidly dissociates above its melting point to give nitric oxide, nitrogen dioxide (NO₂), and dinitrogen tetroxide (N₂O₄). The latter two compounds are somewhat difficult to study individually because of the equilibrium between them, although sometimes dinitrogen tetroxide can react by heterolytic fission to nitrosonium and nitrate in a medium with high dielectric constant. Nitrogen dioxide is an acrid, corrosive brown gas. Both compounds may be easily prepared by decomposing a dry metal nitrate. Both react with water to form nitric acid. Dinitrogen tetroxide is very useful for the preparation of anhydrous metal nitrates and nitrato complexes, and it became the storable oxidiser of choice for many rockets in both the United States and USSR by the late 1950s. This is because it is a hypergolic propellant in combination with a hydrazine-based rocket fuel and can be easily stored since it is liquid at room temperature.^[62]

The thermally unstable and very reactive dinitrogen pentoxide (N₂O₅) is the anhydride of nitric acid, and can be made from it by dehydration with phosphorus pentoxide. It is of interest for the preparation of explosives.^[65] It is a deliquescent, colourless crystalline solid that is sensitive to light. In the solid state it is ionic with structure [NO₂]⁺[NO₃]⁻; as a gas and in solution it is molecular O₂N–O–NO₂. Hydration to nitric acid comes readily, as does analogous reaction with hydrogen peroxide giving peroxonitric acid (HOONO₂). It is a violent oxidising agent. Gaseous dinitrogen pentoxide decomposes as follows:^[62]

N₂O₅ ⇌ NO₂ + NO₃ → NO₂ + O₂ + NO

N₂O₅ + NO ⇌ 3 NO₂

Oxoacids, oxoanions, and oxoacid salts

Many nitrogen oxoacids are known, though most of them are unstable as pure compounds and are known only as aqueous solutions or as salts. Hyponitrous acid (H₂N₂O₂) is a weak diprotic acid with the structure HON=NOH (pK_a1 6.9, pK_a2 11.6). Acidic solutions are quite stable but above pH 4 base-catalysed decomposition occurs via [HONNO]⁻ to nitrous oxide and the hydroxide anion. Hyponitrites (involving the N
₂O²⁻
₂ anion) are stable to reducing agents and more commonly act as reducing agents themselves. They are an intermediate step in the oxidation of ammonia to nitrite, which occurs in the nitrogen cycle. Hyponitrite can act as a bridging or chelating bidentate ligand.^[66]

Nitrous acid (HNO₂) is not known as a pure compound, but is a common component in gaseous equilibria and is an important aqueous reagent: its aqueous solutions may be made from acidifying cool aqueous nitrite (NO⁻
₂, bent) solutions, although already at room temperature disproportionation to nitrate and nitric oxide is significant. It is a weak acid with pK_a 3.35 at 18 °C. They may be titrimetrically analysed by their oxidation to nitrate by permanganate. They are readily reduced to nitrous oxide and nitric oxide by sulfur dioxide, to hyponitrous acid with tin(II), and to ammonia with hydrogen sulfide. Salts of hydrazinium N
₂H⁺
₅ react with nitrous acid to produce azides which further react to give nitrous oxide and nitrogen. Sodium nitrite is mildly toxic in concentrations above 100 mg/kg, but small amounts are often used to cure meat and as a preservative to avoid bacterial spoilage. It is also used to synthesise hydroxylamine and to diazotise primary aromatic amines as follows:^[66]

ArNH₂ + HNO₂ → [ArNN]Cl + 2 H₂O

Nitrite is also a common ligand that can coordinate in five ways. The most common are nitro (bonded from the nitrogen) and nitrito (bonded from an oxygen). Nitro-nitrito isomerism is common, where the nitrito form is usually less stable.^[66]

Nitric acid (HNO₃) is by far the most important and the most stable of the nitrogen oxoacids. It is one of the three most used acids (the other two being sulfuric acid and hydrochloric acid) and was first discovered by alchemists in the 13th century. It is made by the catalytic oxidation of ammonia to nitric oxide, which is oxidised to nitrogen dioxide, and then dissolved in water to give concentrated nitric acid. In the United States of America, over seven million tonnes of nitric acid are produced every year, most of which is used for nitrate production for fertilisers and explosives, among other uses. Anhydrous nitric acid may be made by distilling concentrated nitric acid with phosphorus pentoxide at low pressure in glass apparatus in the dark. It can only be made in the solid state, because upon melting it spontaneously decomposes to nitrogen dioxide, and liquid nitric acid undergoes self-ionisation to a larger extent than any other covalent liquid as follows:^[66]

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

Two hydrates, HNO₃·H₂O and HNO₃·3H₂O, are known that can be crystallised. It is a strong acid and concentrated solutions are strong oxidising agents, though gold, platinum, rhodium, and iridium are immune to attack. A 3:1 mixture of concentrated hydrochloric acid and nitric acid, called aqua regia, is still stronger and successfully dissolves gold and platinum, because free chlorine and nitrosyl chloride are formed and chloride anions can form strong complexes. In concentrated sulfuric acid, nitric acid is protonated to form nitronium, which can act as an electrophile for aromatic nitration:^[66]

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

The thermal stabilities of nitrates (involving the trigonal planar NO⁻
₃ anion) depends on the basicity of the metal, and so do the products of decomposition (thermolysis), which can vary between the nitrite (for example, sodium), the oxide (potassium and lead), or even the metal itself (silver) depending on their relative stabilities. Nitrate is also a common ligand with many modes of coordination.^[66]

Finally, although orthonitric acid (H₃NO₄), which would be analogous to orthophosphoric acid, does not exist, the tetrahedral orthonitrate anion NO³⁻
₄ is known in its sodium and potassium salts:^[66]

These white crystalline salts are very sensitive to water vapour and carbon dioxide in the air:^[66]

Na₃NO₄ + H₂O + CO₂ → NaNO₃ + NaOH + NaHCO₃

Despite its limited chemistry, the orthonitrate anion is interesting from a structural point of view due to its regular tetrahedral shape and the short N–O bond lengths, implying significant polar character to the bonding.^[66]

Organic nitrogen compounds

Nitrogen is one of the most important elements in organic chemistry. Many organic functional groups involve a carbon–nitrogen bond, such as amides (RCONR₂), amines (R₃N), imines (RC(=NR)R), imides (RCO)₂NR, azides (RN₃), azo compounds (RN₂R), cyanates and isocyanates (ROCN or RCNO), nitrates (RONO₂), nitriles and isonitriles (RCN or RNC), nitrites (RONO), nitro compounds (RNO₂), nitroso compounds (RNO), oximes (RCR=NOH), and pyridine derivatives. C–N bonds are strongly polarised towards nitrogen. In these compounds, nitrogen is usually trivalent (though it can be tetravalent in quaternary ammonium salts, R₄N⁺), with a lone pair that can confer basicity on the compound by being coordinated to a proton. This may be offset by other factors: for example, amides are not basic because the lone pair is delocalised into a double bond (though they may act as acids at very low pH, being protonated at the oxygen), and pyrrole is not acidic because the lone pair is delocalised as part of an aromatic ring.^[67] The amount of nitrogen in a chemical substance can be determined by the Kjeldahl method.^[68] In particular, nitrogen is an essential component of nucleic acids, amino acids and thus proteins, and the energy-carrying molecule adenosine triphosphate and is thus vital to all life on Earth.^[67]

Occurrence

Nitrogen is the most common pure element in the earth, making up 78.1% of the volume of the atmosphere^[6] (75.5% by mass), around 3.89 million gigatonnes. Despite this, it is not very abundant in Earth’s crust, making up somewhere around 19 parts per million of this, on par with niobium, gallium, and lithium. (This represents 300,000 to a million gigatonnes of nitrogen, depending on the mass of the crust.^[69]) The only important nitrogen minerals are nitre (potassium nitrate, saltpetre) and soda nitre (sodium nitrate, Chilean saltpetre). However, these have not been an important source of nitrates since the 1920s, when the industrial synthesis of ammonia and nitric acid became common.^[70]

Nitrogen compounds constantly interchange between the atmosphere and living organisms. Nitrogen must first be processed, or «fixed», into a plant-usable form, usually ammonia. Some nitrogen fixation is done by lightning strikes producing the nitrogen oxides, but most is done by diazotrophic bacteria through enzymes known as nitrogenases (although today industrial nitrogen fixation to ammonia is also significant). When the ammonia is taken up by plants, it is used to synthesise proteins. These plants are then digested by animals who use the nitrogen compounds to synthesise their proteins and excrete nitrogen-bearing waste. Finally, these organisms die and decompose, undergoing bacterial and environmental oxidation and denitrification, returning free dinitrogen to the atmosphere. Industrial nitrogen fixation by the Haber process is mostly used as fertiliser, although excess nitrogen–bearing waste, when leached, leads to eutrophication of freshwater and the creation of marine dead zones, as nitrogen-driven bacterial growth depletes water oxygen to the point that all higher organisms die. Furthermore, nitrous oxide, which is produced during denitrification, attacks the atmospheric ozone layer.^[70]

Many saltwater fish manufacture large amounts of trimethylamine oxide to protect them from the high osmotic effects of their environment; conversion of this compound to dimethylamine is responsible for the early odour in unfresh saltwater fish.^[71] In animals, free radical nitric oxide (derived from an amino acid), serves as an important regulatory molecule for circulation.^[72]

Nitric oxide’s rapid reaction with water in animals results in the production of its metabolite nitrite. Animal metabolism of nitrogen in proteins, in general, results in the excretion of urea, while animal metabolism of nucleic acids results in the excretion of urea and uric acid. The characteristic odour of animal flesh decay is caused by the creation of long-chain, nitrogen-containing amines, such as putrescine and cadaverine, which are breakdown products of the amino acids ornithine and lysine, respectively, in decaying proteins.^[73]

Production

Nitrogen gas is an industrial gas produced by the fractional distillation of liquid air, or by mechanical means using gaseous air (pressurised reverse osmosis membrane or pressure swing adsorption). Nitrogen gas generators using membranes or pressure swing adsorption (PSA) are typically more cost and energy efficient than bulk-delivered nitrogen.^[74] Commercial nitrogen is often a byproduct of air-processing for industrial concentration of oxygen for steelmaking and other purposes. When supplied compressed in cylinders it is often called OFN (oxygen-free nitrogen).^[75] Commercial-grade nitrogen already contains at most 20 ppm oxygen, and specially purified grades containing at most 2 ppm oxygen and 10 ppm argon are also available.^[76]

In a chemical laboratory, it is prepared by treating an aqueous solution of ammonium chloride with sodium nitrite.^[77]

NH₄Cl + NaNO₂ → N₂ + NaCl + 2 H₂O

Small amounts of the impurities NO and HNO₃ are also formed in this reaction. The impurities can be removed by passing the gas through aqueous sulfuric acid containing potassium dichromate.^[77] Very pure nitrogen can be prepared by the thermal decomposition of barium azide or sodium azide.^[78]

2 NaN₃ → 2 Na + 3 N₂

Applications

Gas

The applications of nitrogen compounds are naturally extremely widely varied due to the huge size of this class: hence, only applications of pure nitrogen itself will be considered here. Two-thirds (2/3) of nitrogen produced by industry is sold as gas and the remaining one-third (1/3) as a liquid.

The gas is mostly used as a low reactivity safe atmosphere wherever the oxygen in the air would pose a fire, explosion, or oxidising hazard. Some examples include:^[76]

• As a modified atmosphere, pure or mixed with carbon dioxide, to nitrogenate and preserve the freshness of packaged or bulk foods (by delaying rancidity and other forms of oxidative damage). Pure nitrogen as food additive is labeled in the European Union with the E number E941.^[79]
• In incandescent light bulbs as an inexpensive alternative to argon.^[80]
• In fire suppression systems for Information technology (IT) equipment.^[76]
• In the manufacture of stainless steel.^[81]
• In the case-hardening of steel by nitriding.^[82]
• In some aircraft fuel systems to reduce fire hazard (see inerting system).
• To inflate race car and aircraft tires,^[83] reducing the problems of inconsistent expansion and contraction caused by moisture and oxygen in natural air.^[76]

Nitrogen is commonly used during sample preparation in chemical analysis. It is used to concentrate and reduce the volume of liquid samples. Directing a pressurised stream of nitrogen gas perpendicular to the surface of the liquid causes the solvent to evaporate while leaving the solute(s) and un-evaporated solvent behind.^[84]

Nitrogen can be used as a replacement, or in combination with, carbon dioxide to pressurise kegs of some beers, particularly stouts and British ales, due to the smaller bubbles it produces, which makes the dispensed beer smoother and headier.^[85] A pressure-sensitive nitrogen capsule known commonly as a «widget» allows nitrogen-charged beers to be packaged in cans and bottles.^[86][87] Nitrogen tanks are also replacing carbon dioxide as the main power source for paintball guns. Nitrogen must be kept at a higher pressure than CO₂, making N₂ tanks heavier and more expensive.^[88]

Equipment

Some construction equipment uses pressurized nitrogen gas to help hydraulic system to provide extra power to devices such as hydraulic hammer. Nitrogen gas, formed from the decomposition of sodium azide, is used for the inflation of airbags.^[89]

Execution

As nitrogen is an asphyxiant gas, some jurisdictions have considered asphyxiation by inhalation of pure nitrogen as a means of capital punishment (as a substitute for lethal injection).^[90][91][92]

However, as of 2020, no executions using nitrogen gas have yet been carried out by any jurisdiction, and at least one jurisdiction (Oklahoma) which had considered nitrogen asphyxiation as an execution protocol had abandoned the effort.^[93]

Liquid

Liquid nitrogen is a cryogenic liquid which looks like water. When insulated in proper containers such as dewar flasks, it can be transported and stored with a low rate of evaporative loss.^[94]

Like dry ice, the main use of liquid nitrogen is for cooling to low temperatures. It is used in the cryopreservation of biological materials such as blood and reproductive cells (sperm and eggs). It is used in cryotherapy to remove cysts and warts on the skin by freezing them.^[95] It is used in laboratory cold traps, and in cryopumps to obtain lower pressures in vacuum pumped systems. It is used to cool heat-sensitive electronics such as infrared detectors and X-ray detectors. Other uses include freeze-grinding and machining materials that are soft or rubbery at room temperature, shrink-fitting and assembling engineering components, and more generally to attain very low temperatures where necessary. Because of its low cost, liquid nitrogen is often used for cooling even when such low temperatures are not strictly necessary, such as refrigeration of food, freeze-branding livestock, freezing pipes to halt flow when valves are not present, and consolidating unstable soil by freezing whenever excavation is going on underneath.^[76]

Safety

Gas

Although nitrogen is non-toxic, when released into an enclosed space it can displace oxygen, and therefore presents an asphyxiation hazard. This may happen with few warning symptoms, since the human carotid body is a relatively poor and slow low-oxygen (hypoxia) sensing system.^[96] An example occurred shortly before the launch of the first Space Shuttle mission on March 19, 1981, when two technicians died from asphyxiation after they walked into a space located in the Space Shuttle’s mobile launcher platform that was pressurised with pure nitrogen as a precaution against fire.^[97]

When inhaled at high partial pressures (more than about 4 bar, encountered at depths below about 30 m in scuba diving), nitrogen is an anesthetic agent, causing nitrogen narcosis, a temporary state of mental impairment similar to nitrous oxide intoxication.^[98][99]

Nitrogen dissolves in the blood and body fats. Rapid decompression (as when divers ascend too quickly or astronauts decompress too quickly from cabin pressure to spacesuit pressure) can lead to a potentially fatal condition called decompression sickness (formerly known as caisson sickness or the bends), when nitrogen bubbles form in the bloodstream, nerves, joints, and other sensitive or vital areas.^[100][101] Bubbles from other «inert» gases (gases other than carbon dioxide and oxygen) cause the same effects, so replacement of nitrogen in breathing gases may prevent nitrogen narcosis, but does not prevent decompression sickness.^[102]

Liquid

As a cryogenic liquid, liquid nitrogen can be dangerous by causing cold burns on contact, although the Leidenfrost effect provides protection for very short exposure (about one second).^[103] Ingestion of liquid nitrogen can cause severe internal damage. For example, in 2012, a young woman in England had to have her stomach removed after ingesting a cocktail made with liquid nitrogen.^[104]

Because the liquid-to-gas expansion ratio of nitrogen is 1:694 at 20 °C, a tremendous amount of force can be generated if liquid nitrogen is rapidly vaporised in an enclosed space. In an incident on January 12, 2006, at Texas A&M University, the pressure-relief devices of a tank of liquid nitrogen were malfunctioning and later sealed. As a result of the subsequent pressure buildup, the tank failed catastrophically. The force of the explosion was sufficient to propel the tank through the ceiling immediately above it, shatter a reinforced concrete beam immediately below it, and blow the walls of the laboratory 0.1–0.2 m off their foundations.^[105]

Liquid nitrogen readily evaporates to form gaseous nitrogen, and hence the precautions associated with gaseous nitrogen also apply to liquid nitrogen.^{[106][107][108]} For example, oxygen sensors are sometimes used as a safety precaution when working with liquid nitrogen to alert workers of gas spills into a confined space.^[109]

Vessels containing liquid nitrogen can condense oxygen from air. The liquid in such a vessel becomes increasingly enriched in oxygen (boiling point −183 °C, higher than that of nitrogen) as the nitrogen evaporates, and can cause violent oxidation of organic material.^[110]

Oxygen deficiency monitors

Oxygen deficiency monitors are used to measure levels of oxygen in confined spaces and any place where nitrogen gas or liquid are stored or used. In the event of a nitrogen leak, and a decrease in oxygen to a pre-set alarm level, an oxygen deficiency monitor can be programmed to set off audible and visual alarms, thereby providing notification of the possible impending danger. Most commonly the oxygen range to alert personnel is when oxygen levels get below 19.5%. OSHA specifies that a hazardous atmosphere may include one where the oxygen concentration is below 19.5% or above 23.5%.^[111]
Oxygen deficiency monitors can either be fixed, mounted to the wall and hard-wired into the building’s power supply or simply plugged into a power outlet, or a portable hand-held or wearable monitor.

See also

• Reactive nitrogen species
• Soil gas

References

Bibliography

• Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2nd ed.). Butterworth-Heinemann. ISBN 978-0-08-037941-8.

External links

• Etymology of Nitrogen
• Nitrogen at The Periodic Table of Videos (University of Nottingham)
• Nitrogen podcast from the Royal Society of Chemistry’s Chemistry World

Nitrogen, ₇N

Liquid nitrogen (N2 at < −196 °C)
Nitrogen
Allotropes	see § Allotropes
Appearance	colorless gas, liquid or solid
Standard atomic weight Ar°(N)	[14.00643, 14.00728] 14.007±0.001 (abridged)[1]
Nitrogen in the periodic table
Hydrogen Helium Lithium Beryllium Boron Carbon Nitrogen Oxygen Fluorine Neon Sodium Magnesium Aluminium Silicon Phosphorus Sulfur Chlorine Argon Potassium Calcium Scandium Titanium Vanadium Chromium Manganese Iron Cobalt Nickel Copper Zinc Gallium Germanium Arsenic Selenium Bromine Krypton Rubidium Strontium Yttrium Zirconium Niobium Molybdenum Technetium Ruthenium Rhodium Palladium Silver Cadmium Indium Tin Antimony Tellurium Iodine Xenon Caesium Barium Lanthanum Cerium Praseodymium Neodymium Promethium Samarium Europium Gadolinium Terbium Dysprosium Holmium Erbium Thulium Ytterbium Lutetium Hafnium Tantalum Tungsten Rhenium Osmium Iridium Platinum Gold Mercury (element) Thallium Lead Bismuth Polonium Astatine Radon Francium Radium Actinium Thorium Protactinium Uranium Neptunium Plutonium Americium Curium Berkelium Californium Einsteinium Fermium Mendelevium Nobelium Lawrencium Rutherfordium Dubnium Seaborgium Bohrium Hassium Meitnerium Darmstadtium Roentgenium Copernicium Nihonium Flerovium Moscovium Livermorium Tennessine Oganesson – ↑ N ↓ P carbon ← nitrogen → oxygen
Atomic number (Z)	7
Group	group 15 (pnictogens)
Period	period 2
Block	p-block
Electron configuration	[He] 2s2 2p3
Electrons per shell	2, 5
Physical properties
Phase at STP	gas
Melting point	(N2) 63.23[2] K ​(−209.86[2] °C, ​−345.75[2] °F)
Boiling point	(N2) 77.355 K ​(−195.795 °C, ​−320.431 °F)
Density (at STP)	1.2506 g/L[3] at 0 °C, 1013 mbar
when liquid (at b.p.)	0.808 g/cm3
Triple point	63.151 K, ​12.52 kPa
Critical point	126.21 K, 3.39 MPa
Heat of fusion	(N2) 0.72 kJ/mol
Heat of vaporisation	(N2) 5.57 kJ/mol
Molar heat capacity	(N2) 29.124 J/(mol·K)
Vapour pressure P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k at T (K) 37 41 46 53 62 77
Atomic properties
Oxidation states	−3, −2, −1, 0,[4] +1, +2, +3, +4, +5 (a strongly acidic oxide)
Electronegativity	Pauling scale: 3.04
Ionisation energies	1st: 1402.3 kJ/mol 2nd: 2856 kJ/mol 3rd: 4578.1 kJ/mol (more)
Covalent radius	71±1 pm
Van der Waals radius	155 pm
Spectral lines of nitrogen
Other properties
Natural occurrence	primordial
Crystal structure	​hexagonal
Speed of sound	353 m/s (gas, at 27 °C)
Thermal conductivity	25.83×10−3 W/(m⋅K)
Magnetic ordering	diamagnetic
CAS Number	17778-88-0 7727-37-9 (N2)
History
Discovery	Daniel Rutherford (1772)
Named by	Jean-Antoine Chaptal (1790)
Main isotopes of nitrogen v e
Iso­tope Decay abun­dance half-life (t1/2) mode pro­duct 13N syn 9.965(4) min β+ 13C 14N [99.578%, 99.663%] stable 15N [0.337%, 0.422%] stable
Category: Nitrogen view talk edit | references

Nitrogen is the chemical element with the symbol N and atomic number 7. Nitrogen is a nonmetal and the lightest member of group 15 of the periodic table, often called the pnictogens. It is a common element in the universe, estimated at seventh in total abundance in the Milky Way and the Solar System. At standard temperature and pressure, two atoms of the element bond to form N₂, a colorless and odorless diatomic gas. N₂ forms about 78% of Earth’s atmosphere, making it the most abundant uncombined element. Nitrogen occurs in all organisms, primarily in amino acids (and thus proteins), in the nucleic acids (DNA and RNA) and in the energy transfer molecule adenosine triphosphate. The human body contains about 3% nitrogen by mass, the fourth most abundant element in the body after oxygen, carbon, and hydrogen. The nitrogen cycle describes the movement of the element from the air, into the biosphere and organic compounds, then back into the atmosphere.

Many industrially important compounds, such as ammonia, nitric acid, organic nitrates (propellants and explosives), and cyanides, contain nitrogen. The extremely strong triple bond in elemental nitrogen (N≡N), the second strongest bond in any diatomic molecule after carbon monoxide (CO),^[5] dominates nitrogen chemistry. This causes difficulty for both organisms and industry in converting N₂ into useful compounds, but at the same time it means that burning, exploding, or decomposing nitrogen compounds to form nitrogen gas releases large amounts of often useful energy. Synthetically produced ammonia and nitrates are key industrial fertilisers, and fertiliser nitrates are key pollutants in the eutrophication of water systems.

It was first discovered and isolated by Scottish physician Daniel Rutherford in 1772. Although Carl Wilhelm Scheele and Henry Cavendish had independently done so at about the same time, Rutherford is generally accorded the credit because his work was published first. The name nitrogène was suggested by French chemist Jean-Antoine-Claude Chaptal in 1790 when it was found that nitrogen was present in nitric acid and nitrates. Antoine Lavoisier suggested instead the name azote, from the Ancient Greek: ἀζωτικός «no life», as it is an asphyxiant gas; this name is used in several languages, including French, Italian, Russian, Romanian, Portuguese and Turkish, and appears in the English names of some nitrogen compounds such as hydrazine, azides and azo compounds.

Apart from its use in fertilisers and energy stores, nitrogen is a constituent of organic compounds as diverse as Kevlar used in high-strength fabric and cyanoacrylate used in superglue. Nitrogen is a constituent of every major pharmacological drug class, including antibiotics. Many drugs are mimics or prodrugs of natural nitrogen-containing signal molecules: for example, the organic nitrates nitroglycerin and nitroprusside control blood pressure by metabolizing into nitric oxide. Many notable nitrogen-containing drugs, such as the natural caffeine and morphine or the synthetic amphetamines, act on receptors of animal neurotransmitters.

History

Nitrogen compounds have a very long history, ammonium chloride having been known to Herodotus. They were well-known by the Middle Ages. Alchemists knew nitric acid as aqua fortis (strong water), as well as other nitrogen compounds such as ammonium salts and nitrate salts. The mixture of nitric and hydrochloric acids was known as aqua regia (royal water), celebrated for its ability to dissolve gold, the king of metals.^[6]

The discovery of nitrogen is attributed to the Scottish physician Daniel Rutherford in 1772, who called it noxious air.^[7][8] Though he did not recognise it as an entirely different chemical substance, he clearly distinguished it from Joseph Black’s «fixed air», or carbon dioxide.^[9] The fact that there was a component of air that does not support combustion was clear to Rutherford, although he was not aware that it was an element. Nitrogen was also studied at about the same time by Carl Wilhelm Scheele,^[10] Henry Cavendish,^[11] and Joseph Priestley,^[12] who referred to it as burnt air or phlogisticated air. French chemist Antoine Lavoisier referred to nitrogen gas as «mephitic air» or azote, from the Greek word άζωτικός (azotikos), «no life», due to it being asphyxiant.^[13][14] In an atmosphere of pure nitrogen, animals died and flames were extinguished. Though Lavoisier’s name was not accepted in English since it was pointed out that all gases but oxygen are either asphyxiant or outright toxic, it is used in many languages (French, Italian, Portuguese, Polish, Russian, Albanian, Turkish, etc.; the German Stickstoff similarly refers to the same characteristic, viz. ersticken «to choke or suffocate») and still remains in English in the common names of many nitrogen compounds, such as hydrazine and compounds of the azide ion. Finally, it led to the name «pnictogens» for the group headed by nitrogen, from the Greek πνίγειν «to choke».^[6]

The English word nitrogen (1794) entered the language from the French nitrogène, coined in 1790 by French chemist Jean-Antoine Chaptal (1756–1832),^[15] from the French nitre (potassium nitrate, also called saltpeter) and the French suffix -gène, «producing», from the Greek -γενής (-genes, «begotten»). Chaptal’s meaning was that nitrogen is the essential part of nitric acid, which in turn was produced from nitre. In earlier times, niter had been confused with Egyptian «natron» (sodium carbonate) – called νίτρον (nitron) in Greek – which, despite the name, contained no nitrate.^[16]

The earliest military, industrial, and agricultural applications of nitrogen compounds used saltpeter (sodium nitrate or potassium nitrate), most notably in gunpowder, and later as fertiliser. In 1910, Lord Rayleigh discovered that an electrical discharge in nitrogen gas produced «active nitrogen», a monatomic allotrope of nitrogen.^[17] The «whirling cloud of brilliant yellow light» produced by his apparatus reacted with mercury to produce explosive mercury nitride.^[18]

For a long time, sources of nitrogen compounds were limited. Natural sources originated either from biology or deposits of nitrates produced by atmospheric reactions. Nitrogen fixation by industrial processes like the Frank–Caro process (1895–1899) and Haber–Bosch process (1908–1913) eased this shortage of nitrogen compounds, to the extent that half of global food production (see Applications) now relies on synthetic nitrogen fertilisers.^[19] At the same time, use of the Ostwald process (1902) to produce nitrates from industrial nitrogen fixation allowed the large-scale industrial production of nitrates as feedstock in the manufacture of explosives in the World Wars of the 20th century.^[20][21]

Properties

Atomic

A nitrogen atom has seven electrons. In the ground state, they are arranged in the electron configuration 1s²
2s²
2p¹
_x2p¹
_y2p¹
_z. It, therefore, has five valence electrons in the 2s and 2p orbitals, three of which (the p-electrons) are unpaired. It has one of the highest electronegativities among the elements (3.04 on the Pauling scale), exceeded only by chlorine (3.16), oxygen (3.44), and fluorine (3.98). (The light noble gases, helium, neon, and argon, would presumably also be more electronegative, and in fact are on the Allen scale.)^[22] Following periodic trends, its single-bond covalent radius of 71 pm is smaller than those of boron (84 pm) and carbon (76 pm), while it is larger than those of oxygen (66 pm) and fluorine (57 pm). The nitride anion, N³⁻, is much larger at 146 pm, similar to that of the oxide (O²⁻: 140 pm) and fluoride (F⁻: 133 pm) anions.^[22] The first three ionisation energies of nitrogen are 1.402, 2.856, and 4.577 MJ·mol⁻¹, and the sum of the fourth and fifth is 16.920 MJ·mol⁻¹. Due to these very high figures, nitrogen has no simple cationic chemistry.^[23]
The lack of radial nodes in the 2p subshell is directly responsible for many of the anomalous properties of the first row of the p-block, especially in nitrogen, oxygen, and fluorine. The 2p subshell is very small and has a very similar radius to the 2s shell, facilitating orbital hybridisation. It also results in very large electrostatic forces of attraction between the nucleus and the valence electrons in the 2s and 2p shells, resulting in very high electronegativities. Hypervalency is almost unknown in the 2p elements for the same reason, because the high electronegativity makes it difficult for a small nitrogen atom to be a central atom in an electron-rich three-center four-electron bond since it would tend to attract the electrons strongly to itself. Thus, despite nitrogen’s position at the head of group 15 in the periodic table, its chemistry shows huge differences from that of its heavier congeners phosphorus, arsenic, antimony, and bismuth.^[24]

Nitrogen may be usefully compared to its horizontal neighbours’ carbon and oxygen as well as its vertical neighbours in the pnictogen column, phosphorus, arsenic, antimony, and bismuth. Although each period 2 element from lithium to oxygen shows some similarities to the period 3 element in the next group (from magnesium to chlorine; these are known as diagonal relationships), their degree drops off abruptly past the boron–silicon pair. The similarities of nitrogen to sulfur are mostly limited to sulfur nitride ring compounds when both elements are the only ones present.^[25]

Nitrogen does not share the proclivity of carbon for catenation. Like carbon, nitrogen tends to form ionic or metallic compounds with metals. Nitrogen forms an extensive series of nitrides with carbon, including those with chain-, graphitic-, and fullerenic-like structures.^[26]

It resembles oxygen with its high electronegativity and concomitant capability for hydrogen bonding and the ability to form coordination complexes by donating its lone pairs of electrons. There are some parallels between the chemistry of ammonia NH₃ and water H₂O. For example, the capacity of both compounds to be protonated to give NH₄⁺ and H₃O⁺ or deprotonated to give NH₂⁻ and OH⁻, with all of these able to be isolated in solid compounds.^[27]

Nitrogen shares with both its horizontal neighbours a preference for forming multiple bonds, typically with carbon, oxygen, or other nitrogen atoms, through p_π–p_π interactions.^[25] Thus, for example, nitrogen occurs as diatomic molecules and therefore has very much lower melting (−210 °C) and boiling points (−196 °C) than the rest of its group, as the N₂ molecules are only held together by weak van der Waals interactions and there are very few electrons available to create significant instantaneous dipoles. This is not possible for its vertical neighbours; thus, the nitrogen oxides, nitrites, nitrates, nitro-, nitroso-, azo-, and diazo-compounds, azides, cyanates, thiocyanates, and imino-derivatives find no echo with phosphorus, arsenic, antimony, or bismuth. By the same token, however, the complexity of the phosphorus oxoacids finds no echo with nitrogen.^[25] Setting aside their differences, nitrogen and phosphorus form an extensive series of compounds with one another; these have chain, ring, and cage structures.^[28]

Table of thermal and physical properties of nitrogen (N2) at atmospheric pressure:^[29][30]

Temperature (K)	Density (kg/m^3)	Specific heat (kJ/kg °C)	Dynamic viscosity (kg/m s)	Kinematic viscosity (m^2/s)	Thermal conductivity (W/m °C)	Thermal diffusivity (m^2/s)	Prandtl Number
100	3.4388	1.07	6.88E-06	2.00E-06	0.00958	2.60E-06	0.768
150	2.2594	1.05	1.01E-05	4.45E-06	0.0139	5.86E-06	0.759
200	1.7108	1.0429	1.29E-05	7.57E-06	0.01824	1.02E-05	0.747
300	1.1421	1.0408	1.78E-05	1.56E-05	0.0262	2.20E-05	0.713
400	0.8538	1.0459	2.20E-05	2.57E-05	0.03335	3.73E-05	0.691
500	0.6824	1.0555	2.57E-05	3.77E-05	0.03984	5.53E-05	0.684
600	0.5687	1.0756	2.91E-05	5.12E-05	0.0458	7.49E-05	0.686
700	0.4934	1.0969	3.21E-05	6.67E-05	0.05123	9.47E-05	0.691
800	0.4277	1.1225	3.48E-05	8.15E-05	0.05609	1.17E-04	0.7
900	0.3796	1.1464	3.75E-05	9.11E-05	0.0607	1.39E-04	0.711
1000	0.3412	1.1677	4.00E-05	1.19E-04	0.06475	1.63E-04	0.724
1100	0.3108	1.1857	4.23E-05	1.36E-04	0.0685	1.86E-04	0.736
1200	0.2851	1.2037	4.45E-05	1.56E-04	0.07184	2.09E-04	0.748
1300	0.2591	1.219	4.66E-05	1.80E-04	0.081	2.56E-04	0.701

Isotopes

Nitrogen has two stable isotopes: ¹⁴N and ¹⁵N. The first is much more common, making up 99.634% of natural nitrogen, and the second (which is slightly heavier) makes up the remaining 0.366%. This leads to an atomic weight of around 14.007 u.^[22] Both of these stable isotopes are produced in the CNO cycle in stars, but ¹⁴N is more common as its neutron capture is the rate-limiting step. ¹⁴N is one of the five stable odd–odd nuclides (a nuclide having an odd number of protons and neutrons); the other four are ²H, ⁶Li, ¹⁰B, and ^180mTa.^[31]

The relative abundance of ¹⁴N and ¹⁵N is practically constant in the atmosphere but can vary elsewhere, due to natural isotopic fractionation from biological redox reactions and the evaporation of natural ammonia or nitric acid.^[32] Biologically mediated reactions (e.g., assimilation, nitrification, and denitrification) strongly control nitrogen dynamics in the soil. These reactions typically result in ¹⁵N enrichment of the substrate and depletion of the product.^[33]

The heavy isotope ¹⁵N was first discovered by S. M. Naudé in 1929, and soon after heavy isotopes of the neighbouring elements oxygen and carbon were discovered.^[34] It presents one of the lowest thermal neutron capture cross-sections of all isotopes.^[35] It is frequently used in nuclear magnetic resonance (NMR) spectroscopy to determine the structures of nitrogen-containing molecules, due to its fractional nuclear spin of one-half, which offers advantages for NMR such as narrower line width. ¹⁴N, though also theoretically usable, has an integer nuclear spin of one and thus has a quadrupole moment that leads to wider and less useful spectra.^{[22] 15}N NMR nevertheless has complications not encountered in the more common ¹H and ¹³C NMR spectroscopy. The low natural abundance of ¹⁵N (0.36%) significantly reduces sensitivity, a problem which is only exacerbated by its low gyromagnetic ratio, (only 10.14% that of ¹H). As a result, the signal-to-noise ratio for ¹H is about 300 times as much as that for ¹⁵N at the same magnetic field strength.^[36] This may be somewhat alleviated by isotopic enrichment of ¹⁵N by chemical exchange or fractional distillation. ¹⁵N-enriched compounds have the advantage that under standard conditions, they do not undergo chemical exchange of their nitrogen atoms with atmospheric nitrogen, unlike compounds with labelled hydrogen, carbon, and oxygen isotopes that must be kept away from the atmosphere.^[22] The ¹⁵N:¹⁴N ratio is commonly used in stable isotope analysis in the fields of geochemistry, hydrology, paleoclimatology and paleoceanography, where it is called δ¹⁵N.^[37]

Of the ten other isotopes produced synthetically, ranging from ¹²N to ²³N, ¹³N has a half-life of ten minutes and the remaining isotopes have half-lives on the order of seconds (¹⁶N and ¹⁷N) or milliseconds. No other nitrogen isotopes are possible as they would fall outside the nuclear drip lines, leaking out a proton or neutron.^[38] Given the half-life difference, ¹³N is the most important nitrogen radioisotope, being relatively long-lived enough to use in positron emission tomography (PET), although its half-life is still short and thus it must be produced at the venue of the PET, for example in a cyclotron via proton bombardment of ¹⁶O producing ¹³N and an alpha particle.^[39]

The radioisotope ¹⁶N is the dominant radionuclide in the coolant of pressurised water reactors or boiling water reactors during normal operation. It is produced from ¹⁶O (in water) via an (n,p) reaction, in which the ¹⁶O atom captures a neutron and expels a proton. It has a short half-life of about 7.1 s,^[38] but during its decay back to ¹⁶O produces high-energy gamma radiation (5 to 7 MeV).^[38][40] Because of this, access to the primary coolant piping in a pressurised water reactor must be restricted during reactor power operation.^[40] It is a sensitive and immediate indicator of leaks from the primary coolant system to the secondary steam cycle and is the primary means of detection for such leaks.^[40]

Chemistry and compounds

Allotropes

Atomic nitrogen, also known as active nitrogen, is highly reactive, being a triradical with three unpaired electrons. Free nitrogen atoms easily react with most elements to form nitrides, and even when two free nitrogen atoms collide to produce an excited N₂ molecule, they may release so much energy on collision with even such stable molecules as carbon dioxide and water to cause homolytic fission into radicals such as CO and O or OH and H. Atomic nitrogen is prepared by passing an electric discharge through nitrogen gas at 0.1–2 mmHg, which produces atomic nitrogen along with a peach-yellow emission that fades slowly as an afterglow for several minutes even after the discharge terminates.^[25]

Given the great reactivity of atomic nitrogen, elemental nitrogen usually occurs as molecular N₂, dinitrogen. This molecule is a colourless, odourless, and tasteless diamagnetic gas at standard conditions: it melts at −210 °C and boils at −196 °C.^[25] Dinitrogen is mostly unreactive at room temperature, but it will nevertheless react with lithium metal and some transition metal complexes. This is due to its bonding, which is unique among the diatomic elements at standard conditions in that it has an N≡N triple bond. Triple bonds have short bond lengths (in this case, 109.76 pm) and high dissociation energies (in this case, 945.41 kJ/mol), and are thus very strong, explaining dinitrogen’s low level of chemical reactivity.^[25][41]

Other nitrogen oligomers and polymers may be possible. If they could be synthesised, they may have potential applications as materials with a very high energy density, that could be used as powerful propellants or explosives.^[42] Under extremely high pressures (1.1 million atm) and high temperatures (2000 K), as produced in a diamond anvil cell, nitrogen polymerises into the single-bonded cubic gauche crystal structure. This structure is similar to that of diamond, and both have extremely strong covalent bonds, resulting in its nickname «nitrogen diamond».^[43]

At atmospheric pressure, molecular nitrogen condenses (liquefies) at 77 K (−195.79 °C) and freezes at 63 K (−210.01 °C)^[44] into the beta hexagonal close-packed crystal allotropic form. Below 35.4 K (−237.6 °C) nitrogen assumes the cubic crystal allotropic form (called the alpha phase).^[45] Liquid nitrogen, a colourless fluid resembling water in appearance, but with 80.8% of the density (the density of liquid nitrogen at its boiling point is 0.808 g/mL), is a common cryogen.^[46] Solid nitrogen has many crystalline modifications. It forms a significant dynamic surface coverage on Pluto^[47] and outer moons of the Solar System such as Triton.^[48] Even at the low temperatures of solid nitrogen it is fairly volatile and can sublime to form an atmosphere, or condense back into nitrogen frost. It is very weak and flows in the form of glaciers and on Triton geysers of nitrogen gas come from the polar ice cap region.^[49]

Dinitrogen complexes

The first example of a dinitrogen complex to be discovered was [Ru(NH₃)₅(N₂)]²⁺ (see figure at right), and soon many other such complexes were discovered. These complexes, in which a nitrogen molecule donates at least one lone pair of electrons to a central metal cation, illustrate how N₂ might bind to the metal(s) in nitrogenase and the catalyst for the Haber process: these processes involving dinitrogen activation are vitally important in biology and in the production of fertilisers.^[50][51]

Dinitrogen is able to coordinate to metals in five different ways. The more well-characterised ways are the end-on M←N≡N (η¹) and M←N≡N→M (μ, bis-η¹), in which the lone pairs on the nitrogen atoms are donated to the metal cation. The less well-characterised ways involve dinitrogen donating electron pairs from the triple bond, either as a bridging ligand to two metal cations (μ, bis-η²) or to just one (η²). The fifth and unique method involves triple-coordination as a bridging ligand, donating all three electron pairs from the triple bond (μ₃-N₂). A few complexes feature multiple N₂ ligands and some feature N₂ bonded in multiple ways. Since N₂ is isoelectronic with carbon monoxide (CO) and acetylene (C₂H₂), the bonding in dinitrogen complexes is closely allied to that in carbonyl compounds, although N₂ is a weaker σ-donor and π-acceptor than CO. Theoretical studies show that σ donation is a more important factor allowing the formation of the M–N bond than π back-donation, which mostly only weakens the N–N bond, and end-on (η¹) donation is more readily accomplished than side-on (η²) donation.^[25]

Today, dinitrogen complexes are known for almost all the transition metals, accounting for several hundred compounds. They are normally prepared by three methods:^[25]

1. Replacing labile ligands such as H₂O, H⁻, or CO directly by nitrogen: these are often reversible reactions that proceed at mild conditions.
2. Reducing metal complexes in the presence of a suitable co-ligand in excess under nitrogen gas. A common choice includes replacing chloride ligands with dimethylphenylphosphine (PMe₂Ph) to make up for the smaller number of nitrogen ligands attached to the original chlorine ligands.
3. Converting a ligand with N–N bonds, such as hydrazine or azide, directly into a dinitrogen ligand.

Occasionally the N≡N bond may be formed directly within a metal complex, for example by directly reacting coordinated ammonia (NH₃) with nitrous acid (HNO₂), but this is not generally applicable. Most dinitrogen complexes have colours within the range white-yellow-orange-red-brown; a few exceptions are known, such as the blue [{Ti(η⁵-C₅H₅)₂}₂-(N₂)].^[25]

Nitrides, azides, and nitrido complexes

Nitrogen bonds to almost all the elements in the periodic table except the first three noble gases, helium, neon, and argon, and some of the very short-lived elements after bismuth, creating an immense variety of binary compounds with varying properties and applications in which pentazenium tetraazidoborate has the highest nitrogen content.^[25] Many binary compounds are known: with the exception of the nitrogen hydrides, oxides, and fluorides, these are typically called nitrides. Many stoichiometric phases are usually present for most elements (e.g. MnN, Mn₆N₅, Mn₃N₂, Mn₂N, Mn₄N, and Mn_xN for 9.2 < x < 25.3). They may be classified as «salt-like» (mostly ionic), covalent, «diamond-like», and metallic (or interstitial), although this classification has limitations generally stemming from the continuity of bonding types instead of the discrete and separate types that it implies. They are normally prepared by directly reacting a metal with nitrogen or ammonia (sometimes after heating), or by thermal decomposition of metal amides:^[52]

3 Ca + N₂ → Ca₃N₂

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

3 Zn(NH₂)₂ → Zn₃N₂ + 4 NH₃

Many variants on these processes are possible. The most ionic of these nitrides are those of the alkali metals and alkaline earth metals, Li₃N (Na, K, Rb, and Cs do not form stable nitrides for steric reasons) and M₃N₂ (M = Be, Mg, Ca, Sr, Ba). These can formally be thought of as salts of the N³⁻ anion, although charge separation is not actually complete even for these highly electropositive elements. However, the alkali metal azides NaN₃ and KN₃, featuring the linear N⁻
₃ anion, are well-known, as are Sr(N₃)₂ and Ba(N₃)₂. Azides of the B-subgroup metals (those in groups 11 through 16) are much less ionic, have more complicated structures, and detonate readily when shocked.^[52]

Many covalent binary nitrides are known. Examples include cyanogen ((CN)₂), triphosphorus pentanitride (P₃N₅), disulfur dinitride (S₂N₂), and tetrasulfur tetranitride (S₄N₄). The essentially covalent silicon nitride (Si₃N₄) and germanium nitride (Ge₃N₄) are also known: silicon nitride, in particular, would make a promising ceramic if not for the difficulty of working with and sintering it. In particular, the group 13 nitrides, most of which are promising semiconductors, are isoelectronic with graphite, diamond, and silicon carbide and have similar structures: their bonding changes from covalent to partially ionic to metallic as the group is descended. In particular, since the B–N unit is isoelectronic to C–C, and carbon is essentially intermediate in size between boron and nitrogen, much of organic chemistry finds an echo in boron–nitrogen chemistry, such as in borazine («inorganic benzene»). Nevertheless, the analogy is not exact due to the ease of nucleophilic attack at boron due to its deficiency in electrons, which is not possible in a wholly carbon-containing ring.^[52]

The largest category of nitrides are the interstitial nitrides of formulae MN, M₂N, and M₄N (although variable composition is perfectly possible), where the small nitrogen atoms are positioned in the gaps in a metallic cubic or hexagonal close-packed lattice. They are opaque, very hard, and chemically inert, melting only at very high temperatures (generally over 2500 °C). They have a metallic lustre and conduct electricity as do metals. They hydrolyse only very slowly to give ammonia or nitrogen.^[52]

The nitride anion (N³⁻) is the strongest π donor known among ligands (the second-strongest is O²⁻). Nitrido complexes are generally made by the thermal decomposition of azides or by deprotonating ammonia, and they usually involve a terminal {≡N}³⁻ group. The linear azide anion (N⁻
₃), being isoelectronic with nitrous oxide, carbon dioxide, and cyanate, forms many coordination complexes. Further catenation is rare, although N⁴⁻
₄ (isoelectronic with carbonate and nitrate) is known.^[52]

Hydrides

Industrially, ammonia (NH₃) is the most important compound of nitrogen and is prepared in larger amounts than any other compound because it contributes significantly to the nutritional needs of terrestrial organisms by serving as a precursor to food and fertilisers. It is a colourless alkaline gas with a characteristic pungent smell. The presence of hydrogen bonding has very significant effects on ammonia, conferring on it its high melting (−78 °C) and boiling (−33 °C) points. As a liquid, it is a very good solvent with a high heat of vaporisation (enabling it to be used in vacuum flasks), that also has a low viscosity and electrical conductivity and high dielectric constant, and is less dense than water. However, the hydrogen bonding in NH₃ is weaker than that in H₂O due to the lower electronegativity of nitrogen compared to oxygen and the presence of only one lone pair in NH₃ rather than two in H₂O. It is a weak base in aqueous solution (pK_b 4.74); its conjugate acid is ammonium, NH⁺
₄. It can also act as an extremely weak acid, losing a proton to produce the amide anion, NH⁻
₂. It thus undergoes self-dissociation, similar to water, to produce ammonium and amide. Ammonia burns in air or oxygen, though not readily, to produce nitrogen gas; it burns in fluorine with a greenish-yellow flame to give nitrogen trifluoride. Reactions with the other nonmetals are very complex and tend to lead to a mixture of products. Ammonia reacts on heating with metals to give nitrides.^[54]

Many other binary nitrogen hydrides are known, but the most important are hydrazine (N₂H₄) and hydrogen azide (HN₃). Although it is not a nitrogen hydride, hydroxylamine (NH₂OH) is similar in properties and structure to ammonia and hydrazine as well. Hydrazine is a fuming, colourless liquid that smells similar to ammonia. Its physical properties are very similar to those of water (melting point 2.0 °C, boiling point 113.5 °C, density 1.00 g/cm³). Despite it being an endothermic compound, it is kinetically stable. It burns quickly and completely in air very exothermically to give nitrogen and water vapour. It is a very useful and versatile reducing agent and is a weaker base than ammonia.^[55] It is also commonly used as a rocket fuel.^[56]

Hydrazine is generally made by reaction of ammonia with alkaline sodium hypochlorite in the presence of gelatin or glue:^[55]

NH₃ + OCl⁻ → NH₂Cl + OH⁻

NH₂Cl + NH₃ → N
₂H⁺
₅ + Cl⁻ (slow)

N
₂H⁺
₅ + OH⁻ → N₂H₄ + H₂O (fast)

(The attacks by hydroxide and ammonia may be reversed, thus passing through the intermediate NHCl⁻ instead.) The reason for adding gelatin is that it removes metal ions such as Cu²⁺ that catalyses the destruction of hydrazine by reaction with monochloramine (NH₂Cl) to produce ammonium chloride and nitrogen.^[55]

Hydrogen azide (HN₃) was first produced in 1890 by the oxidation of aqueous hydrazine by nitrous acid. It is very explosive and even dilute solutions can be dangerous. It has a disagreeable and irritating smell and is a potentially lethal (but not cumulative) poison. It may be considered the conjugate acid of the azide anion, and is similarly analogous to the hydrohalic acids.^[55]

Halides and oxohalides

All four simple nitrogen trihalides are known. A few mixed halides and hydrohalides are known, but are mostly unstable; examples include NClF₂, NCl₂F, NBrF₂, NF₂H, NFH₂, NCl₂H, and NClH₂.^[57]

Five nitrogen fluorides are known. Nitrogen trifluoride (NF₃, first prepared in 1928) is a colourless and odourless gas that is thermodynamically stable, and most readily produced by the electrolysis of molten ammonium fluoride dissolved in anhydrous hydrogen fluoride. Like carbon tetrafluoride, it is not at all reactive and is stable in water or dilute aqueous acids or alkalis. Only when heated does it act as a fluorinating agent, and it reacts with copper, arsenic, antimony, and bismuth on contact at high temperatures to give tetrafluorohydrazine (N₂F₄). The cations NF⁺
₄ and N
₂F⁺
₃ are also known (the latter from reacting tetrafluorohydrazine with strong fluoride-acceptors such as arsenic pentafluoride), as is ONF₃, which has aroused interest due to the short N–O distance implying partial double bonding and the highly polar and long N–F bond. Tetrafluorohydrazine, unlike hydrazine itself, can dissociate at room temperature and above to give the radical NF₂•. Fluorine azide (FN₃) is very explosive and thermally unstable. Dinitrogen difluoride (N₂F₂) exists as thermally interconvertible cis and trans isomers, and was first found as a product of the thermal decomposition of FN₃.^[57]

Nitrogen trichloride (NCl₃) is a dense, volatile, and explosive liquid whose physical properties are similar to those of carbon tetrachloride, although one difference is that NCl₃ is easily hydrolysed by water while CCl₄ is not. It was first synthesised in 1811 by Pierre Louis Dulong, who lost three fingers and an eye to its explosive tendencies. As a dilute gas it is less dangerous and is thus used industrially to bleach and sterilise flour. Nitrogen tribromide (NBr₃), first prepared in 1975, is a deep red, temperature-sensitive, volatile solid that is explosive even at −100 °C. Nitrogen triiodide (NI₃) is still more unstable and was only prepared in 1990. Its adduct with ammonia, which was known earlier, is very shock-sensitive: it can be set off by the touch of a feather, shifting air currents, or even alpha particles.^[57][58] For this reason, small amounts of nitrogen triiodide are sometimes synthesised as a demonstration to high school chemistry students or as an act of «chemical magic».^[59] Chlorine azide (ClN₃) and bromine azide (BrN₃) are extremely sensitive and explosive.^[60][61]

Two series of nitrogen oxohalides are known: the nitrosyl halides (XNO) and the nitryl halides (XNO₂). The first is very reactive gases that can be made by directly halogenating nitrous oxide. Nitrosyl fluoride (NOF) is colourless and a vigorous fluorinating agent. Nitrosyl chloride (NOCl) behaves in much the same way and has often been used as an ionising solvent. Nitrosyl bromide (NOBr) is red. The reactions of the nitryl halides are mostly similar: nitryl fluoride (FNO₂) and nitryl chloride (ClNO₂) are likewise reactive gases and vigorous halogenating agents.^[57]

Oxides

Nitrogen forms nine molecular oxides, some of which were the first gases to be identified: N₂O (nitrous oxide), NO (nitric oxide), N₂O₃ (dinitrogen trioxide), NO₂ (nitrogen dioxide), N₂O₄ (dinitrogen tetroxide), N₂O₅ (dinitrogen pentoxide), N₄O (nitrosylazide),^[62] and N(NO₂)₃ (trinitramide).^[63] All are thermally unstable towards decomposition to their elements. One other possible oxide that has not yet been synthesised is oxatetrazole (N₄O), an aromatic ring.^[62]

Nitrous oxide (N₂O), better known as laughing gas, is made by thermal decomposition of molten ammonium nitrate at 250 °C. This is a redox reaction and thus nitric oxide and nitrogen are also produced as byproducts. It is mostly used as a propellant and aerating agent for sprayed canned whipped cream, and was formerly commonly used as an anaesthetic. Despite appearances, it cannot be considered to be the anhydride of hyponitrous acid (H₂N₂O₂) because that acid is not produced by the dissolution of nitrous oxide in water. It is rather unreactive (not reacting with the halogens, the alkali metals, or ozone at room temperature, although reactivity increases upon heating) and has the unsymmetrical structure N–N–O (N≡N⁺O⁻↔⁻N=N⁺=O): above 600 °C it dissociates by breaking the weaker N–O bond.^[62]
Nitric oxide (NO) is the simplest stable molecule with an odd number of electrons. In mammals, including humans, it is an important cellular signaling molecule involved in many physiological and pathological processes.^[64] It is formed by catalytic oxidation of ammonia. It is a colourless paramagnetic gas that, being thermodynamically unstable, decomposes to nitrogen and oxygen gas at 1100–1200 °C. Its bonding is similar to that in nitrogen, but one extra electron is added to a π* antibonding orbital and thus the bond order has been reduced to approximately 2.5; hence dimerisation to O=N–N=O is unfavourable except below the boiling point (where the cis isomer is more stable) because it does not actually increase the total bond order and because the unpaired electron is delocalised across the NO molecule, granting it stability. There is also evidence for the asymmetric red dimer O=N–O=N when nitric oxide is condensed with polar molecules. It reacts with oxygen to give brown nitrogen dioxide and with halogens to give nitrosyl halides. It also reacts with transition metal compounds to give nitrosyl complexes, most of which are deeply coloured.^[62]

Blue dinitrogen trioxide (N₂O₃) is only available as a solid because it rapidly dissociates above its melting point to give nitric oxide, nitrogen dioxide (NO₂), and dinitrogen tetroxide (N₂O₄). The latter two compounds are somewhat difficult to study individually because of the equilibrium between them, although sometimes dinitrogen tetroxide can react by heterolytic fission to nitrosonium and nitrate in a medium with high dielectric constant. Nitrogen dioxide is an acrid, corrosive brown gas. Both compounds may be easily prepared by decomposing a dry metal nitrate. Both react with water to form nitric acid. Dinitrogen tetroxide is very useful for the preparation of anhydrous metal nitrates and nitrato complexes, and it became the storable oxidiser of choice for many rockets in both the United States and USSR by the late 1950s. This is because it is a hypergolic propellant in combination with a hydrazine-based rocket fuel and can be easily stored since it is liquid at room temperature.^[62]

The thermally unstable and very reactive dinitrogen pentoxide (N₂O₅) is the anhydride of nitric acid, and can be made from it by dehydration with phosphorus pentoxide. It is of interest for the preparation of explosives.^[65] It is a deliquescent, colourless crystalline solid that is sensitive to light. In the solid state it is ionic with structure [NO₂]⁺[NO₃]⁻; as a gas and in solution it is molecular O₂N–O–NO₂. Hydration to nitric acid comes readily, as does analogous reaction with hydrogen peroxide giving peroxonitric acid (HOONO₂). It is a violent oxidising agent. Gaseous dinitrogen pentoxide decomposes as follows:^[62]

N₂O₅ ⇌ NO₂ + NO₃ → NO₂ + O₂ + NO

N₂O₅ + NO ⇌ 3 NO₂

Oxoacids, oxoanions, and oxoacid salts

Many nitrogen oxoacids are known, though most of them are unstable as pure compounds and are known only as aqueous solutions or as salts. Hyponitrous acid (H₂N₂O₂) is a weak diprotic acid with the structure HON=NOH (pK_a1 6.9, pK_a2 11.6). Acidic solutions are quite stable but above pH 4 base-catalysed decomposition occurs via [HONNO]⁻ to nitrous oxide and the hydroxide anion. Hyponitrites (involving the N
₂O²⁻
₂ anion) are stable to reducing agents and more commonly act as reducing agents themselves. They are an intermediate step in the oxidation of ammonia to nitrite, which occurs in the nitrogen cycle. Hyponitrite can act as a bridging or chelating bidentate ligand.^[66]

Nitrous acid (HNO₂) is not known as a pure compound, but is a common component in gaseous equilibria and is an important aqueous reagent: its aqueous solutions may be made from acidifying cool aqueous nitrite (NO⁻
₂, bent) solutions, although already at room temperature disproportionation to nitrate and nitric oxide is significant. It is a weak acid with pK_a 3.35 at 18 °C. They may be titrimetrically analysed by their oxidation to nitrate by permanganate. They are readily reduced to nitrous oxide and nitric oxide by sulfur dioxide, to hyponitrous acid with tin(II), and to ammonia with hydrogen sulfide. Salts of hydrazinium N
₂H⁺
₅ react with nitrous acid to produce azides which further react to give nitrous oxide and nitrogen. Sodium nitrite is mildly toxic in concentrations above 100 mg/kg, but small amounts are often used to cure meat and as a preservative to avoid bacterial spoilage. It is also used to synthesise hydroxylamine and to diazotise primary aromatic amines as follows:^[66]

ArNH₂ + HNO₂ → [ArNN]Cl + 2 H₂O

Nitrite is also a common ligand that can coordinate in five ways. The most common are nitro (bonded from the nitrogen) and nitrito (bonded from an oxygen). Nitro-nitrito isomerism is common, where the nitrito form is usually less stable.^[66]

Nitric acid (HNO₃) is by far the most important and the most stable of the nitrogen oxoacids. It is one of the three most used acids (the other two being sulfuric acid and hydrochloric acid) and was first discovered by alchemists in the 13th century. It is made by the catalytic oxidation of ammonia to nitric oxide, which is oxidised to nitrogen dioxide, and then dissolved in water to give concentrated nitric acid. In the United States of America, over seven million tonnes of nitric acid are produced every year, most of which is used for nitrate production for fertilisers and explosives, among other uses. Anhydrous nitric acid may be made by distilling concentrated nitric acid with phosphorus pentoxide at low pressure in glass apparatus in the dark. It can only be made in the solid state, because upon melting it spontaneously decomposes to nitrogen dioxide, and liquid nitric acid undergoes self-ionisation to a larger extent than any other covalent liquid as follows:^[66]

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

Two hydrates, HNO₃·H₂O and HNO₃·3H₂O, are known that can be crystallised. It is a strong acid and concentrated solutions are strong oxidising agents, though gold, platinum, rhodium, and iridium are immune to attack. A 3:1 mixture of concentrated hydrochloric acid and nitric acid, called aqua regia, is still stronger and successfully dissolves gold and platinum, because free chlorine and nitrosyl chloride are formed and chloride anions can form strong complexes. In concentrated sulfuric acid, nitric acid is protonated to form nitronium, which can act as an electrophile for aromatic nitration:^[66]

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

The thermal stabilities of nitrates (involving the trigonal planar NO⁻
₃ anion) depends on the basicity of the metal, and so do the products of decomposition (thermolysis), which can vary between the nitrite (for example, sodium), the oxide (potassium and lead), or even the metal itself (silver) depending on their relative stabilities. Nitrate is also a common ligand with many modes of coordination.^[66]

Finally, although orthonitric acid (H₃NO₄), which would be analogous to orthophosphoric acid, does not exist, the tetrahedral orthonitrate anion NO³⁻
₄ is known in its sodium and potassium salts:^[66]

These white crystalline salts are very sensitive to water vapour and carbon dioxide in the air:^[66]

Na₃NO₄ + H₂O + CO₂ → NaNO₃ + NaOH + NaHCO₃

Despite its limited chemistry, the orthonitrate anion is interesting from a structural point of view due to its regular tetrahedral shape and the short N–O bond lengths, implying significant polar character to the bonding.^[66]

Organic nitrogen compounds

Nitrogen is one of the most important elements in organic chemistry. Many organic functional groups involve a carbon–nitrogen bond, such as amides (RCONR₂), amines (R₃N), imines (RC(=NR)R), imides (RCO)₂NR, azides (RN₃), azo compounds (RN₂R), cyanates and isocyanates (ROCN or RCNO), nitrates (RONO₂), nitriles and isonitriles (RCN or RNC), nitrites (RONO), nitro compounds (RNO₂), nitroso compounds (RNO), oximes (RCR=NOH), and pyridine derivatives. C–N bonds are strongly polarised towards nitrogen. In these compounds, nitrogen is usually trivalent (though it can be tetravalent in quaternary ammonium salts, R₄N⁺), with a lone pair that can confer basicity on the compound by being coordinated to a proton. This may be offset by other factors: for example, amides are not basic because the lone pair is delocalised into a double bond (though they may act as acids at very low pH, being protonated at the oxygen), and pyrrole is not acidic because the lone pair is delocalised as part of an aromatic ring.^[67] The amount of nitrogen in a chemical substance can be determined by the Kjeldahl method.^[68] In particular, nitrogen is an essential component of nucleic acids, amino acids and thus proteins, and the energy-carrying molecule adenosine triphosphate and is thus vital to all life on Earth.^[67]

Occurrence

Nitrogen is the most common pure element in the earth, making up 78.1% of the volume of the atmosphere^[6] (75.5% by mass), around 3.89 million gigatonnes. Despite this, it is not very abundant in Earth’s crust, making up somewhere around 19 parts per million of this, on par with niobium, gallium, and lithium. (This represents 300,000 to a million gigatonnes of nitrogen, depending on the mass of the crust.^[69]) The only important nitrogen minerals are nitre (potassium nitrate, saltpetre) and soda nitre (sodium nitrate, Chilean saltpetre). However, these have not been an important source of nitrates since the 1920s, when the industrial synthesis of ammonia and nitric acid became common.^[70]

Nitrogen compounds constantly interchange between the atmosphere and living organisms. Nitrogen must first be processed, or «fixed», into a plant-usable form, usually ammonia. Some nitrogen fixation is done by lightning strikes producing the nitrogen oxides, but most is done by diazotrophic bacteria through enzymes known as nitrogenases (although today industrial nitrogen fixation to ammonia is also significant). When the ammonia is taken up by plants, it is used to synthesise proteins. These plants are then digested by animals who use the nitrogen compounds to synthesise their proteins and excrete nitrogen-bearing waste. Finally, these organisms die and decompose, undergoing bacterial and environmental oxidation and denitrification, returning free dinitrogen to the atmosphere. Industrial nitrogen fixation by the Haber process is mostly used as fertiliser, although excess nitrogen–bearing waste, when leached, leads to eutrophication of freshwater and the creation of marine dead zones, as nitrogen-driven bacterial growth depletes water oxygen to the point that all higher organisms die. Furthermore, nitrous oxide, which is produced during denitrification, attacks the atmospheric ozone layer.^[70]

Many saltwater fish manufacture large amounts of trimethylamine oxide to protect them from the high osmotic effects of their environment; conversion of this compound to dimethylamine is responsible for the early odour in unfresh saltwater fish.^[71] In animals, free radical nitric oxide (derived from an amino acid), serves as an important regulatory molecule for circulation.^[72]

Nitric oxide’s rapid reaction with water in animals results in the production of its metabolite nitrite. Animal metabolism of nitrogen in proteins, in general, results in the excretion of urea, while animal metabolism of nucleic acids results in the excretion of urea and uric acid. The characteristic odour of animal flesh decay is caused by the creation of long-chain, nitrogen-containing amines, such as putrescine and cadaverine, which are breakdown products of the amino acids ornithine and lysine, respectively, in decaying proteins.^[73]

Production

Nitrogen gas is an industrial gas produced by the fractional distillation of liquid air, or by mechanical means using gaseous air (pressurised reverse osmosis membrane or pressure swing adsorption). Nitrogen gas generators using membranes or pressure swing adsorption (PSA) are typically more cost and energy efficient than bulk-delivered nitrogen.^[74] Commercial nitrogen is often a byproduct of air-processing for industrial concentration of oxygen for steelmaking and other purposes. When supplied compressed in cylinders it is often called OFN (oxygen-free nitrogen).^[75] Commercial-grade nitrogen already contains at most 20 ppm oxygen, and specially purified grades containing at most 2 ppm oxygen and 10 ppm argon are also available.^[76]

In a chemical laboratory, it is prepared by treating an aqueous solution of ammonium chloride with sodium nitrite.^[77]

NH₄Cl + NaNO₂ → N₂ + NaCl + 2 H₂O

Small amounts of the impurities NO and HNO₃ are also formed in this reaction. The impurities can be removed by passing the gas through aqueous sulfuric acid containing potassium dichromate.^[77] Very pure nitrogen can be prepared by the thermal decomposition of barium azide or sodium azide.^[78]

2 NaN₃ → 2 Na + 3 N₂

Applications

Gas

The applications of nitrogen compounds are naturally extremely widely varied due to the huge size of this class: hence, only applications of pure nitrogen itself will be considered here. Two-thirds (2/3) of nitrogen produced by industry is sold as gas and the remaining one-third (1/3) as a liquid.

The gas is mostly used as a low reactivity safe atmosphere wherever the oxygen in the air would pose a fire, explosion, or oxidising hazard. Some examples include:^[76]

• As a modified atmosphere, pure or mixed with carbon dioxide, to nitrogenate and preserve the freshness of packaged or bulk foods (by delaying rancidity and other forms of oxidative damage). Pure nitrogen as food additive is labeled in the European Union with the E number E941.^[79]
• In incandescent light bulbs as an inexpensive alternative to argon.^[80]
• In fire suppression systems for Information technology (IT) equipment.^[76]
• In the manufacture of stainless steel.^[81]
• In the case-hardening of steel by nitriding.^[82]
• In some aircraft fuel systems to reduce fire hazard (see inerting system).
• To inflate race car and aircraft tires,^[83] reducing the problems of inconsistent expansion and contraction caused by moisture and oxygen in natural air.^[76]

Nitrogen is commonly used during sample preparation in chemical analysis. It is used to concentrate and reduce the volume of liquid samples. Directing a pressurised stream of nitrogen gas perpendicular to the surface of the liquid causes the solvent to evaporate while leaving the solute(s) and un-evaporated solvent behind.^[84]

Nitrogen can be used as a replacement, or in combination with, carbon dioxide to pressurise kegs of some beers, particularly stouts and British ales, due to the smaller bubbles it produces, which makes the dispensed beer smoother and headier.^[85] A pressure-sensitive nitrogen capsule known commonly as a «widget» allows nitrogen-charged beers to be packaged in cans and bottles.^[86][87] Nitrogen tanks are also replacing carbon dioxide as the main power source for paintball guns. Nitrogen must be kept at a higher pressure than CO₂, making N₂ tanks heavier and more expensive.^[88]

Equipment

Some construction equipment uses pressurized nitrogen gas to help hydraulic system to provide extra power to devices such as hydraulic hammer. Nitrogen gas, formed from the decomposition of sodium azide, is used for the inflation of airbags.^[89]

Execution

As nitrogen is an asphyxiant gas, some jurisdictions have considered asphyxiation by inhalation of pure nitrogen as a means of capital punishment (as a substitute for lethal injection).^[90][91][92]

However, as of 2020, no executions using nitrogen gas have yet been carried out by any jurisdiction, and at least one jurisdiction (Oklahoma) which had considered nitrogen asphyxiation as an execution protocol had abandoned the effort.^[93]

Liquid

Liquid nitrogen is a cryogenic liquid which looks like water. When insulated in proper containers such as dewar flasks, it can be transported and stored with a low rate of evaporative loss.^[94]

Like dry ice, the main use of liquid nitrogen is for cooling to low temperatures. It is used in the cryopreservation of biological materials such as blood and reproductive cells (sperm and eggs). It is used in cryotherapy to remove cysts and warts on the skin by freezing them.^[95] It is used in laboratory cold traps, and in cryopumps to obtain lower pressures in vacuum pumped systems. It is used to cool heat-sensitive electronics such as infrared detectors and X-ray detectors. Other uses include freeze-grinding and machining materials that are soft or rubbery at room temperature, shrink-fitting and assembling engineering components, and more generally to attain very low temperatures where necessary. Because of its low cost, liquid nitrogen is often used for cooling even when such low temperatures are not strictly necessary, such as refrigeration of food, freeze-branding livestock, freezing pipes to halt flow when valves are not present, and consolidating unstable soil by freezing whenever excavation is going on underneath.^[76]

Safety

Gas

Although nitrogen is non-toxic, when released into an enclosed space it can displace oxygen, and therefore presents an asphyxiation hazard. This may happen with few warning symptoms, since the human carotid body is a relatively poor and slow low-oxygen (hypoxia) sensing system.^[96] An example occurred shortly before the launch of the first Space Shuttle mission on March 19, 1981, when two technicians died from asphyxiation after they walked into a space located in the Space Shuttle’s mobile launcher platform that was pressurised with pure nitrogen as a precaution against fire.^[97]

When inhaled at high partial pressures (more than about 4 bar, encountered at depths below about 30 m in scuba diving), nitrogen is an anesthetic agent, causing nitrogen narcosis, a temporary state of mental impairment similar to nitrous oxide intoxication.^[98][99]

Nitrogen dissolves in the blood and body fats. Rapid decompression (as when divers ascend too quickly or astronauts decompress too quickly from cabin pressure to spacesuit pressure) can lead to a potentially fatal condition called decompression sickness (formerly known as caisson sickness or the bends), when nitrogen bubbles form in the bloodstream, nerves, joints, and other sensitive or vital areas.^[100][101] Bubbles from other «inert» gases (gases other than carbon dioxide and oxygen) cause the same effects, so replacement of nitrogen in breathing gases may prevent nitrogen narcosis, but does not prevent decompression sickness.^[102]

Liquid

As a cryogenic liquid, liquid nitrogen can be dangerous by causing cold burns on contact, although the Leidenfrost effect provides protection for very short exposure (about one second).^[103] Ingestion of liquid nitrogen can cause severe internal damage. For example, in 2012, a young woman in England had to have her stomach removed after ingesting a cocktail made with liquid nitrogen.^[104]

Because the liquid-to-gas expansion ratio of nitrogen is 1:694 at 20 °C, a tremendous amount of force can be generated if liquid nitrogen is rapidly vaporised in an enclosed space. In an incident on January 12, 2006, at Texas A&M University, the pressure-relief devices of a tank of liquid nitrogen were malfunctioning and later sealed. As a result of the subsequent pressure buildup, the tank failed catastrophically. The force of the explosion was sufficient to propel the tank through the ceiling immediately above it, shatter a reinforced concrete beam immediately below it, and blow the walls of the laboratory 0.1–0.2 m off their foundations.^[105]

Liquid nitrogen readily evaporates to form gaseous nitrogen, and hence the precautions associated with gaseous nitrogen also apply to liquid nitrogen.^{[106][107][108]} For example, oxygen sensors are sometimes used as a safety precaution when working with liquid nitrogen to alert workers of gas spills into a confined space.^[109]

Vessels containing liquid nitrogen can condense oxygen from air. The liquid in such a vessel becomes increasingly enriched in oxygen (boiling point −183 °C, higher than that of nitrogen) as the nitrogen evaporates, and can cause violent oxidation of organic material.^[110]

Oxygen deficiency monitors

Oxygen deficiency monitors are used to measure levels of oxygen in confined spaces and any place where nitrogen gas or liquid are stored or used. In the event of a nitrogen leak, and a decrease in oxygen to a pre-set alarm level, an oxygen deficiency monitor can be programmed to set off audible and visual alarms, thereby providing notification of the possible impending danger. Most commonly the oxygen range to alert personnel is when oxygen levels get below 19.5%. OSHA specifies that a hazardous atmosphere may include one where the oxygen concentration is below 19.5% or above 23.5%.^[111]
Oxygen deficiency monitors can either be fixed, mounted to the wall and hard-wired into the building’s power supply or simply plugged into a power outlet, or a portable hand-held or wearable monitor.

See also

• Reactive nitrogen species
• Soil gas

References

Bibliography

• Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2nd ed.). Butterworth-Heinemann. ISBN 978-0-08-037941-8.

External links

• Etymology of Nitrogen
• Nitrogen at The Periodic Table of Videos (University of Nottingham)
• Nitrogen podcast from the Royal Society of Chemistry’s Chemistry World