氮 (N) - 元素完整介绍

一、基本信息

元素概述 氮(Nitrogen)是第二周期VA族(第15族，氮族元素)非金属元素，原子序数7，元素符号N。氮气(N₂)是一种无色、无味、无臭的双原子气体，是地球大气的主要成分(约78.08%)。氮原子之间以极强的三键(N≡N)相连，键能高达945.4 kJ/mol，这使得氮气在常温下化学性质极为稳定。氮是生命必需元素，是蛋白质、核酸、ATP等生物大分子的关键组成部分。工业上，氮主要通过空气液化分离获得，年产量超过1.5亿吨。

🌍 生命之气的元素

氮元素的名称来源于希腊语"nitron genes"，意为"硝石的组成者"。英文名"Nitrogen"由法国化学家拉瓦锡命名。中文"氮"字则是近代造字，取"冲淡空气"之意，因为氮气能使空气"变淡"——不支持燃烧和呼吸。虽然氮气本身不活泼，但氮元素却是构成生命的核心元素之一，每个蛋白质分子都含有大量氮原子。

1.1 基本参数

参数	数值	参数	数值
元素符号	N	原子序数	7
相对原子质量	14.007	CAS号	7727-37-9
元素周期	第2周期	元素族	VA族(第15族)
元素分区	p区	分子结构	双原子分子 N₂
外观	无色气体	N≡N键能	945.4 kJ/mol
元素分类	非金属(氮族元素)	发现年份	1772年

1.2 电子构型

[He] 2s² 2p³

氮原子有7个电子，分布在2个电子层中。最外层有5个电子(2s²2p³)，这决定了氮通常以获得3个电子形成-3价离子(如NH₄⁺中的N)，或与其他原子共享电子形成共价键。由于2p轨道半充满(3个电子分别占据3个2p轨道)，氮原子具有较高的稳定性。氮可以形成-3、-2、-1、+1、+2、+3、+4、+5等多种氧化态，其中-3和+5最为常见。

1.3 原子参数

参数	数值
原子半径(共价)	71 pm
原子半径(范德华)	155 pm
离子半径(N³⁻)	146 pm
电负性(鲍林标度)	3.04
第一电离能	1402.3 kJ/mol
第二电离能	2856 kJ/mol
第三电离能	4578.1 kJ/mol
电子亲和能	-7 kJ/mol (不稳定)

1.4 元素在周期表中的位置

周期	族	区	相邻元素
第2周期	VA族(第15族)	p区	左:碳(C) 右:氧(O)
同族元素: 氮(N)、磷(P)、砷(As)、锑(Sb)、铋(Bi)、镆(Mc)

1.5 与同族元素对比

性质	氮 N	磷 P	砷 As	锑 Sb
原子序数	7	15	33	51
原子量	14.01	30.97	74.92	121.76
常见单质	N₂气体	P₄固体	As固体	Sb固体
熔点(°C)	-210	44.1(白磷)	817(升华)	630.6
沸点(°C)	-196	280.5	614(升华)	1587
电负性	3.04	2.19	2.18	2.05

二、物理性质

最显著特征 氮气是一种无色、无味、无臭的气体，密度比空气略小。在常温常压下，氮气极为稳定，不支持燃烧和呼吸。液氮是一种淡蓝色的低温液体(沸点-195.8°C)，广泛用于低温技术。固态氮是白色晶体，存在α和β两种晶型。氮气的溶解度很低，在20°C水中仅溶解约1.5 mL/100mL水。

2.1 热学性质

性质	数值	条件/备注
熔点	-210.0°C (63.15 K)	—
沸点	-195.8°C (77.36 K)	—
临界温度	-146.9°C (126.2 K)	—
临界压力	3.39 MPa	—
熔化热	0.72 kJ/mol	—
汽化热	5.57 kJ/mol	—
比热容(气体)	29.12 J/(mol·K)	25°C
热导率	0.02583 W/(m·K)	300 K

❄️ 液氮的特殊性质

液氮是一种极低温液体，具有以下特殊性质：

• 温度极低：-195.8°C，可使多数物质瞬间冻结

• 汽化膨胀：液氮汽化后体积膨胀约700倍

• 莱顿弗罗斯特效应：液氮滴在皮肤上会暂时悬浮(极短时间)

• 使橡胶、塑料等变脆：低温下高分子材料失去弹性

2.2 力学性质

性质	数值	条件/备注
密度(气体)	1.2506 g/L	0°C, 101.325 kPa
密度(液体)	0.808 g/cm³	-195.8°C
密度(固体)	1.026 g/cm³	-252°C
相对于空气密度	0.967	—

2.3 光学与电磁性质

性质	数值
折射率(气体)	1.000298 (0°C, 101.325 kPa)
磁化率	-12.0×10⁻⁶ cm³/mol (抗磁性)
外观(气体)	无色
外观(液体)	淡蓝色

2.4 溶解性

溶剂	溶解度	温度
水	23.2 mg/L	0°C
水	14.3 mg/L	20°C
水	10.5 mg/L	40°C
乙醇	较水中大	20°C

💡 氮气的惰性

虽然氮气在化学上被归类为"惰性气体"的行为，但它实际上是一种非金属双原子分子。其"惰性"来源于N≡N三键的极高键能(945.4 kJ/mol)，这使得在常温下几乎不与任何物质反应。

2.5 分子结构

N₂分子

线性分子
N≡N三键
键长 109.8 pm

键能

945.4 kJ/mol
所有双原子分子中最强

电子结构

:N≡N:
1σ键 + 2π键

三、化学性质

化学活性特点 氮气在常温下化学性质极为稳定，几乎不与任何物质反应。这是因为N₂分子中两个氮原子以极强的三键(N≡N)相连，键能高达945.4 kJ/mol。但在高温、高压、催化剂或放电条件下，氮气可以与多种元素化合。氮的氧化态范围很广，从-3到+5都有稳定的化合物存在。

3.1 与氢气的反应

氮气与氢气在高温、高压和催化剂条件下反应生成氨——这是著名的哈伯-博施法(Haber-Bosch Process)，工业合成氨的核心反应。

N₂ + 3H₂ ⇌(高温高压, 催化剂) 2NH₃ ΔH = -92.4 kJ/mol

工业条件：400-500°C，15-30 MPa，铁基催化剂(Fe₃O₄ + K₂O + Al₂O₃)

3.2 与氧气的反应

氮气在常温下不与氧气反应，但在高温(如雷电放电、内燃机)或放电条件下可以直接化合：

N₂ + O₂ ⇌(高温或放电) 2NO ΔH = +180.5 kJ/mol

2NO + O₂ → 2NO₂ (常温下自发进行)

3.3 与金属的反应

与锂(常温反应)：

6Li + N₂ →(常温) 2Li₃N (红色)

锂是唯一能在常温下与氮气直接反应的碱金属。

与镁(点燃)：

3Mg + N₂ →(点燃) Mg₃N₂ (黄绿色)

与钙：

3Ca + N₂ →(高温) Ca₃N₂

与铝：

2Al + N₂ →(高温) 2AlN

与钛：

2Ti + N₂ →(高温) 2TiN (金黄色，超硬材料)

3.4 与非金属的反应

与硅(高温)：

3Si + 2N₂ →(高温) Si₃N₄ (氮化硅，耐高温陶瓷)

与硼(高温)：

2B + N₂ →(高温) 2BN (氮化硼，类金刚石结构)

与碳(高温)：

CaC₂ + N₂ →(1000°C) CaCN₂ + C (氰氨化钙)

3.5 氧化还原性总结

氮气作氧化剂(被还原，生成-3价)：

与活泼金属、氢气反应时

氮气作还原剂(被氧化，生成+2价及以上)：

与氧气反应时

3.6 氮的多种氧化态

氧化态	代表化合物	备注
-3	NH₃, Li₃N, Mg₃N₂	最稳定的负价态
-2	N₂H₄ (肼)	火箭燃料
-1	NH₂OH (羟胺)	还原剂
0	N₂	单质
+1	N₂O (笑气)	麻醉剂
+2	NO	信使分子
+3	HNO₂, N₂O₃	亚硝酸
+4	NO₂, N₂O₄	棕色气体
+5	HNO₃, N₂O₅	最稳定的正价态

四、同位素

同位素概述 氮有2种稳定同位素和多种放射性同位素。两种稳定同位素分别是¹⁴N和¹⁵N，其中¹⁴N丰度最高(约99.6%)。¹⁵N是重要的稳定同位素示踪剂，广泛用于生物学、农业和环境科学研究。

4.1 稳定同位素

¹⁴N

丰度: 99.632%

¹⁵N

丰度: 0.368%

4.2 放射性同位素

同位素	半衰期	衰变方式	应用
¹³N	9.97分钟	β⁺	PET扫描
¹⁶N	7.13秒	β⁻	核反应堆监测
¹²N	11毫秒	β⁺	研究

🔬 ¹⁵N在科学研究中的应用

¹⁵N标记化合物广泛用于：

• 蛋白质代谢研究

• 土壤氮循环研究

• 植物固氮研究

• NMR波谱分析

• 考古年代测定

五、发现历史

1772年

苏格兰化学家丹尼尔·卢瑟福(Daniel Rutherford)首次分离出氮气。他发现将空气中的氧气和二氧化碳除去后，剩余的气体不支持燃烧和呼吸，称之为"有害空气"(noxious air)。

1772-1774年

卡文迪什、普利斯特里和舍勒等科学家也独立发现了这种气体。

1790年

法国化学家拉瓦锡将这种气体命名为"azote"(希腊语意为"无生命的")，因为它不支持生命。

1790年

查普塔尔(Jean-Antoine Chaptal)建议使用"nitrogen"这个名称，源于希腊语"nitron genes"(硝石的组成者)。

1895年

卡尔·冯·林德(Carl von Linde)发明空气液化分离技术，使工业规模生产氮气成为可能。

1909年

弗里茨·哈伯(Fritz Haber)在实验室成功合成氨，解决了氮的固定问题。

1913年

卡尔·博施(Carl Bosch)将哈伯法工业化，建成第一座合成氨工厂。哈伯-博施法的发明被誉为"从空气中制造面包"。

1918/1931年

哈伯(1918)和博施(1931)分别获得诺贝尔化学奖。

名称由来：

英文"Nitrogen"源自希腊语"nitron genes"，意为"硝石的形成者"，因为硝石(硝酸钾KNO₃)含有氮。中文"氮"字是近代创造的，取"淡化空气"之意——因为氮气能使空气"变淡"(不支持燃烧)。元素符号"N"来自拉丁文名称。

六、自然分布

地球丰度 氮是地球大气的主要成分，约占空气体积的78.08%。在地壳中，氮的丰度约为19 ppm，主要以硝酸盐形式存在。氮也是宇宙中丰度较高的元素之一，在所有元素中排第7位。在生物圈中，氮是生命必需元素，约占人体质量的3%。

6.1 大气中的氮

成分	体积分数	质量分数
氮气 N₂	78.084%	75.51%
氧气 O₂	20.946%	23.14%
氩气 Ar	0.934%	1.29%
其他	~0.036%	~0.06%

大气中氮气总质量约为3.9×10¹⁸ kg，是地球上最大的氮库。

6.2 地壳中的氮

KNO₃ (硝石/硝酸钾)

主要的天然硝酸盐矿物，历史上用于制造火药。主要产于智利、印度等地。

NaNO₃ (智利硝石)

天然钠硝石，主要产于智利阿塔卡马沙漠，曾是重要的氮肥来源。

6.3 生物圈中的氮

存在形式	位置	含量
蛋白质中的氮	所有生物体	约16%含氮
核酸(DNA/RNA)	细胞核	碱基含氮
叶绿素	绿色植物	含4个氮原子
血红蛋白	红细胞	卟啉环含氮
ATP	所有细胞	腺嘌呤含氮

6.4 氮循环

🔄 自然界的氮循环

大气N₂ → (固氮作用：雷电、固氮菌) → NH₃/NH₄⁺
→ (硝化作用：硝化细菌) → NO₂⁻ → NO₃⁻
→ (植物吸收) → 有机氮 → (动物摄取) → 动物蛋白
→ (分解作用) → NH₃ → (反硝化作用) → N₂ (回到大气)

6.5 宇宙中的氮

氮在宇宙中的丰度排第7位，主要通过恒星内部的CNO循环(碳-氮-氧循环)形成。太阳大气中氮的丰度约为氢的0.01%。木星和土星的大气中含有氨(NH₃)，推测其卫星上可能存在氮化合物。

七、制备方法

7.1 工业制法——空气液化分离法

⚙️ 林德法(Linde Process)

1. 压缩空气至5-6 MPa

2. 冷却并除去CO₂和H₂O

3. 通过节流阀膨胀降温(焦耳-汤姆逊效应)

4. 反复循环直至空气液化

5. 分馏液态空气(N₂沸点-196°C，O₂沸点-183°C)

6. 先蒸出的是氮气(沸点较低)

7.2 实验室制法

方法一：加热亚硝酸铵

NH₄NO₂ →(加热) N₂↑ + 2H₂O

或用饱和亚硝酸钠和氯化铵溶液反应：

NaNO₂ + NH₄Cl →(加热) N₂↑ + NaCl + 2H₂O

方法二：氨的催化氧化(部分)

4NH₃ + 3O₂ →(催化剂) 2N₂ + 6H₂O

方法三：氨与氧化铜反应

2NH₃ + 3CuO →(加热) N₂ + 3Cu + 3H₂O

方法四：除去空气中的氧气

空气 + Cu →(加热) N₂ (除去O₂后的剩余气体)

空气 + P →(燃烧) N₂ (钟罩实验)

7.3 高纯氮的制备

氮气的纯化：

N₂(含O₂) + Cu →(加热) N₂(纯) + CuO

N₂(含O₂) + H₂ →(催化剂) N₂(纯) + H₂O

7.4 氮气的干燥

干燥剂	用途
浓硫酸	吸收水分
无水氯化钙	吸收水分
五氧化二磷	深度干燥
硅胶	常用干燥剂

八、重要化合物

8.1 氢化物

氨 NH₃

分子量	17.03
外观	无色气体
气味	强烈刺激性臭味
沸点	-33.3°C
溶解度(水)	约700 L/L水 (0°C)

氨是最重要的氮化合物，具有碱性，极易溶于水形成氨水。氨是合成尿素、硝酸、铵盐等的重要原料。

NH₃ + H₂O ⇌ NH₃·H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻

NH₃ + HCl → NH₄Cl (白烟)

4NH₃ + 5O₂ →(催化剂, 加热) 4NO + 6H₂O

8NH₃ + 3Cl₂ → N₂ + 6NH₄Cl

2NH₃ + 3CuO →(加热) N₂ + 3Cu + 3H₂O

肼(联氨) N₂H₄

分子量	32.05
外观	无色油状液体
沸点	114°C
氧化态	N为-2价

肼是强还原剂，可作火箭燃料。极毒，有致癌性。

N₂H₄ + O₂ → N₂ + 2H₂O (放热剧烈)

8.2 氧化物

一氧化氮 NO

分子量	30.01
外观	无色气体
沸点	-151.7°C
毒性	有毒

NO是重要的信使分子，参与血管舒张、神经传导等生理过程。1998年诺贝尔生理学奖授予NO的生物功能研究。

N₂ + O₂ ⇌(高温/放电) 2NO

3Cu + 8HNO₃(稀) → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O

2NO + O₂ → 2NO₂ (常温自发)

二氧化氮 NO₂

分子量	46.01
外观	红棕色气体
沸点	21.2°C
毒性	有毒，强刺激性

NO₂是酸性氧化物，有刺激性气味，是主要的大气污染物之一。

2NO₂ ⇌ N₂O₄ (二聚体，低温有利)

3NO₂ + H₂O → 2HNO₃ + NO↑

Cu + 4HNO₃(浓) → Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O

一氧化二氮 N₂O (笑气)

分子量	44.01
外观	无色气体
气味	微甜
沸点	-88.5°C

N₂O俗称"笑气"，有麻醉作用，可作助燃剂。也是一种温室气体。

NH₄NO₃ →(加热至250°C) N₂O↑ + 2H₂O

8.3 含氧酸

硝酸 HNO₃

分子量	63.01
外观	无色液体(纯品)
沸点	83°C
密度	1.51 g/cm³ (浓)

硝酸是重要的强酸和氧化剂。浓硝酸有强氧化性，能使铁、铝钝化。

Cu + 4HNO₃(浓) → Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O

3Cu + 8HNO₃(稀) → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O

C + 4HNO₃(浓) →(加热) CO₂↑ + 4NO₂↑ + 2H₂O

S + 6HNO₃(浓) → H₂SO₄ + 6NO₂↑ + 2H₂O

亚硝酸 HNO₂

分子量	47.01
稳定性	不稳定，仅存在于稀溶液中
酸性	弱酸 (Ka ≈ 4.5×10⁻⁴)

亚硝酸是不稳定的弱酸，既有氧化性又有还原性。

2HNO₂ → NO↑ + NO₂↑ + H₂O (分解)

NaNO₂ + HCl → NaCl + HNO₂

8.4 重要的氮盐

NH₄Cl (氯化铵)

白色晶体，俗称"硇砂"。受热升华分解，冷却后重新化合。

NH₄Cl →(加热) NH₃↑ + HCl↑ →(冷却) NH₄Cl

NH₄NO₃ (硝酸铵)

重要的氮肥，也可作炸药原料。受热可能爆炸。

(NH₄)₂SO₄ (硫酸铵)

重要的氮肥，含氮约21%。

CO(NH₂)₂ (尿素)

含氮量最高的固体氮肥(46.7%)，由氨和CO₂合成。

NaNO₃ / KNO₃ (硝酸盐)

硝酸钠(智利硝石)、硝酸钾(火药原料)。

九、合成氨工业

从空气中制造面包 合成氨是20世纪最伟大的化学发明之一。哈伯-博施法使人类摆脱了对天然氮肥(鸟粪石、智利硝石)的依赖，为农业生产提供了充足的氮肥，养活了数十亿人口。据估计，目前全球约一半人口的食物依赖于合成氨生产的化肥。

9.1 哈伯-博施法(Haber-Bosch Process)

N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃ ΔH = -92.4 kJ/mol

工艺条件：

参数	数值	原因
温度	400-500°C	提高反应速率(正反应放热，低温有利于平衡但速率太慢)
压力	15-30 MPa	高压有利于平衡向生成氨的方向移动
催化剂	铁基催化剂	Fe₃O₄ + K₂O + Al₂O₃ 促进剂
原料比	N₂:H₂ = 1:3	化学计量比

氢气来源：

CH₄ + H₂O →(高温, 催化剂) CO + 3H₂ (水蒸气重整)

CO + H₂O →(催化剂) CO₂ + H₂ (水煤气变换)

9.2 合成氨的历史意义

🌾 养活世界的反应

• 全球每年合成氨产量约1.8亿吨

• 约80%用于生产化肥

• 全球约50%人口依赖合成氨生产的粮食

• 每生产1吨氨消耗约32-36 GJ能量

• 合成氨工业约占全球能源消耗的1-2%

9.3 氨的工业用途分布

化肥

~80%

工业化学品

~10%

制冷剂

~5%

其他

~5%

十、硝酸工业

氨的催化氧化法(奥斯特瓦尔德法) 工业上硝酸的生产以氨为原料，通过催化氧化制得。这一方法由德国化学家奥斯特瓦尔德(Wilhelm Ostwald)于1902年发明，他因此获得1909年诺贝尔化学奖。

10.1 奥斯特瓦尔德法(Ostwald Process)

第一步：氨的催化氧化

4NH₃ + 5O₂ →(Pt-Rh催化剂, 850°C) 4NO + 6H₂O

第二步：NO氧化为NO₂

2NO + O₂ → 2NO₂ (常温自发)

第三步：NO₂吸收成酸

3NO₂ + H₂O → 2HNO₃ + NO↑

或在加压条件下：

4NO₂ + O₂ + 2H₂O → 4HNO₃

10.2 硝酸的性质

性质	描述
物理性质	无色液体(纯品)，沸点83°C
酸性	强酸，完全电离
氧化性	强氧化性，能溶解大多数金属
不稳定性	见光分解，放出NO₂

4HNO₃ →(光或加热) 4NO₂↑ + O₂↑ + 2H₂O

10.3 硝酸的氧化性反应

与金属反应：

Cu + 4HNO₃(浓) → Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O

3Cu + 8HNO₃(稀) → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O

3Ag + 4HNO₃(稀) → 3AgNO₃ + NO↑ + 2H₂O

3Zn + 8HNO₃(极稀) → 3Zn(NO₃)₂ + N₂O↑ + 4H₂O

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

王水(浓HNO₃:浓HCl = 1:3)：

Au + HNO₃ + 4HCl → HAuCl₄ + NO↑ + 2H₂O

3Pt + 4HNO₃ + 18HCl → 3H₂PtCl₆ + 4NO↑ + 8H₂O

10.4 硝酸的主要用途

化肥工业

生产硝酸铵、硝酸钾等氮肥

炸药工业

生产TNT、硝化甘油、硝化纤维素

染料工业

硝化反应制造中间体

有机合成

硝基化合物的制备

十一、工业应用

11.1 氮气的应用

食品保鲜 (~30%)

充氮包装防止食品氧化变质

化工原料 (~25%)

合成氨、制造氰化物等

保护气氛 (~20%)

焊接、金属热处理、电子工业

低温技术 (~15%)

液氮冷冻、超导研究

石油开采 (~5%)

油井压裂、气体驱油

其他 (~5%)

轮胎充气、灭火等

11.2 液氮的应用

❄️ 低温技术

• 生物样本冷冻保存(精子、卵子、血液)

• 超导材料冷却

• 食品速冻

• 医学冷冻治疗(除疣、冷冻手术)

• 收缩配合(机械装配)

11.3 氮肥

氮肥种类	化学式	含氮量	特点
尿素	CO(NH₂)₂	46.7%	含氮最高的固体肥
硝酸铵	NH₄NO₃	35%	速效肥，易爆
硫酸铵	(NH₄)₂SO₄	21%	生理酸性肥
氯化铵	NH₄Cl	26%	生理酸性肥
碳酸氢铵	NH₄HCO₃	17%	易分解挥发
硝酸钙	Ca(NO₃)₂	15.5%	生理碱性肥

11.4 炸药工业

TNT (三硝基甲苯)

C₆H₂(NO₂)₃CH₃，黄色晶体，稳定的烈性炸药。

硝化甘油

C₃H₅(ONO₂)₃，诺贝尔炸药的主要成分，也用于心脏病药物。

硝酸铵

NH₄NO₃，ANFO炸药的主要成分。

黑火药

KNO₃ + C + S，古老的推进剂和炸药。

11.5 医药应用

硝酸甘油

治疗心绞痛的急救药物，舌下含服可快速扩张血管。

一氧化氮 NO

吸入性NO用于治疗新生儿肺动脉高压。

笑气 N₂O

牙科和外科手术的麻醉剂。

11.6 氮气的全球生产与价格

产品	参考价格(2024)	备注
工业氮气(钢瓶)	~¥50-100/瓶	40L钢瓶
液氮	~¥1-3/L	大批量
高纯氮(99.999%)	~¥200-500/瓶	电子级
氨(液氨)	~¥3000-4000/吨	工业级

十二、生物学作用

生命必需元素 氮是构成生命的核心元素之一，约占人体质量的3%。氮存在于所有氨基酸中(蛋白质的基本单位)，也是核酸(DNA、RNA)中碱基的关键组成部分。氮还存在于ATP、辅酶、叶绿素、血红素等重要生物分子中。

12.1 含氮生物分子

分子类型	含氮部分	功能
蛋白质	氨基酸中的氨基(-NH₂)	结构、催化、调节
核酸(DNA/RNA)	嘌呤、嘧啶碱基	遗传信息储存与传递
ATP	腺嘌呤	能量货币
叶绿素	卟啉环(4个N)	光合作用
血红蛋白	卟啉环(4个N)	氧气运输
神经递质	胺类(如多巴胺)	神经信号传递

12.2 生物固氮

🦠 固氮微生物

某些微生物能将大气中的N₂转化为可被植物利用的形式：

• 根瘤菌：与豆科植物共生，是最重要的固氮菌
• 蓝藻(蓝细菌)：独立固氮，存在于水田中
• 固氮菌属：自由生活的固氮菌

固氮酶催化反应：N₂ + 8H⁺ + 8e⁻ + 16ATP → 2NH₃ + H₂ + 16ADP + 16Pi

12.3 氮循环中的关键过程

过程	反应	执行者
固氮作用	N₂ → NH₃	固氮菌、闪电
氨化作用	有机N → NH₃	氨化细菌
硝化作用	NH₃ → NO₂⁻ → NO₃⁻	硝化细菌
反硝化作用	NO₃⁻ → N₂	反硝化细菌
同化作用	NH₄⁺/NO₃⁻ → 有机N	植物、微生物

十三、安全与健康

13.1 氮气的危害

⚠️ 窒息危险

氮气本身无毒，但在密闭空间中可置换氧气导致窒息。当空气中氧气浓度低于18%时，人会感到不适；低于10%时可能致命。

• 正常空气：21% O₂

• 轻度缺氧：19-16% O₂ (头晕、判断力下降)

• 严重缺氧：<10% O₂ (意识丧失、死亡)

⚠️ 液氮冻伤

液氮温度极低(-196°C)，直接接触可造成严重冻伤。

• 皮肤接触：立即冻伤

• 眼睛接触：可导致永久性失明

• 汽化膨胀：1L液氮汽化后约700L，密闭容器可能爆炸

13.2 氮化合物的毒性

⚠️ 氨 (NH₃) - 刺激性有毒气体

• 嗅觉阈值：5-50 ppm

• 刺激作用：25 ppm (眼、呼吸道)

• 危险浓度：300 ppm (可致死)

• 职业接触限值：25 ppm (8小时TWA)

⚠️ 二氧化氮 (NO₂) - 有毒气体

• 嗅觉阈值：0.1-0.4 ppm

• 刺激作用：1-3 ppm

• 危险浓度：>20 ppm 可致肺水肿

• 职业接触限值：3 ppm (STEL)

⚠️ 硝酸 (HNO₃) - 强腐蚀性

• 严重灼伤皮肤和眼睛

• 浓硝酸使皮肤变黄(黄蛋白反应)

• 产生有毒的氮氧化物气体

13.3 环境影响

🌡️ 温室效应与氮氧化物

• N₂O(笑气)是强温室气体，GWP约298(CO₂的298倍)

• 大气寿命约114年

• 主要来源：农业(化肥)、燃烧、工业过程

☁️ 酸雨与光化学烟雾

NOₓ(NO和NO₂)是主要的大气污染物：

2NO₂ + H₂O → HNO₃ + HNO₂ (酸雨)

NO₂ + 紫外光 → NO + O· → O₃ (光化学烟雾)

13.4 防护措施

场景	防护要求
处理液氮	防冻手套、护目镜、面罩、通风环境
氨气环境	防毒面具、通风、气体检测器
硝酸操作	耐酸手套、护目镜、面罩、通风橱
密闭空间作业	氧气检测、强制通风、应急救援

十四、化学方程式汇总

14.1 氮气的反应

N₂ + 3H₂ ⇌(高温高压, 催化剂) 2NH₃

N₂ + O₂ ⇌(高温/放电) 2NO

6Li + N₂ → 2Li₃N (常温)

3Mg + N₂ →(点燃) Mg₃N₂

3Ca + N₂ →(高温) Ca₃N₂

2Al + N₂ →(高温) 2AlN

3Si + 2N₂ →(高温) Si₃N₄

2B + N₂ →(高温) 2BN

CaC₂ + N₂ →(高温) CaCN₂ + C

14.2 氨的反应

NH₃ + H₂O ⇌ NH₃·H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻

NH₃ + HCl → NH₄Cl

NH₃ + HNO₃ → NH₄NO₃

2NH₃ + H₂SO₄ → (NH₄)₂SO₄

NH₃ + CO₂ + H₂O → NH₄HCO₃

2NH₃ + CO₂ →(高温高压) CO(NH₂)₂ + H₂O

4NH₃ + 5O₂ →(催化剂, 高温) 4NO + 6H₂O

4NH₃ + 3O₂ →(点燃) 2N₂ + 6H₂O

8NH₃ + 3Cl₂ → N₂ + 6NH₄Cl

2NH₃ + 3CuO →(加热) N₂ + 3Cu + 3H₂O

4NH₃ + 3O₂ + 6NO →(催化剂) 6N₂ + 6H₂O (SCR脱硝)

14.3 铵盐的反应

NH₄Cl + NaOH →(加热) NaCl + NH₃↑ + H₂O

(NH₄)₂SO₄ + 2NaOH →(加热) Na₂SO₄ + 2NH₃↑ + 2H₂O

NH₄Cl →(加热) NH₃↑ + HCl↑ →(冷却) NH₄Cl

NH₄HCO₃ →(加热) NH₃↑ + H₂O↑ + CO₂↑

NH₄NO₃ →(加热至200°C) N₂O↑ + 2H₂O

2NH₄NO₃ →(加热至400°C) 2N₂↑ + O₂↑ + 4H₂O (爆炸)

NH₄NO₂ →(加热) N₂↑ + 2H₂O

14.4 氮氧化物的反应

2NO + O₂ → 2NO₂

2NO₂ ⇌ N₂O₄

3NO₂ + H₂O → 2HNO₃ + NO↑

4NO₂ + O₂ + 2H₂O → 4HNO₃

4NO + 3O₂ + 2H₂O → 4HNO₃

NO₂ + NO + 2NaOH → 2NaNO₂ + H₂O

2NO₂ + 2NaOH → NaNO₃ + NaNO₂ + H₂O

14.5 硝酸的反应

Cu + 4HNO₃(浓) → Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O

3Cu + 8HNO₃(稀) → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O

3Ag + 4HNO₃(稀) → 3AgNO₃ + NO↑ + 2H₂O

Fe + 4HNO₃(稀) → Fe(NO₃)₃ + NO↑ + 2H₂O

3Fe + 8HNO₃(极稀) → 3Fe(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O

C + 4HNO₃(浓) →(加热) CO₂↑ + 4NO₂↑ + 2H₂O

S + 6HNO₃(浓) → H₂SO₄ + 6NO₂↑ + 2H₂O

3P + 5HNO₃(稀) + 2H₂O → 3H₃PO₄ + 5NO↑

3H₂S + 2HNO₃(稀) → 3S↓ + 2NO↑ + 4H₂O

4HNO₃ →(光/加热) 4NO₂↑ + O₂↑ + 2H₂O

14.6 硝酸盐的反应

2NaNO₃ →(加热) 2NaNO₂ + O₂↑

2Cu(NO₃)₂ →(加热) 2CuO + 4NO₂↑ + O₂↑

2AgNO₃ →(加热) 2Ag + 2NO₂↑ + O₂↑

2KNO₃ + S + 3C →(点燃) K₂S + N₂↑ + 3CO₂↑ (黑火药)

14.7 亚硝酸及亚硝酸盐

NaNO₂ + HCl → NaCl + HNO₂

2HNO₂ → NO↑ + NO₂↑ + H₂O

NaNO₂ + NH₄Cl →(加热) NaCl + N₂↑ + 2H₂O

2NaNO₂ + 2KI + 2H₂SO₄ → I₂ + 2NO↑ + Na₂SO₄ + K₂SO₄ + 2H₂O

14.8 氮化物的反应

Mg₃N₂ + 6H₂O → 3Mg(OH)₂↓ + 2NH₃↑

Li₃N + 4HCl → 3LiCl + NH₄Cl

Ca₃N₂ + 6H₂O → 3Ca(OH)₂ + 2NH₃↑

AlN + 3H₂O → Al(OH)₃ + NH₃↑

14.9 工业制硝酸

4NH₃ + 5O₂ →(Pt, 850°C) 4NO + 6H₂O (第一步)

2NO + O₂ → 2NO₂ (第二步)

3NO₂ + H₂O → 2HNO₃ + NO↑ (第三步)

14.10 实验室制氮气

NH₄Cl + NaNO₂ →(加热) N₂↑ + NaCl + 2H₂O

NH₄NO₂ →(加热) N₂↑ + 2H₂O

2NH₃ + 3CuO →(加热) N₂ + 3Cu + 3H₂O

英汉对照词汇

nitrogen 氮

ammonia 氨

nitric acid 硝酸

nitrous acid 亚硝酸

nitric oxide (NO) 一氧化氮

nitrogen dioxide 二氧化氮

nitrous oxide (N₂O) 一氧化二氮/笑气

ammonium 铵

nitrate 硝酸盐

nitrite 亚硝酸盐

nitride 氮化物

hydrazine 肼/联氨

urea 尿素

ammonium nitrate 硝酸铵

ammonium sulfate 硫酸铵

potassium nitrate 硝酸钾/硝石

liquid nitrogen 液氮

nitrogen fixation 固氮

Haber-Bosch process 哈伯-博施法

Ostwald process 奥斯特瓦尔德法

nitrification 硝化作用

denitrification 反硝化作用

nitrogen cycle 氮循环

nitrogen fertilizer 氮肥

aqua regia 王水

passivation 钝化

TNT 三硝基甲苯

nitroglycerin 硝化甘油

atmosphere 大气层

asphyxiation 窒息

cryogenic 低温的

趣味知识

🎈 氮气与"死亡之域"

氮气是无声的杀手。由于氮气无色无味，人在缺氧环境中往往毫无察觉地失去意识。工业上发生过多起因密闭空间氮气积聚导致的窒息事故。NASA的航天员在进入可能存在氮气积聚的舱室前，必须携带氧气检测仪。

🧊 液氮的神奇世界

液氮可以让玫瑰花瞬间变脆——轻轻一碰就碎成粉末；可以让香蕉变成"锤子"——敲钉子不在话下；还可以制作速冻冰淇淋——瞬间冻结让冰晶极小，口感更加细腻。但要注意：直接吞食液氮冻物可能造成严重内伤！

⚡ 闪电制硝——大自然的固氮工厂

每次闪电放电都会使空气中的氮气和氧气反应生成氮氧化物，最终变成硝酸随雨水落到地面。据估计，全球每年约有3-5百万吨氮通过闪电固定下来。古人发现雷雨后作物生长特别茂盛，却不知道这是"天然氮肥"的功劳。

🏆 改变世界的反应

哈伯-博施法被誉为"20世纪最重要的发明"之一。据估计，如果没有合成氨技术，目前地球只能养活30-40亿人。然而，这项发明也有阴暗面：合成氨技术在一战中被用于生产炸药，延长了战争并造成无数伤亡。哈伯本人还参与了毒气武器的开发，被称为"化学战之父"。

💓 诺贝尔奖与一氧化氮

1998年诺贝尔生理学或医学奖授予了发现NO在心血管系统中信使作用的三位科学家。这一发现解释了为什么硝酸甘油能治疗心绞痛——它在体内释放NO，使血管舒张。这也是"伟哥"(西地那非)作用机制的基础！