单质氮在常况下是一种无色无嗅的气体，在标准情况下的气体密度是1.25g·dm-3，熔点63K（ -209.8℃）,沸点75K（-195.6℃），临界温度为126K，它是个难于液化的气体。在水中的溶解度很小，在283K时，一体积水约可溶解0.02体积的N2。氮气在极低温下会液化成白色液体，进一步降低温度时，更会形成白色晶状固体。通常市场上供应的氮气都盛于黑色气体瓶中保存。不能燃烧，也不支持燃烧，不易溶于水（微溶）。
主要成分： 含量: 高纯氮≥99.999%; 工业级 一级≥99.5%; 二级≥98.5%。
外观与性状： 无色无臭气体。
pH：
熔点(℃)： -209.8
沸点(℃)： -195.6
相对密度(水=1)： 0.81(-196℃)
相对蒸气密度(空气=1)： 0.966
饱和蒸气压(kPa)： 1026.42(-173℃)
燃烧热(kJ/mol)： 无意义
临界温度(℃)： -147
临界压力(MPa)： 3.40
辛醇/水分配系数的对数值： 无资料
闪点(℃)： 无意义
引燃温度(℃)： 无意义
爆炸上限%(V/V)： 无意义
爆炸下限%(V/V)： 无意义
溶解性： 微溶于水、乙醇。
主要用途： 用于合成氨，制硝酸，用作物质保护剂，冷冻剂。 汽车维修中轮胎加气、空调系统维护检修、检漏测试等。 氮气分子的分子轨道式为 ,对成键有贡献的是 三对电子，即形成两个π键和一个σ键。 对成键没有贡献，成键与反键能量近似抵消，它们相当于孤电子对。由于N2分子中存在叁键N≡N，所以N2分子具有很大的稳定性，将它分解为原子需要吸收941.69kJ/mol的能量。N2分子是已知的双原子分子中最稳定的。
检验方法：
将燃着的Mg条伸入盛有氮气的集气瓶，Mg条会继续燃烧
提取出燃烧剩下的灰烬（白色粉末Mg3N2），加入少量水，产生使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体（氨气）
反应方程式
3Mg+N2=(条件：点燃）Mg3N2(氮化镁)
Mg3N2+6H2O=3Mg(OH)2+2NH3 ↑
由氮元素的氧化态-吉布斯自由能图也可以看出，除了NH4离子外，氧化数为0的N2分子在图中曲线的最低点，这表明相对于其它氧化数的氮的化合物来讲，N2是热力学稳定状态。氧化数为0到+5之间的各种氮的化合物的值都位于HNO3和N2两点的连线（图中的虚线）的上方，因此，这些化合物在热力学上是不稳定的，容易发生歧化反应。在图中唯一的一个比N2分子值低的是NH4+离子。
由氮元素的氧化态-吉布斯自由能图和N2分子的结构均可以看出，单质N2不活泼，只有在高温高压并有催化剂存在的条件下，氮气可以和氢气反应生成氨： N2+3H2=高温高压催化剂=2NH3
在放电条件下，氮气才可以和氧气化合生成一氧化氮： N2+O2=放电=2NO
在水力发电很发达的国家，这个反应已用于生产硝酸。
N2与电离势小，而且其氮化物具有高晶格能的金属能生成离子型的氮化物。例如：
第IA族的金属锂在常温下就可直接反应：
6Li + N2=== 2 Li3N
第IIA族碱土金属Mg 、Ca 、Sr 、Ba 在炽热的温度下作用：
3Ca + N2=== Ca3N2
第IIIA族的硼和铝要在白热的温度才能反应：
2 B + N2=== 2 BN （大分子化合物）
N2与硅和其它族元素的单质一般要在高于1473K的温度下才能反应。第IA族的金属除上述的锂外都不直接和氮气发生反应，但可用间接的方法得到这些金属元素的氮化物。
氮的制备
单质氮一般是由液态空气的分馏而制得的，常以1.5210Mpa的压力把氮气装在气体钢瓶中运输和使用。一般钢瓶中氮气的纯度约99.7% 。
实验室中制备少量氮气的基本原理是用适当的氧化剂将氨或铵盐氧化，最常用的是如下几种方法：
⑴加热亚硝酸铵的溶液：
NH4NO2(aq.)==△==N2↑+H20
⑵亚硝酸钠与氯化铵的饱和溶液相互作用：
NH4Cl(饱和) + NaNO2(饱和) === NaCl + 2 H2O + N2↑
⑶将氨通过红热的氧化铜：
2 NH3+ 3 CuO === 3 Cu + 3 H2O + N2↑
⑷氨与溴水反应：
8 NH3 + 3 Br2 (aq) === 6 NH4Br + N2↑
⑸重铬酸铵加热分解：
(NH4)2Cr2O7(s)==△==N2↑+Cr2O3+4H2O
氮的用途
氮主要用于合成氨，由此制造化肥、硝酸和炸药等，氨还是合成纤维（锦纶、腈纶），合成树脂，合成橡胶等的重要原料。由于氮的化学惰性，常用作保护气体。以防止某些物体暴露于空气时被氧所氧化，用氮气填充粮仓，可使粮食不霉烂、不发芽，长期保存。液氮还可用作深度冷冻剂。
氮的成键特征和价键结构
由于单质N2在常况下异常稳定，人们常误认为氮是一种化学性质不活泼的元素。实际上相反，元素氮有很高的化学活性。N的电负性（3.04）仅次于F和O，说明它能和其它元素形成较强的键。另外单质N2分子的稳定性恰好说明N原子的活泼性。问题是目前人们还没有找到在常温常压下能使N2分子活化的最优条件。但在自然界中，植物根瘤上的一些细菌却能够在常温常压的低能量条件下，把空气中的N2转化为氮化合物，作为肥料供作物生长使用。所以固氮的研究一直是一个重要的科学研究课题。因此我们有必要详细了解氮的成键特性和价键结构。
N原子的价电子层结构为2s2p3，即有3个成单电子和一对孤电子对，以此为基础，在形成化合物时，可生成如下三种键型：
1.形成离子键
2.形成共价键
3.形成配位键
形成离子键
N原子有较高的电负性（3.04），它同电负性较低的金属，如Li（电负性0.98）、Ca（电负性1.00）、Mg（电负性1.31）等形成二元氮化物时，能够获得3个电子而形成N3-离子。
N2+ 6 Li == 2 Li3N
N2+ 3 Ca == Ca3N2
N2+ 3 Mg == Mg3N2
N3-离子的负电荷较高，半径较大（171pm），遇到水分子会强烈水解，因此的离子型化合物只能存在于干态，不会有N3-的水合离子。
形成共价键
N原子同电负性较高的非金属形成化合物时，形成如下几种共价键：
⑴N原子采取sp3杂化态，形成三个共价键，保留一对孤电子对，分子构型为三角锥型，例如NH3、NF3、NCl3等。
若形成四个共价单键，则分子构型为正四面体型，例如NH4+离子。
⑵N原子采取sp2杂化态，形成2个共价键和一个键，并保留有一对孤电子对，分子构型为角形，例如Cl—N=O 。（N原子与Cl 原子形成一个σ 键和一个π键，N原子上的一对孤电子对使分子成为角形。）
若没有孤电子对时，则分子构型为三角形，例如HNO3分子或NO3-离子。硝酸分子中N原子分别与三个O原子形成三个σ键，它的π轨道上的一对电子和两个O原子的成单π电子形成一个三中心四电子的不定域π键。在硝酸根离子中，三个O原子和中心N原子之间形成一个四中心六电子的不定域大π键。
这种结构使硝酸中N原子的表观氧化数为+5，由于存在大π键，硝酸盐在常况下是足够稳定的。
⑶N原子采取sp 杂化，形成一个共价叁键，并保留有一对孤电子对，分子构型为直线形，例如N2分子和CN-中N原子的结构。
形成配位键
N原子在形成单质或化合物时，常保留有孤电子对，因此这样的单质或化合物便可作为电子对给予体，向金属离子配位。例如[Cu(NH3)4]2+。
稳定性：较稳定
禁配物：无资料
避免接触的条件：无资料
聚合危害： 无资料
分解产物： 单质，不分解
