Nitrogen: từ liên kết đến tính chất

Phân tử N₂ có công thức Lewis $\mathrm{N\equiv N}$; mỗi N còn một cặp electron riêng. N₂ là khí không màu, không mùi, ít tan trong nước và nhẹ hơn không khí một ít. Nitrogen chiếm khoảng 78% thể tích không khí khô. N₂ không duy trì sự cháy và hô hấp, nhưng không được gọi là khí độc; môi trường quá nhiều N₂ vẫn nguy hiểm vì làm thiếu oxygen.

Khi phản ứng với chất có tính khử mạnh, N từ 0 giảm xuống −3: $$\mathrm{N_2+3H_2\rightleftharpoons2NH_3},$$ $$3\mathrm{Mg}+\mathrm{N_2}\xrightarrow{t^\circ}\mathrm{Mg_3N_2}.$$ N₂ nhận electron nên là chất oxi hóa; H₂ hoặc Mg là chất khử.

Ở nhiệt độ rất cao hoặc có tia lửa điện: $$\mathrm{N_2+O_2\rightleftharpoons2NO}.$$ N tăng số oxi hóa từ 0 lên +2, còn O giảm từ 0 xuống −2. Vì vậy N₂ là chất khử trong phản ứng này. NO có thể tiếp tục bị oxi hóa trong không khí: $$2\mathrm{NO}+\mathrm{O_2}\rightarrow2\mathrm{NO_2}.$$

Trong mưa dông có sấm sét, nitrogen có thể chuyển dần thành nitrate theo sơ đồ: $$\mathrm{N_2\rightarrow NO\rightarrow NO_2\rightarrow HNO_3\rightarrow H^++NO_3^-}.$$ Ion nitrate theo nước mưa đi vào đất là một dạng đạm cây có thể hấp thụ. Một số vi sinh vật ở nốt sần rễ cây họ đậu cũng góp phần chuyển nitrogen thành dạng hợp chất.

Khí nitrogen khá trơ ở nhiệt độ thường nên được dùng tạo môi trường bảo quản và khí quyển trơ. Nitrogen lỏng có nhiệt độ rất thấp nên được dùng làm lạnh sâu, bảo quản mẫu vật trong điều kiện chuyên dụng. Ứng dụng quan trọng nhất của nitrogen trong công nghiệp hóa học là tổng hợp ammonia. Không dùng nitrogen để hô hấp vì khí này không duy trì sự hô hấp.