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窒素は化学元素であり、元素記号はN、原子番号は7です。窒素は非金属であり、周期表の第15族（しばしばプニクトゲンと呼ばれる）の中で最も軽い元素です。宇宙では一般的な元素であり、天の川銀河と太陽系における総存在量は7番目と推定されています。標準温度と圧力では、窒素原子2個が結合して無色無臭の二原子ガスであるN₂を形成します。N₂は地球の大気の約78%を占めており、空気中で最も豊富な化学種となっています。窒素化合物は揮発性が高いため、地球の固体部分では窒素は比較的まれです。
窒素は、1772年にスコットランドの医師ダニエル・ラザフォードによって初めて発見され単離され、ほぼ同時期にカール・ヴィルヘルム・シェーレとヘンリー・キャベンディッシュによっても独立に発見されました。ニトロジェンという名前は、1790年にフランスの化学者ジャン＝アントワーヌ＝クロード・シャプタルが硝酸と硝酸塩に窒素が含まれていることを発見した際に提案されました。アントワーヌ・ラヴォアジエは、窒息性ガスであることから、古代ギリシャ語のἀζωτικός 「生命がない」に由来するアゾテという名前を提案しました。この名前は多くの言語で使用されており、ヒドラジン、アジド、アゾ化合物などの窒素化合物の英語名にも見られます。
元素窒素は通常、圧力スイング吸着技術によって空気から製造されます。商業的に生産される元素窒素の約 2/3 は、食品包装などの商業用途の不活性 (酸素を含まない) ガスとして使用され、残りの大部分は極低温用途の液体窒素として使用されます。アンモニア、硝酸、有機硝酸塩 (推進剤および爆薬)、シアン化物など、工業的に重要な化合物の多くは窒素を含んでいます。元素窒素の非常に強い三重結合(N≡N) は、一酸化炭素(CO)に次いで二原子分子で 2 番目に強い結合であり、窒素化学を支配しています。このため、生物と産業の両方が N 2 を有用な化合物に変換することが困難になりますが、同時に、窒素化合物を燃焼、爆発、または分解して窒素ガスを生成すると、多くの場合有用なエネルギーが大量に放出されることを意味します。合成的に製造されたアンモニアと硝酸塩は主要な工業用肥料であり、肥料由来の硝酸塩は水系の富栄養化における主要な汚染物質である。窒素は肥料やエネルギー貯蔵に利用されるだけでなく、高強度繊維に使用されるアラミドや瞬間接着剤に使用されるシアノアクリレートなど、多様な有機化合物の構成要素でもある。
窒素はすべての生物に存在し、主にアミノ酸（したがってタンパク質）、核酸（DNAとRNA）、およびエネルギー伝達分子であるアデノシン三リン酸に含まれています。人体には質量比で約3%の窒素が含まれており、酸素、炭素、水素に次いで4番目に豊富な元素です。窒素循環は、窒素が空気から生物圏や有機化合物へ移動し、再び大気中に戻る過程を表しています。窒素は、抗生物質を含むすべての主要な薬理学的薬物クラスの構成要素です。多くの薬剤は、天然の窒素含有シグナル分子の模倣体またはプロドラッグです。たとえば、有機硝酸塩であるニトログリセリンとニトロプルシドは、一酸化窒素に代謝されることで血圧をコントロールします。天然のカフェインやモルヒネ、合成アンフェタミンなど、多くの注目すべき窒素含有薬は、動物の神経伝達物質の受容体に作用します。
窒素化合物は非常に長い歴史を持ち、塩化アンモニウムはヘロドトスの時代には知られていました。中世にはよく知られていました。錬金術師は硝酸をアクアフォルティス（強水）として、またアンモニウム塩や硝酸塩などの他の窒素化合物も知っていました。硝酸と塩酸の混合物はアクアレジア（王の水）として知られ、金属の王である金を溶かす能力で有名でした。 [ 10 ]
窒素の発見は、1772年にスコットランドの医師ダニエル・ラザフォードによるもので、彼はそれを「有害な空気」と呼んだ。[ 11 ] [ 12 ]彼はそれを全く別の化学物質とは認識していなかったが、ジョセフ・ブラックの「固定空気」、つまり二酸化炭素とは明らかに区別していた。[ 13 ]空気には燃焼を支えない成分があることはラザフォードには明らかだったが、それが元素であるとは知らなかった。ほぼ同時期に、カール・ヴィルヘルム・シェーレ[ 14 ] 、ヘンリー・キャベンディッシュ[ 15 ]、ジョセフ・プリーストリー[ 16 ]も窒素を研究し、彼らはそれを「燃焼空気」または「フロギスティン空気」と呼んだ。フランスの化学者アントワーヌ・ラヴォアジエは、窒素ガスを窒息性であることから、ギリシャ語のάζωτικός（azotikos）「生命がない」に由来する「メフィティックエア」またはアゾテと呼んだ。[ 17 ] [ 18 ]純粋な窒素の雰囲気では、動物は死に、炎は消えた。酸素以外のすべてのガスは窒息性か完全に有毒であると指摘されたため、ラヴォアジエの名前は英語では受け入れられなかったが、多くの言語（フランス語、イタリア語、ポルトガル語、ポーランド語、ロシア語、アルバニア語、トルコ語など。ドイツ語のStickstoffとオランダ語のstikstofも同様に同じ特性、すなわちersticken / stikkenは「窒息させる」という意味）で使用されており、ヒドラジンやアジドイオン化合物など、多くの窒素化合物の一般名に英語でも残っている。最終的に、窒素を先頭とするグループはギリシャ語のπνίγειν「窒息させる」に由来する「 pnictogens 」という名前になった。 [ 10 ]
英語の単語 nitrogen (1794) は、1790 年にフランスの化学者Jean-Antoine Chaptal (1756–1832)が造語したフランス語nitrogèneから英語に入りました。 [ 19 ]これは、フランス語のnitre (硝酸カリウム、別名塩硝石) と、ギリシャ語の-γενής (-genes、「生み出した」)に由来するフランス語の接尾辞-gène (「生み出す」) から来ています。Chaptal の意図は、窒素が硝酸の本質的な部分であり、硝酸は硝石から生成されるということでした。以前は、硝石はエジプトの「ナトロン」(炭酸ナトリウム) (ギリシャ語では νίτρον (nitron) と呼ばれていた)と混同されていましたが、その名前にもかかわらず硝酸塩は含まれていませんでした。[ 20 ]
窒素化合物の初期の軍事、産業、農業用途では、硝石（硝酸ナトリウムまたは硝酸カリウム）が使用され、特に火薬に用いられ、後に肥料としても使用されるようになった。1910年、レイリー卿は、窒素ガス中の放電によって窒素の単原子同素体である「活性窒素」が生成されることを発見した。[ 21 ]彼の装置によって生成された「鮮やかな黄色の光の渦」は水銀と反応して爆発性の窒化水銀を生成した。[ 22 ]
長い間、窒素化合物の供給源は限られていました。天然の供給源は、生物由来か、大気反応によって生成された硝酸塩の堆積物のいずれかでした。フランク・カロ法（1895～1899年）やハーバー・ボッシュ法（1908～1913年）などの工業プロセスによる窒素固定により、この窒素化合物の不足は緩和され、現在では世界の食料生産の半分が合成窒素肥料に依存しています。[ 23 ]同時に、工業的な窒素固定から硝酸塩を生成するオストワルド法（1902年）の使用により、20世紀の世界大戦における爆発物の製造原料として硝酸塩の大規模な工業生産が可能になりました。 [ 24 ] [ 25 ]
窒素原子は7個の電子を持つ。基底状態では、電子配置は1s²となる。2秒22p 1 x 2p 1 y 2p 1 z。したがって、2s および 2p 軌道に5 つの価電子があり、そのうち 3 つ (p 電子) は不対電子です。元素の中で最も高い電気陰性度(ポーリング尺度で 3.04) を持ち、塩素(3.16)、酸素(3.44)、フッ素(3.98) に次ぐ値です。 (軽い希ガスであるヘリウム、ネオン、アルゴンもおそらくより電気陰性度が高く、実際アレン尺度ではその値になっています。) [ 26 ]周期律の傾向に従って、単結合共有結合半径71 pm はホウ素(84 pm) および炭素(76 pm)より小さいですが、酸素 (66 pm) およびフッ素 (57 pm) より大きくなっています。窒化物アニオンN 3−は 146 pmとかなり大きく、酸化物(O 2− : 140 pm) およびフッ化物(F − : 133 pm) アニオンと類似している。[ 26 ]窒素の最初の 3 つのイオン化エネルギーは 1.402、2.856、および 4.577 MJ·mol −1であり、4 番目と 5 番目の合計は 16.920 MJ·mol −1。これらの非常に高い数値のため、窒素は単純な陽イオン化学を持ちません。[ 27 ] 2p サブシェルにラジアルノードがないことが、 p ブロックの第 1 列、特に窒素、酸素、フッ素の多くの異常な特性の直接の原因です。2p サブシェルは非常に小さく、2s シェルと非常によく似た半径を持ち、軌道混成を促進します。また、原子核と 2s および 2p シェルの価電子との間に非常に大きな静電引力が生じ、非常に高い電気陰性度をもたらします。同じ理由で、2p 元素では超原子価はほとんど知られていません。高い電気陰性度により、小さな窒素原子が電子が豊富な3 中心 4 電子結合の中心原子になることが難しく、電子を強く自分自身に引き付ける傾向があるためです。このように、窒素は周期表の第15族の先頭に位置しているにもかかわらず、その化学的性質は、より重い同族元素であるリン、ヒ素、アンチモン、ビスマスとは大きく異なっている。[ 28 ]
窒素は、水平方向の隣接元素である炭素と酸素、およびピクトゲン列の垂直方向の隣接元素であるリン、ヒ素、アンチモン、ビスマスと比較すると有用である。リチウムから酸素までの各周期2元素は、次のグループの周期3元素（マグネシウムから塩素まで。これらは対角関係として知られている）とある程度の類似性を示すが、その程度はホウ素-ケイ素ペアを過ぎると急激に低下する。窒素と硫黄の類似性は、両元素のみが存在する場合、主に硫黄窒化物環状化合物に限られる。[ 29 ]
窒素は炭素のような連鎖形成傾向を持たない。炭素と同様に、窒素は金属とイオン化合物または金属化合物を形成する傾向がある。窒素は炭素と鎖状、グラファイト状、フラーレン状構造を含む広範な窒化物を形成する。[ 30 ]
アンモニアは、高い電気陰性度とそれに伴う水素結合能力、および孤立電子対を供与して配位錯体を形成する能力において酸素に似ています。アンモニア NH 3と水 H 2 Oの化学にはいくつかの類似点があります。たとえば、両方の化合物はプロトン化されて NH 4 +と H 3 O +を生成したり、脱プロトン化されて NH 2 −と OH −を生成したりすることができ、これらはすべて固体化合物として単離できます。[ 31 ]
窒素は、水平方向の隣接元素と同様に、p π –p π相互作用を介して、通常は炭素、酸素、または他の窒素原子と多重結合を形成する傾向がある。[ 29 ]そのため、例えば窒素は二原子分子として存在し、 N 2分子は弱いファンデルワールス相互作用によってのみ結合しており、瞬間的な双極子を大きく生成できる電子が非常に少ないため、融点(-210 °C) と沸点 ( -196 °C) は、そのグループの他の元素よりもはるかに低い。これは、垂直方向の隣接元素では不可能であるため、窒素酸化物、亜硝酸塩、硝酸塩、ニトロ化合物、ニトロソ化合物、アゾ化合物、ジアゾ化合物、アジド、シアネート、チオシアネート、イミノ誘導体は、リン、ヒ素、アンチモン、ビスマスとは類似点が見られない。しかしながら、同様に、リンオキソ酸の複雑さは窒素には見られない。[ 29 ]違いはさておき、窒素とリンは互いに広範な化合物群を形成し、これらは鎖状、環状、およびケージ状の構造を持つ。[ 32 ]
窒素には14Nと15Nの2 つの安定同位体があります。前者ははるかに一般的で、天然窒素の 99.634% を占め、後者 (わずかに重い) は残りの 0.366% を占めます。これにより、原子量は約 14.007 u になります。[ 26 ]これらの安定同位体は両方とも恒星のCNO サイクルで生成されますが、14Nは陽子捕獲が律速段階であるため、より一般的です。14Nは5つの安定奇奇核種(陽子と中性子の数が奇数である核種)の 1 つです。他の 4 つは2H、6Li、10B、および180mTaです。[ 35 ]
大気中では14 N と15 Nの相対存在量はほぼ一定ですが、生物学的酸化還元反応や天然アンモニアや硝酸の蒸発による自然同位体分別により、他の場所では変動する可能性があります。[ 1 ]生物学的に媒介される反応 (同化、硝化、脱窒など) は、土壌中の窒素動態を強く制御します。これらの反応は通常、基質の15 N 濃縮と生成物の 15 N 減少をもたらします。[ 36 ]
重同位体15 N は 1929 年に SM Naudé によって初めて発見され、その後すぐに隣接する元素である酸素と炭素の重同位体が発見されました。[ 37 ]これは、すべての同位体の中で最も低い熱中性子捕獲断面積の 1 つを示します。[ 38 ]核スピンが1/2 であるため、線幅が狭くなるなどの NMR の利点があり、窒素含有分子の構造を決定するために核磁気共鳴 (NMR) 分光法でよく使用されます。14 Nも理論的には使用できますが、核スピンが 1 の整数であるため、四重極モーメントがあり、スペクトルが広くなり、あまり役に立ちません。[ 26 ]ただし、 15 N NMR には、より一般的な1 H および13 C NMR 分光法では遭遇しない複雑さがあります。 15 Nの自然存在比が低い(0.36%) ため感度が著しく低下し、その低い磁気回転比( 1 H のわずか 10.14%) によってさらに悪化します。その結果、同じ磁場強度では1 H の信号対雑音比は15 Nの約 300 倍になります。 [ 39 ]これは、化学交換または分留による15 Nの同位体濃縮によって多少緩和される可能性があります。15 N 濃縮化合物は、標準条件下では、大気中の窒素と窒素原子の化学交換を受けないという利点があります。これは、大気から遠ざけておく必要がある標識水素、炭素、酸素同位体を持つ化合物とは異なります。 [ 26 ] 15 N: 14 N 比は、地球化学、水文学、古気候学、古海洋学の分野で安定同位体分析によく使用され、 δ 15 Nと呼ばれます。[ 40 ]
合成的に生成される他の 13 個の同位体 ( 9 Nから23 N まで) のうち、13 Nの半減期は 10 分で、残りの同位体の半減期は 8 秒未満です。[ 41 ] [ 42 ]半減期の差を考慮すると、13 N は最も重要な窒素放射性同位体であり、陽電子放出断層撮影(PET) で使用するのに十分なほど比較的長寿命ですが、半減期は依然として短いため、PET の会場で生成する必要があります。たとえば、サイクロトロンで16 Oに陽子を照射して13 N とアルファ粒子を生成することによって生成されます。[ 43 ]
放射性同位体 16Nは、加圧水型原子炉または沸騰水型原子炉の通常運転時の冷却材中の主要な放射性核種です。これは、 16O (水中)から(n,p) 反応によって生成され、この反応では16O原子が中性子を捕獲し、陽子を放出します。半減期は約 7.1秒と短いですが[ 42 ] 、 16Oへの崩壊時に高エネルギーのガンマ線(5 ～ 7 MeV) を放出します。[ 42 ] [ 44 ]このため、加圧水型原子炉の一次冷却材配管へのアクセスは、原子炉運転中は制限する必要があります。[ 44 ]これは、一次冷却材システムから二次蒸気サイクルへの漏洩を敏感かつ即座に示す指標であり、このような漏洩を検出する主要な手段です。[ 44 ]
原子状窒素（活性窒素とも呼ばれる）は、3つの不対電子を持つ三ラジカルであるため、非常に反応性が高い。遊離窒素原子はほとんどの元素と容易に反応して窒化物を形成し、2つの遊離窒素原子が衝突して励起状態のN₂分子を生成する場合でも、二酸化炭素や水のような安定な分子との衝突で非常に多くのエネルギーを放出し、COやO、OHやHなどのラジカルへのホモリシス分裂を引き起こす可能性がある。原子状窒素は、0.1～2 mmHgの窒素ガスに放電を通すことによって生成され、 放電終了後も数分間残光としてゆっくりと消える桃色の発光とともに原子状窒素が生成される。[ 29 ]
原子状窒素の反応性が非常に高いため、元素状窒素は通常、分子状窒素 N₂、すなわち二窒素として存在します。この分子は、標準状態では無色、無臭、無味の反磁性 ガスです。融点は −210 °C、沸点は −196 °C です。[ 29 ]二窒素は室温ではほとんど反応しませんが、リチウム金属や一部の遷移金属錯体とは反応します。これは、二原子元素の中で標準状態では N≡N三重結合を持つという点で独特な結合によるものです。三重結合は結合長が短く（この場合は 109.76 pm）、解離エネルギーが高い（この場合は 945.41 kJ/mol）ため、非常に強く、二窒素の化学反応性が低い理由を説明しています。[ 29 ] [ 45 ]
大気圧下では、分子状窒素は77 K (−195.79 ° C )で凝縮(液化) し、 63 K (−210.01 °C) [ 46 ]で凍結してベータ六方最密充填結晶同素体になります。35.4 K (−237.6 °C)未満では、窒素は立方結晶同素体 (アルファ相と呼ばれる) になります。[ 47 ]液体窒素は、見た目は水に似ているが密度が 80.8% (液体窒素の沸点における密度は 0.808 g/mL) の無色の流体で、一般的な極低温物質です。[ 48 ]固体窒素には多くの結晶変形があります。それは冥王星[ 49 ]やトリトンなどの太陽系の外衛星の表面をかなり動的に覆っています。[ 50 ]固体窒素は低温でもかなり揮発性があり、昇華して大気を形成したり、窒素の霜に凝縮したりします。非常に希薄で氷河の形で流れ、トリトンでは極冠地域から窒素ガスの間欠泉が噴出します。 [ 51 ]
窒素の他の同素体が存在するか、理論的に研究されている。二窒素以外にも、化学者は長い間、他の電気的に中性の同素体の合成と安定化を試みてきた。これらの同素体は通常、はるかに不安定で、多くの場合、ごく短時間しか存在せず、極端な条件下でしか存在しない。これらの化学物質は、非常に高いエネルギー密度を持つ材料として、強力な推進剤や爆薬として使用できる可能性がある。[ 52 ]
アジドの二量体に似た構造を持つ中程度の安定性を持つ分子であるヘキサニトロゲン（N 6 ）の合成が2025年に報告された。[ 53 ]
最初に発見された二窒素錯体の例は[Ru(NH 3 ) 5 (N 2 )] 2+（右図参照）であり、その後すぐに他の多くの同様の錯体が発見されました。これらの錯体では、窒素分子が中心金属カチオンに少なくとも1つの孤立電子対を供与しており、窒素固定酵素やハーバー・ボッシュ法の触媒中の金属にN 2がどのように結合するかを示しています。二窒素活性化を伴うこれらのプロセスは、生物学および肥料生産において極めて重要です。[ 54 ] [ 55 ]
二窒素は、5つの異なる方法で金属に配位することができる。よりよく特徴づけられている方法は、末端結合型のM←N≡N（η 1）とM←N≡N→M（μ、ビスη 1）であり、窒素原子上の孤立電子対が金属カチオンに供与される。あまりよく特徴づけられていない方法は、二窒素が三重結合から電子対を供与するもので、架橋配位子として2つの金属カチオン（μ、ビスη 2）または1つの金属カチオン（η 2）に供与する。5番目のユニークな方法は、架橋配位子として三重配位し、三重結合から3つの電子対すべてを供与する（μ 3 -N 2）。いくつかの錯体には複数のN 2配位子があり、またいくつかの錯体には複数の方法で結合したN 2がある。N₂は一酸化炭素（CO）およびアセチレン（C₂H₂ ）と等電子であるため、二窒素錯体の結合はカルボニル化合物の結合と密接に関連しているが、 N₂はCOよりも弱いσ供与体およびπ受容体である。理論的研究によると、 M–N結合の形成を可能にする要因としては、主にN–N結合を弱めるπ逆供与よりもσ供与の方が重要であり、側方（ η₂ ）供与よりも末端（ η₁ ）供与の方が容易に達成されることが示されている。[ 29 ]
今日では、ほぼすべての遷移金属の二窒素錯体が知られており、数百の化合物が存在する。これらは通常、次の3つの方法で調製される。[ 29 ]
まれに、N≡N結合が金属錯体内で直接形成されることがあります。例えば、配位したアンモニア（NH 3）と亜硝酸（HNO 2）を直接反応させることによって形成されますが、これは一般的には適用できません。ほとんどの二窒素錯体は、白、黄、橙、赤、茶色の範囲の色をしています。青色の [{Ti( η 5 -C 5 H 5 ) 2 } 2 -(N 2 )] など、いくつかの例外が知られています。[ 29 ]
窒素は、周期表の最初の 2 つの希ガスであるヘリウムとネオン、およびビスマスの後の非常に寿命の短い元素の一部を除いて、ほぼすべての元素と結合し、さまざまな特性と用途を持つ膨大な種類の二元化合物を生成します。[ 29 ]多くの二元化合物が知られています。窒素水素化物、酸化物、およびフッ化物を除いて、これらは通常、窒化物と呼ばれます。ほとんどの元素には、通常、多くの化学量論的相が存在します (たとえば、MnN、Mn 6 N 5、Mn 3 N 2、Mn 2 N、Mn 4 N、および9.2 < x < 25.3 の Mn x N)。これらは、「塩のような」(主にイオン性)、共有結合、「ダイヤモンドのような」、および金属 (または格子間)に分類できますが、この分類は、一般的に、それが示唆する離散的で分離したタイプではなく、連続した結合タイプに起因する制限があります。これらは通常、金属を窒素またはアンモニアと直接反応させる（加熱後の場合もある）か、金属アミドの熱分解によって調製される。 [ 56 ]
これらのプロセスには多くのバリエーションが存在する。これらの窒化物の中で最もイオン性が高いのは、アルカリ金属およびアルカリ土類金属の窒化物であるLi 3 N (Na、K、Rb、Cs は立体障害のため安定な窒化物を形成しない) および M 3 N 2 (M = Be、Mg、Ca Sr、Ba) である。これらは形式的には N 3−アニオンの塩と考えることができるが、これらの電気陽性度の高い元素であっても、実際には電荷分離は完全ではない。しかし、直線状のN − 3アニオンを持つアルカリ金属アジドNaN 3および KN 3はよく知られており、Sr(N 3 ) 2および Ba(N 3 ) 2も同様である。B サブグループ金属 ( 11 族から16族) のアジドはイオン性がはるかに低く、構造がより複雑で、衝撃を受けると容易に爆発する。[ 56 ]
多くの共有結合性二元窒化物が知られています。例としては、シアン化物（(CN) 2）、三リン五窒化物（P 3 N 5）、二硫化二窒化物（ S 2 N 2 ）、四硫化四窒化物（S 4 N 4）などがあります。本質的に共有結合性の窒化ケイ素（Si 3 N 4）と窒化ゲルマニウム（Ge 3 N 4）も知られています。特に窒化ケイ素は、加工や焼結が困難でなければ、有望なセラミックスとなるでしょう。特に、 13族窒化物は、そのほとんどが有望な半導体であり、グラファイト、ダイヤモンド、炭化ケイ素と等電子であり、類似した構造を持っています。これらの結合は、族を下るにつれて、共有結合から部分的なイオン結合、そして金属結合へと変化します。特に、B–N ユニットは C–C と等電子であり、炭素は本質的にホウ素と窒素の中間の大きさであるため、有機化学の多くは、ボラジン(「無機ベンゼン」)などのホウ素-窒素化学に反映されています。しかし、ホウ素は電子が不足しているため求核攻撃を受けやすく、これは完全に炭素を含む環では不可能であるため、この類似性は正確ではありません。[ 56 ]
窒化物の最大のカテゴリーは、MN、M 2 N、M 4 N の式で表される格子間窒化物です (ただし、組成は可変です)。これらの窒化物では、小さな窒素原子が金属立方格子または六方最密充填格子の隙間に配置されています。これらは不透明で非常に硬く、化学的に不活性で、非常に高い温度 (一般的に 2500 °C 以上) でのみ融解します。金属光沢があり、金属と同様に電気を伝導します。加水分解は非常にゆっくりとしか起こらず、アンモニアまたは窒素を生成します。[ 56 ]
窒化物アニオン（N 3−）は、配位子の中で最も強いπ供与体である（2番目に強いのはO 2−）。ニトリド錯体は一般的にアジドの熱分解またはアンモニアの脱プロトン化によって生成され、通常は末端の{≡N} 3−基を含む。直線状のアジド陰イオン（N − 3）は、亜酸化窒素、二酸化炭素、およびシアネートと等電子であるため、多くの配位錯体を形成する。さらに連鎖することはまれであるが、N 4− 4（炭酸塩および硝酸塩と等電子）は知られている。[ 56 ]
工業的には、アンモニア(NH 3 ) は窒素の最も重要な化合物であり、食物や肥料の前駆体として陸上生物の栄養ニーズに大きく貢献するため、他のどの化合物よりも大量に生産されています。アンモニアは特徴的な刺激臭のある無色のアルカリ性ガスです。水素結合の存在はアンモニアに非常に大きな影響を与え、高い融点 (-78 °C) と沸点 (-33 °C) をもたらします。液体としては、蒸発熱が高く (真空フラスコで使用できる)、粘度と電気伝導率が低く、誘電率が高く、水よりも密度が低い、非常に優れた溶媒です。ただし、窒素の電気陰性度が酸素よりも低く、NH 3には孤立電子対が 2 つあるのに対し 1 つしかないため、NH 3の水素結合は H 2 Oの水素結合よりも弱くなっています。水溶液中では弱塩基です ( p K b 4.74)。その共役酸はアンモニウム、NH₄⁺です。また、極めて弱い酸としても作用し、プロトンを失ってアミド陰イオン、NH₄⁻を生成します。そのため、水と同様に自己解離を起こし、アンモニウムとアミドを生成します。アンモニアは空気または酸素中で燃焼しますが、容易ではなく、窒素ガスを生成します。フッ素中では緑黄色の炎を上げて燃焼し、三フッ化窒素を生成します。他の非金属との反応は非常に複雑で、生成物の混合物になる傾向があります。アンモニアは加熱すると金属と反応して窒化物を生成します。[ 58 ]
他にも多くの二元窒素水素化物が知られていますが、最も重要なのはヒドラジン（N₂H₄ ）とアジ化水素（HN₃ ）です。ヒドロキシルアミン（NH₂OH ）は窒素水素化物ではありませんが、性質と構造はアンモニアやヒドラジンと似ています。ヒドラジンは、アンモニアに似た臭いのする、発煙性の無色の液体です。その物理的性質は水と非常によく似ています（融点2.0 ℃、沸点113.5 ℃、密度1.00g/cm³ ）。吸熱化合物であるにもかかわらず、速度論的に安定しています。空気中で非常に発熱的に急速に完全に燃焼し、窒素と水蒸気を生成します。非常に有用で汎用性の高い還元剤であり、アンモニアよりも弱い塩基です。[ 59 ]また、ロケット燃料としてもよく使用されます。[ 60 ]
ヒドラジンは一般的に、ゼラチンまたは接着剤の存在下でアンモニアとアルカリ性次亜塩素酸ナトリウムを反応させることによって作られます。 [ 59 ]
（水酸化物とアンモニアによる攻撃は逆転し、代わりに中間体NHCl−を経由する可能性がある。）ゼラチンを加える理由は、モノクロラミン（NH2Cl ）との反応によってヒドラジンを分解し、塩化アンモニウムと窒素を生成するCu2 +などの金属イオンを除去するためである。[ 59 ]
アジ化水素（HN 3）は、1890 年に亜硝酸によるヒドラジン水溶液の酸化によって初めて製造されました。非常に爆発性が高く、希薄な溶液でも危険な場合があります。不快で刺激性の臭いがあり、潜在的に致死性（ただし蓄積性はない）の毒物です。アジド陰イオンの共役酸とみなすことができ、同様にハロゲン化水素酸に類似しています。[ 59 ]
4種類の単純な窒素三ハロゲン化物はすべて知られています。いくつかの混合ハロゲン化物とハロゲン化水素も知られていますが、ほとんどが不安定です。例としては、NClF 2、NCl 2 F、NBrF 2、NF 2 H、NFH 2、NCl 2 H、およびNClH 2が挙げられます。[ 61 ]
三フッ化窒素（NF₃ 、 1928年に初めて合成）は、無色無臭の気体で、熱力学的に安定であり、無水フッ化水素に溶解した溶融フッ化アンモニウムの電気分解によって最も容易に生成されます。四フッ化炭素と同様に、反応性は全くなく、水または希薄な水溶液中の酸やアルカリに対して安定です。加熱した場合にのみフッ素化剤として作用し、高温で接触すると銅、ヒ素、アンチモン、ビスマスと反応してテトラフルオロヒドラジン（N₂F₄ ）を生成します。カチオンNF⁺⁴⁻とN2 F + 3も知られています (後者はテトラフルオロヒドラジンと五3も同様で、短い N–O 距離が部分的な二重結合を示唆し、極性の高い長い N–F 結合のため、関心を集めています。テトラフルオロヒドラジンは、ヒドラジン自体とは異なり、室温以上で解離してラジカル NF2• を生成します。アジ化フッ素(FN3) は非常に爆発性があり、熱的に不安定です。二フッ化二窒素(N2F2) は熱的に相互変換可能なシスとトランス異性体として存在し、最初に FN3。 [ 61 ]
三塩化窒素（NCl 3）は、密度が高く、揮発性があり、爆発性の液体で、物理的性質は四塩化炭素に似ていますが、NCl 3は水で容易に加水分解されるのに対し、CCl 4 は加水分解されないという違いがあります。これは 1811 年にピエール ルイ デュロンによって初めて合成されましたが、彼はその爆発性のために指 3 本と目を失いました。希薄なガスとしては危険性が低く、そのため工業的には小麦粉の漂白や殺菌に使用されています。三臭化窒素（NBr 3）は 1975 年に初めて調製され、濃い赤色で温度に敏感な揮発性の固体で、-100 °C でも爆発します 。三ヨウ化窒素（NI 3）はさらに不安定で、1990年に初めて合成されました。以前から知られていたアンモニアとの付加体は、非常に衝撃に敏感で、羽の接触、気流の変化、さらにはアルファ粒子によっても爆発する可能性があります。[ 61 ] [ 62 ]このため、少量の三ヨウ化窒素は、高校の化学の生徒へのデモンストレーションや「化学マジック」として合成されることがあります。[ 63 ]アジ化塩素（ClN 3）とアジ化臭素（BrN 3）は極めて敏感で爆発性があります。[ 64 ] [ 65 ]
窒素オキソハロゲン化物には、ニトロシルハロゲン化物（XNO）とニトリルハロゲン化物（XNO 2）の2つの系列が知られています。前者は、亜酸化窒素を直接ハロゲン化することによって生成できる非常に反応性の高いガスです。ニトロシルフルオリド（NOF）は無色で、強力なフッ素化剤です。ニトロシルクロリド（NOCl）もほぼ同じように振る舞い、イオン化溶媒としてよく使用されます。ニトロシルブロミド（NOBr）は赤色です。ニトリルハロゲン化物の反応はほとんど同様で、ニトリルフルオリド（FNO 2）とニトリルクロリド（ClNO 2）も同様に反応性の高いガスで、強力なハロゲン化剤です。[ 61 ]
窒素は9種類の分子酸化物を形成し、そのうちのいくつかは最初に同定された気体である。N₂O （亜酸化窒素）、NO（一酸化窒素）、N₂O₃ （三酸化二窒素） 、 NO₂（二酸化窒素）、N₂O₄（四酸化二窒素）、N₂O₅（五酸化二窒素）、N₄O （ニトロシルアジド）[ 66 ] 、およびN(NO₂ ) ₃ （トリニトラミド）[ 67 ] 。これらはすべて、元素への分解に対して熱的に不安定である。まだ合成されていないもう1つの可能性のある酸化物は、芳香環であるオキサテトラゾール（N₄O ）である。 [ 66 ]
亜酸化窒素（N₂O ）、別名笑気ガスは、溶融硝酸アンモニウムを250 ℃で熱分解することによって作られます。これは酸化還元反応であるため、副生成物として一酸化窒素と窒素も生成されます。主にスプレー缶ホイップクリームの噴射剤および発泡剤として使用され、かつては麻酔薬として一般的に使用されていました。見た目とは異なり、亜酸化窒素を水に溶解しても亜硝酸（H₂N₂O₂ ）は生成されないため、亜硝酸の無水物とはみなされません。亜酸化窒素は反応性が低く（室温ではハロゲン、アルカリ金属、オゾンとは反応しませんが、加熱すると反応性が高まります）、非対称構造N–N–O（ N≡N⁺O⁻↔⁻N = N⁺ = O）を持ち、600 ℃を超えると弱いN–O結合が切断されて解離します。[ 66 ] 一酸化窒素 (NO) は、奇数個の電子を持つ最も単純な安定分子です。ヒトを含む哺乳類では、多くの生理学的および病理学的プロセスに関与する重要な細胞シグナル伝達分子です。 [ 68 ]アンモニアの触媒酸化によって生成されます。無色の常磁性ガスで、熱力学的に不安定なため、1100～1200 °C で窒素と酸素ガスに分解します。その結合は窒素のものと似ていますが、π * 反結合性軌道に 1 つの余分な電子が追加され、結合次数が約 2.5 に減少しています。したがって、沸点以下 (シス異性体の方が安定) を除いて、O=N–N=O への二量化は好ましくありません。これは、実際には全体の結合次数が増加しないことと、不対電子が NO 分子全体に非局在化して安定性を与えるためです。一酸化窒素が極性分子と凝縮すると、非対称な赤色の二量体O=N–O=Nが生成するという証拠もある。一酸化窒素は酸素と反応して褐色の二酸化窒素を生成し、ハロゲンと反応してニトロシルハライドを生成する。また、遷移金属化合物と反応してニトロシル錯体を生成し、そのほとんどは濃い色をしている。[ 66 ]
青色の三酸化二窒素（N₂O₃ ）は、融点を超えると急速に解離して一酸化窒素、二酸化窒素（NO₂）、四酸化二窒素（N₂O₄）を生成するため、固体としてのみ入手可能です。後者の2つの化合物は、平衡状態にあるため個別に研究するのがやや困難ですが、誘電率の高い媒体中では、四酸化二窒素がヘテロリティック分裂によってニトロソニウムと硝酸塩に反応することがあります。二酸化窒素は、刺激性があり腐食性の褐色の気体です。どちらの化合物も、乾燥した金属硝酸塩を分解することで容易に調製できます。どちらも水と反応して硝酸を生成します。四酸化二窒素は、無水金属硝酸塩や硝酸塩錯体の調製に非常に有用であり、1950年代後半までに米国とソ連の両方で多くのロケットの貯蔵可能な酸化剤として選ばれるようになりました。これは、ヒドラジン系ロケット燃料と組み合わせた自己着火性推進剤であり、室温で液体であるため容易に保管できるためである。[ 66 ]
熱的に不安定で非常に反応性の高い五酸化二窒素（N₂O₅ ）は硝酸の無水物であり、五酸化リンによる脱水によって硝酸から作ることができる。爆発物の製造に関心がある。[ 69 ]これは潮解性があり、無色の結晶性固体で、光に敏感である。固体状態ではイオン性で、構造は[NO₂ ] ⁺ [ NO₃ ] ⁻である。気体および溶液中では分子状O₂N–O–NO₂である。硝酸への水和は容易に起こり、過酸化水素との類似反応でペルオキソ硝酸（HOONO₂ ）も容易に生成される。これは強力な酸化剤である。気体状の五酸化二窒素は次のように分解する。[ 66 ]
多くの窒素オキソ酸が知られているが、そのほとんどは純粋な化合物としては不安定であり、水溶液または塩としてのみ知られている。次亜硝酸（ H₂N₂O₂ ）は、構造HON=NOH（pKa1 6.9 、 pKa2 11.6 ）を持つ弱い二塩基酸である。酸性溶液は非常に安定しているが、pH4を超えると[HONNO] −を介して塩基触媒による分解が起こり、亜酸化窒素と水酸化物アニオンが生成する。次亜硝酸塩（Nを含む）2 O 2− 2アニオン）は還元剤に対して安定であり、より一般的には還元剤として作用します。これらは窒素サイクル。次亜硝酸塩は架橋またはキレート二座配位子として作用することができます。 [ 70 ]
亜硝酸（HNO₂ ）は純粋な化合物としては知られていませんが、気体平衡における一般的な成分であり、重要な水溶液試薬です。その水溶液は、冷たい亜硝酸（NO₂⁻ 、屈折）水溶液を酸性化することによって作ることができますが、室温でも硝酸塩と一酸化窒素への不均化反応が顕著に起こります。18 ℃におけるpKaは3.35の弱酸です。過マンガン酸塩による硝酸塩への酸化によって滴定分析することができます。二酸化硫黄によって容易に亜酸化窒素と一酸化窒素に、スズ（II）によって次亜硝酸に、硫化水素によってアンモニアに還元されます。ヒドラジニウムNの塩 2 H + 5は亜硝酸と反応してアジドを生成し、さらに反応して亜酸化窒素と窒素を生成します。亜硝酸ナトリウムは 100 mg/kg を超える濃度では軽度の毒性があります以下のように第一級芳香族アミンジアゾ化 にも使用されます。 [ 70 ]
亜硝酸塩もまた、5つの方法で配位できる一般的な配位子です。最も一般的なのはニトロ（窒素から結合）とニトリト（酸素から結合）です。ニトロ-ニトリト異性体は一般的で、ニトリト型は通常不安定です。[ 70 ]
硝酸（HNO₃ ）は、窒素オキソ酸の中で最も重要かつ最も安定した酸です。最もよく使われる3つの酸（他の2つは硫酸と塩酸）の1つであり、13世紀に錬金術師によって初めて発見されました。硝酸は、アンモニアを触媒酸化して一酸化窒素にし、それを二酸化窒素に酸化した後、水に溶解して濃硝酸を得ることで製造されます。アメリカ合衆国では、毎年700万トン以上の硝酸が生産されており、そのほとんどは肥料や爆薬などの硝酸塩の製造に使用されています。無水硝酸は、濃硝酸を五酸化リンとともにガラス製の装置で暗所で低圧蒸留することによって製造できます。固体状態でしか製造できない。なぜなら、融解すると自然に二酸化窒素に分解し、液体硝酸は他の共有結合液体よりも大きく自己イオン化を起こすからである。 [ 70 ]
硝酸水和物HNO₃・H₂OとHNO₃・3H₂Oの2 種類が結晶化できることが知られています。硝酸は強酸であり、濃縮溶液は強力な酸化剤ですが、金、白金、ロジウム、イリジウムは攻撃を受けません。濃塩酸と濃硝酸の 3:1 混合物である王水はさらに強力で、遊離塩素と塩化ニトロシルクが生成され、塩化物アニオンが強力な錯体を形成できるため、金と白金を溶解します。濃硫酸では、硝酸がプロトン化されてニトロニウムが生成され、芳香族ニトロ化の求電子剤として作用することができます。[ 70 ]
硝酸塩（三角平面型のNO − 3アニオンを含む）の熱安定性は金属の塩基性に依存し、分解生成物（熱分解生成物）も同様に、相対的な安定性に応じて亜硝酸塩（例えばナトリウム）、酸化物（カリウムと鉛）、あるいは金属自体（銀）の間で変化する。硝酸塩は、多くの配位様式を持つ一般的な配位子でもある。[ 70 ]
最後に、オルトリン酸に類似するオルト硝酸（H 3 NO 4 ）は存在しないが、四面体オルト硝酸アニオンNO 3− 4はナトリウム塩とカリウム塩で知られている。[ 70 ]
これらの白い結晶塩は空気中の水蒸気と二酸化炭素に非常に敏感です。[ 70 ]
化学的性質は限られているものの、オルト硝酸アニオンは規則的な四面体形状と短いN-O結合長のため、構造的な観点から興味深い。これは結合にかなりの極性があることを示唆している。[ 70 ]
窒素は有機化学において最も重要な元素の一つです。多くの有機官能基は炭素-窒素結合を含み、例えばアミド（RCONR 2）、アミン（R 3 N）、イミン（RC(=NR)R）、イミド（RCO) 2 NR）、アジド（RN 3）、アゾ化合物（RN 2 R）、シアネート（ROCN）、イソシアネート（RNCO）、硝酸塩（RONO 2）、ニトリル（RCN）、イソニトリル（RNC）、亜硝酸塩（RONO ）、ニトロ化合物（RNO 2）、ニトロソ化合物（RNO）、オキシム（RC(=NOH)R）、ピリジン誘導体などが挙げられます。C-N結合は窒素側に強く分極しています。これらの化合物では、窒素は通常三価（ただし、第四級アンモニウム塩R 4 N +では四価になることがある）であり、孤立電子対がプロトンに配位することで化合物に塩基性を与えることができる。これは他の要因によって相殺される可能性がある。たとえば、アミドは孤立電子対が二重結合に非局在化しているため塩基性ではない（ただし、酸素でプロトン化されるため、非常に低い pH では塩基として作用することがある）、ピロールは孤立電子対が芳香環の一部として非局在化しているため塩基性ではない。[ 71 ]化学物質中の窒素の量は、ケルダール法によって決定することができる。[ 72 ]特に、窒素は核酸、アミノ酸、したがってタンパク質、およびエネルギー運搬分子であるアデノシン三リン酸の必須成分であり、したがって地球上のすべての生命にとって不可欠である。[ 71 ]
窒素は地球上で最も一般的な純粋な元素であり、大気の体積の 78.1% [ 10 ] (質量比で 75.5%) を占め、約 389 万ギガトン(3.89 × 10 18 kgである。それにもかかわらず、地球の地殻にはあまり豊富に存在せず、約 19 ppm を占める程度で、ニオブ、ガリウム、リチウムと同程度である。（これは、地殻の質量に応じて 30 万から 100 万ギガトンの窒素に相当する。[ 73 ]）重要な窒素鉱物は硝石（硝酸カリウム、硝石）と硝酸ナトリウム（硝酸ナトリウム、チリ硝石）のみである。しかし、これらは 1920 年代にアンモニアと硝酸の工業的合成が一般的になった後、硝酸塩の重要な供給源ではなくなった。[ 74 ]
窒素化合物は、大気と生物の間で絶えず交換されています。窒素はまず、植物が利用できる形、通常はアンモニアに加工、つまり「固定」される必要があります。窒素固定の一部は、落雷によって窒素酸化物が生成されることで行われますが、大部分は窒素固定細菌がニトロゲナーゼと呼ばれる酵素を使って行います（ただし、今日では工業的なアンモニアへの窒素固定も重要です）。植物がアンモニアを取り込むと、タンパク質の合成に利用されます。これらの植物は、窒素化合物を利用してタンパク質を合成し、窒素を含む老廃物を排泄する動物によって消化されます。最後に、これらの生物は死んで分解され、細菌や環境による酸化と脱窒を経て、遊離二窒素が大気中に戻ります。ハーバー・ボッシュ法による工業的な窒素固定は主に肥料として利用されるが、過剰な窒素含有廃棄物が浸出すると、淡水の富栄養化や海洋のデッドゾーンの発生につながる。これは、窒素を主成分とする細菌の増殖によって水中の酸素が枯渇し、高等生物がすべて死滅するためである。さらに、脱窒時に生成される亜酸化窒素は、大気中のオゾン層を破壊する。[ 74 ]
多くの海水魚は、環境の高い浸透圧の影響から身を守るために大量のトリメチルアミンオキシドを生成します。この化合物がジメチルアミンに変換されることが、新鮮でない海水魚の初期臭の原因です。[ 75 ]動物では、フリーラジカルである一酸化窒素（アミノ酸由来）が、循環の重要な調節分子として機能します。[ 76 ]
動物体内で一酸化窒素が水と急速に反応すると、その代謝産物である亜硝酸塩が生成される。一般的に、動物のタンパク質中の窒素代謝は尿素の排泄につながるが、核酸の代謝は尿素と尿酸の排泄につながる。動物の肉の腐敗特有の臭いは、腐敗したタンパク質中のアミノ酸であるオルニチンとリジンの分解産物であるプトレシンやカダベリンなどの長鎖窒素含有アミンの生成によって引き起こされる。[ 77 ]
窒素ガスは、液体空気の分留、または気体空気を用いた機械的方法（加圧逆浸透膜または圧力スイング吸着）によって製造される工業用ガスです。膜または圧力スイング吸着（PSA）を使用する窒素ガス発生装置は、一般的にバルクで供給される窒素よりもコストとエネルギー効率が優れています。[ 78 ]市販の窒素は、製鉄やその他の目的で酸素を工業的に濃縮するための空気処理の副産物であることがよくあります。圧縮されたシリンダーで供給される場合、OFN（酸素フリー窒素）と呼ばれることがよくあります。[ 79 ]市販の窒素にはすでに最大で20 ppmの酸素が含まれており、最大で2 ppmの酸素と10 ppmのアルゴンを含む特別に精製されたグレードも入手可能です。[ 80 ]
化学実験室では、塩化アンモニウム水溶液を亜硝酸ナトリウムで処理することによって調製される。[ 81 ]
この反応では、少量の不純物であるNOとHNO3も生成されます。不純物は、二クロム酸カリウムを含む硫酸水溶液にガスを通すことで除去できます。[ 81 ]
また、二クロム酸アンモニウムの熱分解によっても得ることができる。[ 82 ]
非常に純度の高い窒素は、アジ化バリウムまたはアジ化ナトリウムの熱分解によって製造することができる。[ 83 ]
窒素化合物の用途は、その種類が非常に多いため、当然ながら極めて多岐にわたります。そのため、ここでは純粋な窒素そのものの用途のみを取り上げます。工業生産される窒素の3分の2は気体として、残りの3分の1は液体として販売されます。
このガスは、空気中の酸素が火災、爆発、または酸化の危険性をもたらすような場所で、低反応性の安全な雰囲気として主に使用されます。いくつかの例は次のとおりです。[ 80 ]
窒素は化学分析における試料調製時によく使用されます。液体試料を濃縮し、体積を減らすために使用されます。加圧された窒素ガスの流れを液体の表面に垂直に当てると、溶媒が蒸発し、溶質と未蒸発の溶媒が残ります。[ 89 ]
窒素は、二酸化炭素の代替として、または二酸化炭素と組み合わせて、特にスタウトや英国エールなどの一部のビールの樽を加圧するために使用できます。これは、窒素が生成する泡が小さいため、注がれたビールがより滑らかで、より濃厚になるためです。[ 90 ]一般的に「ウィジェット」として知られる圧力感知型窒素カプセルにより、窒素充填ビールを缶や瓶に詰めることができます。[ 91 ] [ 92 ]ペイントボールガンの主な動力源として、窒素タンクが二酸化炭素に取って代わりつつあります。窒素はCO2よりも高い圧力で保持する必要があるため、N2タンクは重く、高価になります。[ 93 ]
建設機械の中には、油圧ハンマーなどの装置に余分な動力を供給するために、加圧窒素ガスを使用するものがある。アジ化ナトリウムの分解によって生成される窒素ガスは、エアバッグの膨張に使用される。[ 94 ]
窒素はそれ自体が窒息性ガスであるため、一部の法域では、純粋な窒素の吸入による窒息を死刑の手段（致死注射の代替として）として検討している。[ 95 ] [ 96 ] [ 97 ] 2024年1月、ケネス・ユージン・スミスは窒素による窒息死で処刑された最初の人物となった。[ 98 ]
液体窒素は、水に似た極低温液体です。デュワー瓶などの適切な容器に断熱すれば、蒸発損失率を低く抑えて輸送および保管できます。[ 99 ]
ドライアイスと同様に、液体窒素の主な用途は低温への冷却です。血液や生殖細胞（精子と卵子）などの生物学的材料の凍結保存に使用されます。皮膚の嚢胞やイボを凍結して除去する凍結療法にも使用されます。 [ 100 ]実験室のコールドトラップや、真空ポンプシステムで低圧を得るためのクライオポンプにも使用されます。赤外線検出器やX線検出器などの熱に弱い電子機器の冷却にも使用されます。その他の用途としては、室温で柔らかいまたはゴム状の材料の凍結研削や機械加工、エンジニアリング部品の焼き嵌めや組み立て、そしてより一般的には、必要な場合に非常に低い温度を達成することなどがあります。低コストであるため、液体窒素は、食品の冷蔵、家畜の凍結焼き印、バルブがない場合に流れを止めるためのパイプの凍結、掘削中に不安定な土壌を凍結して固めるなど、厳密にはそのような低温が必要でない場合でも冷却に使用されることがよくあります。[ 80 ]
窒素は無毒ですが、密閉空間に放出されると酸素を置換し、窒息の危険性があります。人間の頸動脈は低酸素（低酸素症）を感知する能力が比較的低く遅いため、警告症状がほとんどないまま窒息が起こる可能性があります。 [ 101 ] 1981年3月19日の最初のスペースシャトルミッションの打ち上げ直前に、火災予防のために純粋な窒素で加圧されたスペースシャトルの移動式発射台内の空間に2人の技術者が入った後、窒息死したという事例がありました。[ 102 ]
窒素は、高分圧（約4バール以上、スキューバダイビング で約30mより深い深度で遭遇する）で吸入されると麻酔薬となり、亜酸化窒素中毒に似た一時的な精神障害状態である窒素酔いを引き起こします。[ 103 ] [ 104 ]
窒素は血液や体脂肪に溶け込みます。急速な減圧（ダイバーが急浮上したり、宇宙飛行士が船室の圧力から宇宙服の圧力に急激に減圧したりする場合など）は、血液、神経、関節、その他の敏感な部位や重要な部位に窒素の気泡が形成されると、減圧症（以前は潜水病または潜水病として知られていた）と呼ばれる、場合によっては致命的な状態を引き起こす可能性があります。[ 105 ] [ 106 ]二酸化炭素と酸素以外の「不活性」ガスの気泡も同様の効果をもたらすため、呼吸ガス中の窒素を置き換えることで窒素酔いは防げますが、減圧症は防げません。[ 107 ]
極低温液体である液体窒素は、接触すると低温火傷を引き起こす危険性があるが、ライデンフロスト効果により非常に短い曝露（約1秒）であれば保護される。[ 108 ]液体窒素を摂取すると、深刻な内臓損傷を引き起こす可能性がある。例えば、2012年には、イギリスの若い女性が液体窒素を使ったカクテルを摂取した後、胃を摘出する手術を受けなければならなかった。[ 109 ]
窒素の液相と気相の膨張比は20 ℃で1:694であるため、密閉空間で液体窒素が急速に気化すると、非常に大きな力が発生する可能性がある。2006年1月12日にテキサスA&M大学で発生した事故では、液体窒素タンクの圧力逃がし装置が故障し、その後密閉された。その結果、圧力が上昇し、タンクは壊滅的に破損した。爆発の力は、タンクを真上の天井を突き破り、真下の鉄筋コンクリート梁を粉砕し、実験室の壁を 基礎から0.1～0.2m吹き飛ばすのに十分であった。[ 110 ]
液体窒素は容易に蒸発して気体窒素を生成するため、気体窒素に関連する注意事項は液体窒素にも適用されます。[ 111 ] [ 112 ] [ 113 ]例えば、液体窒素を扱う際の安全対策として、密閉空間へのガス漏れを作業者に警告するために酸素センサーが使用されることがあります。[ 114 ]
液体窒素を含む容器は、空気中の酸素を凝縮することができる。このような容器内の液体は 、窒素が蒸発するにつれて酸素濃度が高まり（沸点-183℃、窒素の沸点よりも高い）、有機物の激しい酸化を引き起こす可能性がある。[ 115 ]
酸素センサーは、密閉空間や窒素ガスまたは液体が保管または使用されるあらゆる場所での酸素レベルを測定するために使用されます。窒素漏れが発生し、酸素が事前に設定された警報レベルまで低下した場合、酸素欠乏モニターは、可聴および視覚警報を発するようにプログラムできます。最も一般的には、酸素レベルが19.5%を下回ったときに人員に警告を発する酸素範囲が設定されています。米国では、OSHAは、酸素濃度が19.5%未満または23.5%を超える場合を危険な雰囲気と規定しています。[ 116 ]
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