非金属元素是元素的一大类，在所有的一百多种 化学元素 中，非金属占了24种。在周期表中，除氢以外，其它非金属元素都排在表的右侧和上侧，属于p区。包括氢、硼、碳、氮、氧、 、硅、磷、硫、氯、 、 、溴、 、碘、 、氦、 、 、 、 、 和117号元素（鿬）及118号元素（鿫），80%的非金属元素在社会中占有重要位置。
关系性质
最外层电子数大于等于4，所以其原子容易得到电子，常以 阴离子 形态存在于 离子化合物 中，或形成分子晶体、原子晶体。它们的 氧化物 和 氢氧化物 一般呈酸性。
元素的金属性是指元素的原子失电子的能力；元素的非金属性是指元素的原子得电子的能力。
周期表中的位置关系
对于主族元素来说，同周期元素随着原子序数的递增， 原子核 电荷数逐渐增大，而电子层数却没有变化，因此原子核对核外电子的 引力 逐渐增强，随 原子半径 逐渐减小，原子失电子能力逐渐降低，元素金属性逐渐减弱；而原子得电子能力逐渐增强，元素非金属性逐渐增强。例如：对于第三周期元素的金属性Na>Mg>Al，非金属性Cl>S>P>Si。同主族元素，随着原子序数的递增， 电子层 逐渐增大，原子半径明显增大，原子核对最外层电子的引力逐渐减小，元素的原子失电子逐渐增强，得电子能力逐渐减弱，所以元素的金属性逐渐增强，非金属性减弱。例如：第一主族元素的金属性H<Li<Na<K<Rb<Cs， 卤族元素 的非金属性F>Cl>Br>I。
综合以上两种情况，可以作出简明的结论：在 元素周期表 中，越向左、下方，元素金属性越强，金属性最强的金属是Cs；越向右、上方，元素的非金属性越强，非金属性最强的元素是F。例如：金属性K>Na>Mg，非金属性O>S>P。
化学反应中表现关系
一般说来，元素的金属性越强，它的单质与水或酸反应越剧烈，对应的碱的碱性也越强。例如：金属性Na>Mg>Al，常温时单质Na与水能剧烈反应，单质Mg与水能缓慢地进行反应，而单质Al与水在常温时很难进行反应，它们对应的 氧化物 的 水合物 的碱性 氢氧化钠 >Mg（OH）2>Al（OH）3。元素的非金属性越强，它的单质与H₂反应越剧烈，得到的 气态氢化物 的稳定性越强，元素的最高价氧化物所对应的水化物的酸也越强。例如：非金属Cl>S>P>Si，Cl₂与H₂在光照或点燃时就可能发生爆炸而化合，S与H₂须加热才能化合，而Si与H₂须在高温下才能化合并且SiH4极不稳定； 氢化物 的稳定HCl> 硫化氢 > 磷化氢 >SiH4；这些元素的最高价氧化物的水化物的酸性HClO4> 硫酸 >H3PO4>H4SiO4。
因此，在化学反应中的表现可以作为判断元素的金属性或非金属强弱的依据。另外，还可以根据金属或非金属单质之间的相互置换反应，进行金属性和非金属性强弱的判断。一种金属把另一金属元素从它的盐溶液里置换出来，表明前一种元素金属性较强；一种非金属单质能把另一种非金属单质从它的盐溶液或酸溶液中置换出来，表明前一种元素的非金属性较强。
性质关系对比
元素的性质与物质的化学性质的关系
元素的金属性越强，它的单质还原性越强，而它阳离子的氧化性越弱。例如：金属性Na>Mg>Al，单质的还原性Na>Mg>Al，阳离子的氧化性Na+<Mg2+<Al3+。中学化学教材中金属活动 顺序表 为K>Ca>Na>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>H>Cu>Hg>Ag>Pt>Au，而阳离子的氧化性为K+< ca(clo)2 +<Na+<Mg2+<Al3+<Zn2+<Fe2+<Sn2+Br>I>S，它们的单质的氧化性Cl2>Br2>I2>S，还原性Cl2
理化性质
非金属单质大多是分子 晶体 ，少部分为 原子晶体 和过渡型的层状晶体。
单质 共价键 数大部分符合8-N规则。
稀有气体：8-8=0（2-2=0），为单原子分子 卤族元素 ，氢：8-7=1（2-1=1），为 双原子分子 VIA族的硫、 硒 、碲：8-6=2，为二 配位 的链形与 环形 分子VA族的磷、砷：8-5=3，为三配位的有限分子P4,As4，灰砷和 黑磷 为层状分子IVA族的碳、硅：8-4=4，为四配位的 金刚石 型结构。少数分子由于形成π键、大Π键或d轨道参与成键，键型发生变化，于是不遵守8-N规则。如N2、O2分子中的 原子 间的键不是 单键 ；硼 单质 和石墨结构中，键的个数也不等于8-N个。
物理性质 可分为三类
稀有气体及O2、N2、H2等：一般状态下为气体，固体为 分子晶体 ，熔 沸点 很低多原子分子，S8、P4等：一般状态下为固体，分子晶体，熔沸点低，但比第一类高大分子单质，金刚石、 晶态 硅等： 原子晶体 ，熔沸点高
化学性质
活泼非金属元素，如 F2 ， Cl2 ， Br2 ，O2，PS等，能与金属形成 卤化物 、 氧化物 、 硫化物 ， 氢化物 或 含氧酸盐 等。非金属元素之间也能形成卤化物、氧化物、 氢酸 、 含氧酸 等。
大部分 单质 不与水反应，仅 卤族元素 与高温下的碳能与水发生反应。
非金属一般不与非氧化性稀酸发生反应，硼、碳、磷、硫、碘、砷等才能被浓 硝酸 、浓 硫酸 及 王水 氧化。
除碳、氮、氧外，一般可以和碱溶液发生反应，对于有变价的主要发生 歧化反应 ；Si、B则是从碱溶液中置换出 氢气 ；浓碱时， F2 能氧化出O2。
成键方式
非金属 原子 之间主要成 共价键 ，而非金属元素与金属元素之间主要成 离子键 。
非金属原子之间成共价键的原因是，两种原子均有获得 电子 的能力，都倾向于获得对方的电子使自己达到稳定的构型，于是两者就共用 电子对 以达此目的。
而金属原子失去电子的能力较强，与非金属相遇时就一者失电子、一者得电子，双方均达到稳定结构。
多原子的共价分子常常出现的一种现象是轨道杂化，这使得中心原子更易和多个原子成键。
非金属原子之间形成的共价键中，除了一般的σ键和π键，还有一种大Π键。大Π键是离域的，可以增加共价分子或离子的稳定性。
氢元素
氢符号：H，原子序数：1，原子量：1.00794amu， 熔点 ：-259.14°C（14.009985°K,-434.45203°F）， 沸点 ：-252.87°C（20.280005°K,-423.166°F）质子数/电子数：1， 中子数 ：0，类别：非金属， 晶体结构 ： 六边形 结构，密度@293K：0.08988g/cm3，颜色：无色，HYDROGEN，源自htdor和gen，意为"水的形成"，1766年发现。是 宇宙 间最丰富的元素。氢可以说完全不是以 单质 形态存在于地球上，可是 太阳 和其他一些星球则全部是由 氢气 所构成。这种星球上发生的氢 热核 反应的热光普照四方，温暖了整个宇宙。
氢发展历史
氢的存在，早在16世纪就有人注意到了。曾经接触过 氢气 的也不只一人，但因当时人们把接触到的各种气体都笼统地称作“空气”，因此，氢气并没有引起人们的注意。直到1766年， 英国 的物理学家和化学家 亨利·卡文迪许 （CavendishH,1731─1810）用六种相似的反应制出了氢气。这些反应包括锌、铁、锡分别与 盐酸 或 稀硫酸反应 。同年，他在一篇名为“人造空气的实验”的研究报告中谈到此种气体与其它气体性质不同，但由于他是燃素学说的虔诚信徒，他不认为这是一种新的气体，他认为这是金属中含有的燃素在金属溶于酸后放出，形成了这种“可燃空气”。事实上是杰出的化学家 安托万-洛朗·德·拉瓦锡 （ Lavoisier AL,1743─1794）1785年首次明确地指出：水是氢和氧的化合物，氢是一种元素。并将“可燃空气”命名为“ 氢 ”。这里的“Hydro”是希腊文中的“水”，“gene”是“源”，“Hydrogen”就是“水之源”的意思。它的 化学符号 为H。我们的“氢”字是采用“轻”的偏旁，把它放进“气”里面，表示“轻气”。
周期表位置
化学元素 周期系1.0表中的第一个元素，它在所有元素中具有最简单的 原子结构 。它由一个带+1电荷的核和一个轨道 电子 组成。 碱金属 也都具有一个 外层 轨道电子，但它们在反应中很容易失去这个电子而生成 正离子 ；与此相反，氢不容易失去这个电子，而是使这个电子 配对 生成一个 共价键 。 卤族元素 像氢一样，比稀有气体结构缺少一个电子。在许多反应中，卤素容易获得一个电子而生成 阴离子 ；但氢只有在与失电子能力强的金属反应时才会获得电子而生成负离子。氢的这些独特性质是由氢的独特的原子结构、氢原子特别小的半径和低的 电负性 决定的。因为它的性质与碱金属和卤素的性质都不相同，使得很难把它放在周期表中的一个合适位置上。在本 课件 中，按原子序数把氢放在第IA族元素的位置上。
同一种元素的 原子 具有不同的 质量数 ，这些原子就叫同位素。质量数产生差异的原因是 原子核 中含有不同的 中子 。氢有三种同位素：（ ，符号H），（ ，符号D）和（ ，符号T）。在它们的核中分别含有0、1和2个中子，它们的质量数分别为1，2，3。自然界中普通氢内H同位素的 丰度 最大，原子百分比占99.98%，D占0.016%,T的存在量仅为H的10-17。
成键特征
氢原子的价 电子层 结构为， 电负性 为2.2，当氢原子同其它元素的原子化合时，可以形成： 离子键 ， 共价键 ，特殊的键型。离子键：当H与电负性很小的活泼金属，如Na,K,Ca等形成 氢化物 时,H获得1个 电子 形成 氢负离子 。这个离子因具有较大的半径208pm，仅存在于 离子型氢化物 的 晶体 中。
共价键：
①两个H 原子能 形成一个非极性的共价 单键 ，如H2分子。
②H 原子 与非金属元素的原子化合时，形成 极性 共价键，例如HCl分子；键的极性随非金属元素原子的 电负性 增大而增强。
特殊键型
①H原子可以填充到许多过渡金属晶格的空隙中，形成一类 非整比化合物 ，一般称之为金属型氢化物，例如：ZrH1.30和LaH2.87等。
②在硼氢化合物（例如 乙硼烷 B2H6 ）和某些过渡金属 配合物 中均存在着氢桥键。
③能形成 氢键 。在含有强极性键的共价 氢化物 中，近乎裸露的H 原子核 可以定向吸收邻近电负性高的原子（如F、O、N等）上的孤 电子对 而形成分子间或分子内氢键。例如在HF分子间存在着很强的氢键。
单质 氢是由两个H 原子 以共价 单键 的形式结合而成的 双原子分子 ，其键长为74pm。氢是已知的最轻的气体，无色无臭，几乎不溶于水（273K时1的水仅能溶解0.02的氢），氢比空气轻14.38倍，具有很大的扩散速度和很高的导热性。将氢冷却到20K时，气态氢可被 液化 。液态氢可以把除氦以外的其它气体冷却都转变为固体。同温同压下， 氢气 的密度最小，常用来填充气球。
分子氢在地球上的 丰度 很小，但化合态氢的丰度却很大，例如氢存在于水、 糖类 和 有机化合物 以及氨和酸中。含有氢的化合物比其它任何元素的化合物都多。氢在 地壳 外层 的 三界 （大气、水和岩石）里以 原子 百分比计占17%，仅次于氧而居第二位。
化学性质
（1）分子氢中H—H键的 离解 能，比一般的 单键 高很多，相当于一般 双键 的离解能。因此常温下分子氢不活泼。但氢在常温下能与 单质 氟在暗处迅速反应生成HF，而与其它 卤族元素 或氧不发生反应。
①氢气能在空气中燃烧生成水，氢气燃烧时火焰可以达到3273K左右，工业上常利用此反应切割和焊接金属。
②高温下，氢气还能同卤素、N2等非金属反应，生成 共价型氢化物 。
③高温下氢气与活泼金属反应，生成 金属氢化物 。
④高温下，氢气还能还原许多金属 氧化物 或金属 卤化物 为金属，能被还原的金属是那些在 电化学 顺序中位置低于铁的金属。这类反应多用来制备纯金属。
（3）在有机化学中，氢的一个重要的化学反应是它能够加在联结两个 碳 的 双键 或三键上，使不饱和的碳氢化合物加氢而成为饱和的碳氢化合物，这类反应叫加氢反应。在有机化学中，在分子中加入氢即是还原反应。这类反应广泛应用于将植物油通过加氢反应，由液体变为固体，生产人造 黄油 。也用于把 1-溴-2-硝基苯 还原成 苯胺 （印染工业），把苯还原成 环己 （生产 聚己二酰己二胺 的原料）。氢同CO反应生成 甲醇 等等。
（4）氢分子虽然很稳定，但在高温下，在 电弧 中，或进行低压放电，或在 紫外线 的照射下，氢分子能发生 离解 作用，得到 原子 氢。所得原子氢仅能存在半秒钟，随后便重新结合成分子氢，并放出大量的热。
碳元素
碳： 碳 ，源自carbo，也就是木炭，这种物质发现得很早，上图显示出它的三种自然形式：钻石、炭和石墨。碳的无数化合物是我们日常生活中不可缺少的物质，产品从 尼龙 和汽油、香水和塑料，一直到鞋油、 滴滴涕 和炸药等，范围广泛种类繁多。
发现史
碳可以说是人类接触到的最早的元素之一，也是人类利用得最早的元素之一。自从人类在地球上出现以后，就和碳有了接触，由于闪电使木材燃烧后残留下来木炭，动物被烧死以后，便会剩下骨碳，人类在学会了怎样引火以后，碳就成为人类永久的“伙伴”了，所以碳是古代就已经知道的元素。发现碳的精确日期是不可能查清楚的，但从 安托万-洛朗·德·拉瓦锡 （LavoisierAL1743—1794 法国 ）1789年编制的《元素表》中可以看出，碳是作为元素出现的。碳在古代的燃素理论的发展过程中起了重要的作用，根据这种理论，碳不是一种元素而是一种纯粹的燃素，由于研究煤和其它化学物质的燃烧，拉瓦锡首先指出碳是一种元素。碳在自然界中存在有三种 同素异形体 ── 金刚石 、石墨、C60。金刚石和石墨早已被人们所知，拉瓦锡做了燃烧金刚石和石墨的实验后，确定这两种物质燃烧都产生了 CO2 ，因而得出结论，即金刚石和石墨中含有相同的“基础”，称为碳。正是 安托万-洛朗·德·拉瓦锡 首先把碳列入 元素周期表 中。C60是1985年由美国 休斯敦 赖斯大学 的化学家哈里可劳特等人发现的，它是由60个 碳 组成的一种球状的稳定的碳分子，是金刚石和石墨之后的碳的第三种同素异形体。碳元素的拉丁文名称Carbonium来自Carbon一词，就是“煤”的意思，它首次出现在1787年由拉瓦锡等人编著的《化学命名法》一书中。碳的 溴化铒 是Corbon。
碳单质
碳在 地壳 中的质量分数为0.027%，在自然界中分布很广。以化合物形式存在的碳有煤、石油、天然气、动植物体、 碳酸钙 、 白云石 、 二氧化碳 等。截止1998年底，在全球最大的化学文摘—— 美国 化学 文摘上登记的化合物总数为18.8百万种，其中绝大多数是碳的化合物。众所周知，生命的基本单元氨基酸、 核苷酸 是以碳元素做 骨架 变化而来的。先是一节碳链一节碳链地接长，演变成为 蛋白质 和 核酸 ；然后演化出原始的单细胞，又演化出虫、鱼、鸟、兽、猴子、猩猩、直至人类。这三四十亿年的生命 交响乐 ，它的主旋律是碳的 化学 演变。可以说，没有碳，就没有生命。碳，是生命世界的栋梁之材。纯净的、 单质 状态的碳有三种，它们是 金刚石 、石墨、C60。它们是碳的三种 同素异形体 。
金刚石
金刚石晶莹美丽，光彩夺目，是自然界最硬的 矿石 。在所有物质中，它的硬度最大。测定物质硬度的刻画法规定，以金刚石的硬度为10来度量其它物质的硬度。例如Cr的硬度为9、Fe为4.5、Pb为1.5、钠为0.4等。在所有单质中，它的 熔点 最高，达3823K。金刚石 晶体 属 立方晶系 ，是典型的 原子晶体 ，每个 碳 都以sp3 杂化轨道 与另外四个碳原子形成 共价键 ，构成 正四面体 。这是 金刚石 的 面心立方 晶胞的结构。
由于金刚石晶体中C─C键很强，所有 价电子 都参与了共价键的形成，晶体中没有自由电子，所以金刚石不仅硬度大，熔点高，而且不导电。室温下，金刚石对所有的 化学试剂 都显惰性，但在空气中加热到1100K左右时能燃烧成 CO2 。金刚石俗称钻石，除用作装饰品外，主要用于制造 钻探 用的钻头和磨削工具，是重要的现代工业原料，价格十分昂贵。
石墨乌黑柔软，是世界上最软的 矿石 。石墨的密度比 金刚石 小， 熔点 比金刚石仅低50K，为3773K。
在石墨 晶体 中， 碳 以sp2 杂化轨道 和邻近的三个碳原子形成共价 单键 ，构成六角平面的 网状结构 ，这些网状结构又连成片层结构。层中每个碳原子均剩余一个未参加sp2杂化的p轨道，其中有一个未成对的p 电子 ，同一层中这种碳原子中的m电子形成一个m中心m电子的大∏键（键）。这些 离域电子 可以在整个碳原子平面层中活动，所以石墨具有层向的良好导电导热性质。
石墨的层与层之间是以分子间力结合起来的，因此石墨容易沿着与层平行的方向滑动、裂开。石墨质软具有润滑性。由于石墨层中有自由的电子存在，石墨的 化学 性质比 金刚石 稍显活泼。由于石墨能导电，有具有 化学 惰性，耐高温，易于成型和 机械加工 ，所以石墨被大量用来制作 电极 、高温 热电偶 、 埚、 电刷 、 润滑剂 和 铅笔芯 。
碳六十
20世纪80年代中期，人们发现了碳元素的第三种 同素异形体 ──C60。从以下三个方面介绍C60，碳六十的发现和结构特点，1996年10月7日， 瑞典皇家科学院 决定把1996年 诺贝尔化学奖 授予RobertFCurl，Jr（ 美国 ）、HaroldWKroto（ 英国 ）和RichardESmalley（美国），以表彰他们发现C60。1995年9月初，在美国 得克萨斯州 莱斯大学 大学的Smalley实验室里，Kroto等为了模拟N型 红巨星 附近大气中的 碳 簇的形成过程，进行了石墨的 激光 气化实验。他们从所得的质谱图中发现存在一系列由偶数个碳原子所形成的分子，其中有一个比其它峰强度大20~25倍的峰，此峰的 质量数 对应于由60个碳原子所形成的分子。
分子结构 及稳定
层状的石墨和四面体结构的 金刚石 是碳的两种稳定存在形式，当60个碳原子以它们中的任何一种形式排列时，都会存在许多悬键，就会非常活泼，就不会显示出如此稳定的质谱信号。这就说明C60分子具有与石墨和金刚石完全不同的结构。由于受到建筑学家BuckminsterFuller用 五边形 和 六边形 构成的拱形圆顶建筑的启发，Kroto等认为C60是由60个 碳 组成的球形32面体，即由12个五边形和20个六边形组成，只有这样C60分子才不存在悬键。在C60分子中，每个碳原子以sp2 杂化轨道 与相邻的三个碳原子相连，剩余的未参加杂化的一个p轨道在C60球壳的外围和内腔形成球面大∏键，从而具有 芳香性 。为了纪念 剑樋 ，他们提出用Buckminsterfullerene来命名C60，后来又将包括C60在内的所有含偶数个碳所形成的分子通称为Fuller，中译名为 富勒烯 。
碳六十的制备
用纯石墨作 电极 ，在氦气氛中放电， 电弧 中产生的烟 沉积在 水冷 反应器 的内壁上，这种烟炱中存在着C60、C70等 碳 簇的 混合物 。用萃取法从烟炱中分离 提纯 富勒烯，将烟炱放入索氏（Soxhlet）提取器中，用 甲苯 或苯提取，提取液中的主要成分是C60和C70，以及少量C84和C78。再用液相色谱分离法对提取液进行分离，就能得到纯净的C60溶液。C60溶液是紫红色的，蒸发掉 溶剂 就能得到 深红色 的C60 微晶 。
碳六十的用途
从C60被发现的短短的十多年以来， 富勒烯 已经广泛地影响到物理学、化学、材料学、 电子学 、 生物学 、医药学各个领域，极大地丰富和提高了 科学理论 ，同时也显示出有巨大的潜在应用前景。据报道，对C60分子进行掺杂，使C60分子在其笼内或笼外俘获其它原子或集团，形成类C60的 衍生物 。例如C60F60，就是对C60分子充分氟化，给C60球面加上氟原子，把C60球壳中的所有 电子 “锁住”，使它们不与其它分子结合，因此C60F60表现出不容易粘在其它物质上，其润滑性比C60要好，可做超级耐高温的 润滑剂 ，被视为“分子滚珠”。再如，把K、Cs、Tl等金属 原子 掺进C60分子的笼内，就能使其具有 超导 性能。用这种材料制成的电机，只要很少电量就能使 转子 不停地转动。再有C60H60这些相对分子质量很大地碳氢化合物热值极高，可做火箭的燃料。
氮元素
概念
非金属气体 化学元素 ，原子序数7，符号N。
【 分子式 】N2、N3、N4、N60等。
发现简史
1772年由 瑞典 药剂师 卡尔·舍勒 发现，后由 法国 科学家 安托万-洛朗·德·拉瓦锡 确定是一种元素。
1787年由拉瓦锡和其他法国科学家提出，氮的英文名称nitrogen，是" 硝石 组成者“的意思。 中国 清末 化学 家启蒙者 徐寿 在第一次把氮译成中文时曾写成“淡气”，意思是说，它“冲淡”了空气中的 氧气 。
元素名来源于希腊文，原意是“硝石”。
含量分布
氮在 地壳 中的含量很少，自然界中绝大部分的氮是以 单质 分子 氮气 的形式存在于大气中，氮气占空气体积的百分之七十八。氮的最重要的矿物是 硝酸盐 。
氮在地壳中的重量百分比含量是0.0046%，总量约达到4×1012吨。动植物体中的 蛋白质 都含有氮。土壤中有硝酸盐，例如KNO₃。在南美洲智利有硝石矿（NaNO₃），这是世界上唯一的这种矿藏，是少见的含氮矿藏。宇宙星际已发现含氮分子，如NH₃、 氢氰酸 等。
氮的 丰度 1.8×10占16位。自然界的氮有两种 同位素 ，分别为99.63%、0.365%。
在室温下不与空气，碱，水反应，加热到3273K时，只有0.1%分解，因此，N2是 化学 特性物质，
用途
氮的最重要的矿物是 硝酸盐 。氮有两种天然同位素：氮14和氮15，其中氮14的丰度为99.625%。
晶体结构 ：晶胞为六方晶胞。
氮气 为无色、无味的气体。氮通常的 单质 形态是氮气。它无色无味无臭，是很不易有化学反应呈化学惰性的气体，而且它不支持燃烧。
主要成分：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。
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。
化学性质
N 原子 的价 电子层 结构为2s22p3，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：
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。
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 双键 和1个单键，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+。
氮共有九种 氧化物 ： 一氧化二氮 （N₂O）、 一氧化氮 （NO）、一氧化氮二聚体（N₂O₂）、 二氧化氮 （NO₂）、 三氧化二氮 （N₂O₃）、 四氧化二氮 （N₂O₄）、 五氧化二氮 （N₂O₅）、 叠氮化 亚硝 （N₄O），第九种氮的氧化物三氧化氮（NO₃）作为不稳定的中间体存在于多种反应之中。
氧元素
概念
非金属气体 化学元素 ，原子序数8，符号O。
【 分子式 】O2 臭氧 O4（已证明存在）
名称
氧旧译作 （Oxygen）希腊文的意思是“酸素”，该名称是由 法国 化学家 安托万-洛朗·德·拉瓦锡 所起，原因是拉瓦锡错误地认为，所有的酸都含有这种新气体。当前 日语 里 氧气 的名称仍然是“酸素”。而受到 台湾日据时期 的影响，也以“酸素”之 日语 发音称呼氧气。
氧气的中文名称是 清朝 徐寿命名的。他认为人的生存离不开氧气，所以就命名为“养气”即“养气之质”，后来为了统一就用“氧”代替了“养”字，便叫这“氧气”。
性质
氧气通常条件下是呈无色、无臭和无味的气体，密度1.429克/升，1.419克/立方厘米（液），1.426克/立方厘米（固）， 熔点 218.4℃， 沸点 182.962℃，在-182.962℃时 液化 成淡蓝色液体，在-218.4℃时凝固成雪状淡蓝色。固体在 化合价 一般为0和-2。 电离能 为13.618电子伏特。除惰性气体外的所有化学元素都能同氧形成化合物。大多数元素在含氧的气氛中加热时可生成 氧化物 。有许多元素可形成一种以上的氧化物。氧分子在低温下可形成水合晶体O2.H2O和O2. 过氧化氢 ，后者较不稳定。 氧气 在空气中的 溶解度 是：4.89毫升/100毫升水（0℃），是水中生命体的基础。氧在 地壳 中丰度占第一位。干燥空气中含有20.946%体积的氧；水有88.81%重量的氧组成。除了O16外，还有O17和O18 同位素 。
为无色气体；无臭，无味；有强助燃力。
在常压20℃时，能在 乙醇 7容或水32容中溶解。
氧的 单质 形态有氧气（O2）和 臭氧 （ O3 ）。氧气在 标准状况 下是无色无味无臭，能帮助燃烧的双原子的气体。 液态氧 呈淡蓝色，具有 顺磁性 。氧能跟氢化合成水。臭氧在标准状况下是一种有特殊臭味的蓝色气体。
新的氧单质（O4）：O4是 意大利 的一位科学家合成的一种新型的氧分子，一个分子由四个氧原子构成。
振荡会发生爆炸，产生 氧气 ：O4===振荡===2O2，它的氧化性比O2强的多，在大气中含量极少。
合成方法：
意大利科学家使用普通氧分子与带正电的氧离子作用，制造出O4，,O4的能量密度比普通氧分子高，是一种比黄金还贵的气体，氧化性极强，可以与黄金反应，是用普通氧分子和带正电的氧离子制造出含4个氧原子的氧分子。
这种氧分子可以稳定存在，预计构型为 正四面体 或者矩形，从两种构型中性分子O4,正一价分子O4+和负一价分子O4-的 基态 电子 结构，并根据能量最低原则确定了各自的结构参数，从而得到了O4分子2种结构的基态总能量、一价 电离能 及电子亲合 势能 。与氧原子、普通氧分子O2和 臭氧 分子 O3 的计算结果比较，显示O4分子可以以正方形结构或正四面体结构形式存在，其中正方形结构更有可能是O4分子的真实空间结构。
化学性质
氧的非金属性和 电负性 仅次于氟，除了氦 氖 氩氪氟所有元素都能与氧起反应，这些反应称为氧化反应，而反应产生的化合物称为 氧化物 。一般而言，绝大多数非金属氧化物的 水溶液 呈酸性，而 碱金属 或 碱土金属 氧化物则为碱性。此外，几乎所有的 有机化合物 ，可在氧中剧烈燃烧产生 二氧化碳 与 水蒸气 。
氧的 化合价 ：氧的化合价很特殊一般为-2价和0价。而氧在 过氧化物 中通常为-1价。在 超氧化物 中为-1/2， 臭氧化物 中氧为-1/3，超氧化物中氧的化合价只能说是 超氧根离子 ，不能单独的看每个原子，因为 电子 是量子化的，不存在1/2个电子，自然化合价也就没有0.5的说法，臭氧化物也一样。而氧的正价很少出现，只有在和氟的化合物二氧化氟，二氧化二氟和六氟合铂酸二氧（O2PTF6）中显示+2价和+1价，在中学化学中只要记住氧和氟是没有正价就可以了。
实验证明，除黄金外的所有金属都能和氧发生反应生成金属氧化物，比如铂在高温下在纯氧中被氧化生成 二氧化铂 ，黄金一般认为不能和氧发生反应，但是有 氧化金 和 氢氧化金 等化合物，其中金为+3价； 氧气 不能和氯，溴，碘发生反应，但是 臭氧 可以氧化它们。