Stickstoff (N) – Eigenschaften, Vorkommen und Verwendung

Stickstoff (N) ist das häufigste Gas der Erdatmosphäre und ein unverzichtbares Element für das Leben. Rund 78 Prozent der Luft bestehen aus molekularem Stickstoff (N₂). Obwohl wir dieses Gas bei jedem Atemzug aufnehmen, kann unser Körper den Luftstickstoff nicht unmittelbar verwerten. Erst durch natürliche oder technische Prozesse wird er in chemische Verbindungen überführt, aus denen Pflanzen und andere Lebewesen lebenswichtige Stoffe aufbauen können. Stickstoff ist Bestandteil von Proteinen, DNA und RNA, spielt eine zentrale Rolle im globalen Stoffkreislauf und bildet die Grundlage der modernen Düngemittelproduktion. Seine Geschichte verbindet die Entdeckung der Luftbestandteile im 18. Jahrhundert mit einer der bedeutendsten chemisch-technischen Entwicklungen des 20. Jahrhunderts: der Ammoniaksynthese nach Haber und Bosch.

Stickstoff im Periodensystem – Steckbrief

Stickstoff steht zwischen Kohlenstoff und Sauerstoff in der zweiten Periode des Periodensystems. Mit fünf Außenelektronen besitzt er andere Bindungsmöglichkeiten als seine Nachbarelemente. Besonders charakteristisch ist seine Fähigkeit, mit einem zweiten Stickstoffatom eine außerordentlich stabile Dreifachbindung auszubilden. Diese Bindung erklärt, warum Luftstickstoff unter gewöhnlichen Bedingungen vergleichsweise reaktionsträge ist, obwohl zahlreiche Stickstoffverbindungen sehr reaktionsfreudig sein können.

Was ist Stickstoff?

Stickstoff ist ein chemisches Nichtmetall aus der 15. Gruppe des Periodensystems, die auch als Stickstoffgruppe oder Pnictogene bezeichnet wird. Zu dieser Gruppe gehören außerdem Phosphor, Arsen, Antimon, Bismut und Moscovium. Ein neutrales Stickstoffatom besitzt sieben Protonen und sieben Elektronen. Seine Elektronenkonfiguration lautet 1s² 2s² 2p³. Fünf Elektronen befinden sich in der äußeren Schale, von denen drei ungepaart sind. Stickstoff kann deshalb in vielen Verbindungen drei kovalente Bindungen ausbilden, wie beispielsweise im Ammoniakmolekül NH₃. Je nach Verbindung und Bindungspartner kommen jedoch unterschiedliche Bindungsverhältnisse und Oxidationszahlen vor. Elementarer Stickstoff liegt unter normalen Bedingungen überwiegend als zweiatomiges Molekül N₂ vor. Diese Moleküle sind elektrisch neutral, farblos und geruchlos.

Warum ist Stickstoff in der Luft so reaktionsträge?

Zwei Stickstoffatome sind im N₂-Molekül durch eine kovalente Dreifachbindung miteinander verbunden. Sie besteht aus einer Sigma- und zwei Pi-Bindungen. Die Bindungsenergie beträgt ungefähr 945 kJ/mol und ist damit besonders hoch. Um das Molekül chemisch umzusetzen, muss diese starke Bindung überwunden beziehungsweise im Verlauf einer Reaktion umgeordnet werden. Deshalb reagiert molekularer Stickstoff bei Raumtemperatur mit vielen Stoffen nur sehr langsam. Diese Eigenschaft wird als kinetische Stabilität bezeichnet. Sie bedeutet jedoch nicht, dass Stickstoff grundsätzlich keine energiereichen oder reaktionsfreudigen Verbindungen bilden könnte. Im Gegenteil: Ammoniak, Salpetersäure, Nitrate und verschiedene Stickoxide zeigen, wie vielfältig die Chemie dieses Elements ist.

Welche physikalischen und chemischen Eigenschaften hat Stickstoff?

Bei Raumtemperatur und normalem Luftdruck ist Stickstoff ein farb- und geruchloses Gas. Er ist etwas leichter als Luft und nur wenig in Wasser löslich. Sein Siedepunkt liegt bei etwa −195,8 °C, sein Schmelzpunkt bei ungefähr −210 °C. Unterhalb seines Siedepunktes kann Stickstoff als farblose Flüssigkeit vorliegen. Bei noch tieferen Temperaturen erstarrt er zu festem Stickstoff. Molekularer Stickstoff ist weder brennbar noch unterstützt er unter gewöhnlichen Bedingungen eine Verbrennung. Deshalb wird er häufig als Schutzgas verwendet. Allerdings ist Stickstoff nicht giftig im klassischen Sinn, kann aber in hoher Konzentration den lebensnotwendigen Sauerstoff verdrängen und dadurch Erstickungsgefahr verursachen.

Warum ist flüssiger Stickstoff so kalt?

Flüssiger Stickstoff entsteht, wenn gasförmiger Stickstoff ausreichend stark abgekühlt und unter geeigneten Bedingungen verflüssigt wird. Bei normalem Atmosphärendruck siedet er bereits bei −195,8 °C. Aufgrund dieser extrem niedrigen Temperatur eignet er sich zur schnellen Kühlung und zum Einfrieren empfindlicher Materialien. In Laboren und technischen Anlagen wird flüssiger Stickstoff beispielsweise für kryogene Untersuchungen, die Lagerung biologischer Proben und bestimmte industrielle Kühlverfahren verwendet. Beim Verdampfen vergrößert sich sein Volumen erheblich. Deshalb darf flüssiger Stickstoff niemals in vollständig geschlossenen, ungeeigneten Behältern aufbewahrt werden. Außerdem können bei Kontakt schwere Kälteverletzungen entstehen.

Ist Stickstoff wirklich ein inertes Gas?

Stickstoff wird häufig als inertes oder reaktionsträges Gas bezeichnet. Diese Beschreibung trifft auf molekularen Stickstoff unter vielen alltäglichen Bedingungen zu. Bei hohen Temperaturen, unter hohem Druck oder mithilfe geeigneter Katalysatoren kann er jedoch chemisch reagieren. So bildet Stickstoff bei hohen Temperaturen mit Sauerstoff Stickstoffmonoxid (NO), beispielsweise in Verbrennungsmotoren oder bei Blitzen. Mit Wasserstoff kann er unter geeigneten industriellen Bedingungen zu Ammoniak reagieren. Auch bestimmte Mikroorganismen besitzen Enzyme, die molekularen Stickstoff bei vergleichsweise milden Bedingungen chemisch umsetzen können.

Wo kommt Stickstoff vor?

Stickstoff kommt auf der Erde hauptsächlich in der Atmosphäre vor. Etwa 78,08 Volumenprozent der trockenen Luft bestehen aus molekularem Stickstoff. Damit ist er der mengenmäßig wichtigste Bestandteil unserer Lufthülle. Darüber hinaus findet sich Stickstoff in Böden, Gewässern, Gesteinen und nahezu allen biologischen Stoffen. In Pflanzen und Tieren liegt er überwiegend chemisch gebunden vor, beispielsweise in Proteinen, Nukleinsäuren und anderen organischen Verbindungen. Im Boden kommen anorganische Stickstoffverbindungen wie Ammonium (NH₄⁺), Nitrit (NO₂⁻) und Nitrat (NO₃⁻) vor. Diese Stoffe spielen eine wichtige Rolle für die Ernährung von Pflanzen und die Aktivität von Bodenmikroorganismen.

Warum können Pflanzen den Stickstoff aus der Luft nicht direkt nutzen?

Obwohl Pflanzen von einer Atmosphäre umgeben sind, die überwiegend aus Stickstoff besteht, können die meisten Pflanzen N₂ nicht unmittelbar aufnehmen und in ihre Biomoleküle einbauen. Die Ursache liegt in der starken Dreifachbindung des Stickstoffmoleküls. Pflanzen nehmen Stickstoff deshalb überwiegend als Nitrat oder Ammonium über ihre Wurzeln auf. Diese Verbindungen werden durch mikrobielle Prozesse, die Zersetzung organischer Stoffe oder durch Düngung bereitgestellt. Einige Pflanzen, insbesondere zahlreiche Hülsenfrüchtler, leben in Symbiose mit stickstofffixierenden Bakterien. Dadurch können sie indirekt auf den Stickstoff der Luft zugreifen.

Die Entdeckung des Stickstoffs – Daniel Rutherford und die Chemie der Luft

Die Entdeckung des Stickstoffs gehört zu den wichtigen wissenschaftlichen Entwicklungen des 18. Jahrhunderts. Zu dieser Zeit begannen Chemiker, Luft nicht mehr als einheitlichen Stoff, sondern als Gemisch verschiedener Gase zu verstehen. Der schottische Arzt und Chemiker Daniel Rutherford (1749–1819) beschrieb 1772 ein Gas, das weder eine Verbrennung noch die Atmung unterstützte. Er untersuchte dazu Luft, aus der der für Verbrennung und Atmung benötigte Anteil weitgehend entfernt worden war. Auch Kohlenstoffdioxid wurde aus dem verbleibenden Gasgemisch entfernt. Das zurückbleibende Gas entsprach im Wesentlichen dem heute als Stickstoff bezeichneten Bestandteil der Luft. Rutherford gilt deshalb allgemein als Entdecker des Stickstoffs.

Carl Wilhelm Scheele und Henry Cavendish

Unabhängig von Rutherford untersuchten auch Carl Wilhelm Scheele (1742–1786) und Henry Cavendish (1731–1810) die Zusammensetzung der Luft. Beide gelangten zu Erkenntnissen über ihren reaktionsträgen Bestandteil. Die Arbeiten dieser Forscher zeigen, dass die Entdeckung des Stickstoffs Teil einer umfassenderen Entwicklung war: der schrittweisen Aufklärung der chemischen Zusammensetzung der Atmosphäre. Die damaligen Experimente fanden noch vor der vollständigen Durchsetzung der modernen Sauerstofftheorie der Verbrennung statt. Erst mit den Arbeiten von Antoine-Laurent Lavoisier und anderen Wissenschaftlern entstand die heute vertraute Vorstellung von Luft als Gasgemisch.

Woher stammt der Name Stickstoff?

Die deutsche Bezeichnung „Stickstoff“ verweist auf die Tatsache, dass eine Atmosphäre aus reinem Stickstoff keine Atmung ermöglicht und eine Flamme darin erlischt. Der Name beschreibt somit eine beobachtbare Eigenschaft des Gases, nicht seine Giftigkeit. Die internationale Bezeichnung Nitrogen und das Elementsymbol N gehen auf die historische Bezeichnung nitrogenium zurück, die mit der Bildung von Salpeterverbindungen zusammenhängt. Der französische Name azote, der unter anderem von Lavoisier geprägt wurde, nimmt ebenfalls Bezug auf die fehlende Eignung des Gases zur Unterstützung des Lebens.

Der Stickstoffkreislauf – wie Stickstoff durch die Natur wandert

Der Stickstoffkreislauf beschreibt die Umwandlung und den Austausch von Stickstoff zwischen Atmosphäre, Boden, Gewässern und Lebewesen. Er gehört zu den grundlegenden biogeochemischen Kreisläufen der Erde. Obwohl die Atmosphäre einen riesigen Vorrat an molekularem Stickstoff enthält, steht dieser den meisten Lebewesen nicht unmittelbar zur Verfügung. Erst durch die Stickstofffixierung entstehen chemisch gebundene Stickstoffverbindungen, die in biologische Stoffwechselprozesse eingehen können. Weitere Prozesse wie Ammonifikation, Nitrifikation und Denitrifikation sorgen dafür, dass Stickstoff zwischen verschiedenen chemischen Formen umgewandelt wird.

Stickstofffixierung – wie Bakterien Luftstickstoff nutzbar machen

Bei der biologischen Stickstofffixierung wird molekularer Stickstoff mithilfe spezieller Enzyme zu Ammoniak reduziert. Diese Fähigkeit besitzen nur bestimmte Mikroorganismen. Besonders bekannt sind Knöllchenbakterien, die mit Hülsenfrüchtlern wie Erbsen, Bohnen oder Klee in Symbiose leben. Die Bakterien befinden sich in besonderen Strukturen an den Pflanzenwurzeln, den sogenannten Wurzelknöllchen. Sie versorgen die Pflanze mit biologisch nutzbarem Stickstoff und erhalten im Gegenzug energiereiche Stoffwechselprodukte. Das entscheidende Enzymsystem heißt Nitrogenase. Seine Funktion erfordert viel Energie und wird durch Sauerstoff beeinträchtigt, weshalb stickstofffixierende Organismen besondere Schutzmechanismen entwickelt haben.

Ammonifikation – aus organischem Stickstoff wird Ammonium

Wenn Pflanzenreste, tierische Ausscheidungen oder abgestorbene Organismen zersetzt werden, bauen Mikroorganismen stickstoffhaltige organische Verbindungen ab. Dabei entsteht unter anderem Ammoniak, das im Boden abhängig vom pH-Wert überwiegend als Ammonium-Ion vorliegt. Dieser Prozess wird als Ammonifikation bezeichnet. Das entstehende Ammonium kann von Pflanzen aufgenommen oder durch weitere Mikroorganismen umgewandelt werden.

Nitrifikation – aus Ammonium wird Nitrat

Bei der Nitrifikation wird Ammonium unter aeroben Bedingungen in mehreren Schritten oxidiert. Zunächst entsteht Nitrit, anschließend Nitrat. An diesen Reaktionen sind spezialisierte Mikroorganismen beteiligt. Nitrat ist im Boden gut wasserlöslich und kann von vielen Pflanzen aufgenommen werden. Gleichzeitig ist es vergleichsweise mobil und kann bei hohen Einträgen mit dem Sickerwasser in tiefere Bodenschichten und ins Grundwasser gelangen.

Denitrifikation – Stickstoff kehrt in die Atmosphäre zurück

Unter sauerstoffarmen Bedingungen können bestimmte Mikroorganismen Nitrat und andere oxidierte Stickstoffverbindungen als Elektronenakzeptoren nutzen. Dabei entstehen gasförmige Stickstoffverbindungen, insbesondere molekularer Stickstoff (N₂), der in die Atmosphäre entweicht. Dieser Prozess wird als Denitrifikation bezeichnet. Unter bestimmten Bedingungen entsteht dabei auch Distickstoffmonoxid (N₂O), ein klimawirksames Gas. Die Denitrifikation schließt einen wichtigen Teil des natürlichen Stickstoffkreislaufs und trägt dazu bei, chemisch gebundenen Stickstoff wieder in atmosphärischen Stickstoff umzuwandeln.

Warum ist Stickstoff für das Leben unverzichtbar?

Stickstoff ist Bestandteil zahlreicher lebenswichtiger Biomoleküle. Er kommt in Aminosäuren, Proteinen, Nukleinsäuren und vielen weiteren organischen Verbindungen vor. Ohne Stickstoff könnten Zellen weder ihre genetische Information speichern noch die Enzyme herstellen, die für nahezu sämtliche Stoffwechselreaktionen notwendig sind. Der menschliche Körper enthält Stickstoff vor allem in Proteinen und Nukleinsäuren. Auch Pflanzen benötigen ihn für Wachstum, Photosynthese und die Bildung neuer Zellen. Ein Stickstoffmangel führt bei Pflanzen häufig zu vermindertem Wachstum und zu einer Gelbfärbung älterer Blätter, weil die Bildung wichtiger Zellbestandteile eingeschränkt ist.

Stickstoff in Aminosäuren und Proteinen

Aminosäuren besitzen charakteristische funktionelle Gruppen, darunter eine Aminogruppe, die Stickstoff enthält. Durch die Verknüpfung von Aminosäuren entstehen Proteine. Diese erfüllen im Organismus vielfältige Aufgaben: Sie bilden Strukturen, transportieren Stoffe, wirken als Hormone oder beschleunigen als Enzyme chemische Reaktionen. Stickstoff ist daher unmittelbar mit dem Aufbau und der Funktion lebender Zellen verbunden.

Stickstoff in DNA und RNA

Auch die Erbsubstanz enthält Stickstoff. Die organischen Basen der DNA und RNA besitzen mehrere Stickstoffatome in ihren Molekülstrukturen. Ihre spezifische Anordnung und Paarung ermöglicht die Speicherung und Weitergabe genetischer Information. Damit ist Stickstoff nicht nur ein Bestandteil von Baustoffen des Körpers, sondern auch ein grundlegendes Element der biologischen Informationsverarbeitung.

Das Haber-Bosch-Verfahren – eine der wichtigsten Erfindungen der Chemie

Die industrielle Herstellung von Ammoniak aus Stickstoff und Wasserstoff zählt zu den bedeutendsten Entwicklungen der chemischen Industrie. Der deutsche Chemiker Fritz Haber (1868–1934) entwickelte zu Beginn des 20. Jahrhunderts die wissenschaftlichen Grundlagen für eine technisch nutzbare Ammoniaksynthese. Carl Bosch (1874–1940) und seine Mitarbeiter ermöglichten anschließend die großtechnische Umsetzung unter hohen Drücken und Temperaturen. 1913 begann die industrielle Ammoniakproduktion nach diesem Verfahren. Damit wurde es möglich, atmosphärischen Stickstoff in großem Maßstab in chemisch gebundener Form verfügbar zu machen.

Wie funktioniert die Ammoniaksynthese?

Beim Haber-Bosch-Verfahren reagieren Stickstoff und Wasserstoff zu Ammoniak. Die vereinfachte Reaktionsgleichung lautet:

N₂ + 3 H₂ ⇌ 2 NH₃

Die Reaktion ist exotherm und läuft unter geeigneten industriellen Bedingungen an einem Katalysator ab, traditionell auf Eisenbasis. Typische industrielle Bedingungen liegen bei mehreren hundert Grad Celsius und Drücken von ungefähr 100 bis 300 bar, abhängig vom Anlagenkonzept. Die hohe Stabilität des Stickstoffmoleküls macht einen Katalysator und geeignete Prozessbedingungen erforderlich. Da es sich um eine Gleichgewichtsreaktion handelt, werden nicht umgesetzte Ausgangsgase in industriellen Anlagen zurückgeführt. Durch das kontinuierliche Abtrennen des gebildeten Ammoniaks lässt sich eine hohe Gesamtausbeute erreichen.

Warum hat das Haber-Bosch-Verfahren die Landwirtschaft verändert?

Ammoniak ist ein zentraler Ausgangsstoff für die Herstellung mineralischer Stickstoffdünger. Durch die industrielle Stickstofffixierung konnten landwirtschaftliche Erträge in vielen Regionen erheblich gesteigert werden. Die moderne Landwirtschaft ist deshalb in großem Umfang von technisch hergestellten Stickstoffverbindungen abhängig. Gleichzeitig ist die Ammoniakproduktion energieintensiv. Bei herkömmlichen Verfahren wird der benötigte Wasserstoff häufig aus Erdgas gewonnen, wodurch erhebliche CO₂-Emissionen entstehen. Heute wird daher an Verfahren gearbeitet, die Wasserstoff mithilfe erneuerbarer Energien bereitstellen und die Klimawirkung der Ammoniakherstellung verringern.

Welche Stickstoffverbindungen sind besonders wichtig?

Stickstoff bildet eine große Zahl chemischer Verbindungen mit sehr unterschiedlichen Eigenschaften. Besonders bedeutend sind Ammoniak, Salpetersäure, Nitrate, Nitrite und verschiedene Stickoxide. Die Oxidationszahl des Stickstoffs kann dabei stark variieren. In Ammoniak beträgt sie −3, in Stickstoffmonoxid +2, in Stickstoffdioxid +4 und in Nitrat +5. Diese Vielfalt ermöglicht zahlreiche technische und biologische Reaktionen.

Ammoniak (NH₃)

Ammoniak ist eine Verbindung aus Stickstoff und Wasserstoff. Es handelt sich bei Raumtemperatur um ein farbloses Gas mit stechendem Geruch. Ammoniak löst sich gut in Wasser und wirkt als schwache Base. Industriell wird es vor allem zur Herstellung von Düngemitteln, Salpetersäure und weiteren chemischen Produkten verwendet. Aufgrund seiner reizenden und bei höheren Konzentrationen giftigen Wirkung muss Ammoniak mit geeigneten Schutzmaßnahmen gehandhabt werden.

Salpetersäure (HNO₃)

Salpetersäure ist eine starke Säure und ein wichtiges Oxidationsmittel. Sie wird industriell überwiegend aus Ammoniak über das Ostwald-Verfahren hergestellt. Salpetersäure dient unter anderem zur Produktion von Düngemitteln, zur Herstellung bestimmter chemischer Zwischenprodukte und zur Behandlung von Metalloberflächen. Konzentrierte Salpetersäure ist stark ätzend und kann mit vielen Stoffen heftig reagieren.

Nitrate und Nitrite

Nitrate enthalten das Nitrat-Ion NO₃⁻, Nitrite das Nitrit-Ion NO₂⁻. Beide Stoffgruppen spielen eine wichtige Rolle im Stickstoffkreislauf. Nitrate sind für viele Pflanzen eine wichtige Stickstoffquelle und deshalb Bestandteil zahlreicher Düngemittel. Bei übermäßiger Düngung können sie jedoch in Gewässer und Grundwasser gelangen. Nitrite entstehen unter anderem bei mikrobiellen Umwandlungsprozessen. In der Lebensmittelverarbeitung werden bestimmte Nitrit- und Nitratverbindungen unter streng geregelten Bedingungen verwendet. Ihre gesundheitliche Bewertung hängt von Verbindung, Konzentration und Exposition ab.

Stickoxide (NOₓ)

Zu den Stickoxiden zählen unter anderem Stickstoffmonoxid (NO) und Stickstoffdioxid (NO₂). Sie können bei Verbrennungsprozessen entstehen, beispielsweise in Motoren, Kraftwerken oder industriellen Feuerungsanlagen. Stickstoffdioxid ist ein gesundheitlich relevanter Luftschadstoff und trägt zusammen mit anderen Stoffen zur Bildung bodennahen Ozons und sekundärer Partikel bei. Stickstoffmonoxid besitzt zugleich wichtige biologische Funktionen, beispielsweise als Signalmolekül bei der Regulation von Blutgefäßen.

Wofür wird Stickstoff verwendet?

Stickstoff wird in zahlreichen Bereichen der Industrie, Forschung, Medizin und Lebensmitteltechnik eingesetzt. Seine Anwendungen beruhen vor allem auf seiner relativen Reaktionsträgheit als N₂-Gas, seinen tiefen Verflüssigungstemperaturen und der Bedeutung seiner chemischen Verbindungen.

Stickstoff als Schutzgas

Gasförmiger Stickstoff wird verwendet, um empfindliche Stoffe vor dem Kontakt mit Sauerstoff oder Feuchtigkeit zu schützen. Solche Schutzatmosphären sind beispielsweise bei bestimmten chemischen Produktionsprozessen, bei der Verarbeitung von Metallen und in der Elektronikindustrie wichtig. Auch bei der Verpackung ausgewählter Lebensmittel kann Stickstoff eingesetzt werden, um den Sauerstoffanteil zu verringern und oxidative Veränderungen zu verlangsamen.

Flüssiger Stickstoff in Medizin und Forschung

Flüssiger Stickstoff dient als Kühlmittel für Temperaturen nahe −196 °C. In der Kryobiologie wird er zur Lagerung bestimmter biologischer Proben eingesetzt. In der Medizin findet er unter anderem bei kryotherapeutischen Verfahren Anwendung. Auch in Forschungslaboren wird er für Tieftemperaturversuche und zum Kühlen von Geräten und Materialien verwendet. Dabei sind geeignete Schutzmaßnahmen erforderlich, weil sowohl Kälteverletzungen als auch Sauerstoffverdrängung in schlecht belüfteten Räumen gefährlich werden können.

Stickstoff in der Lebensmittelindustrie

In der Lebensmitteltechnik wird Stickstoff unter anderem zur Erzeugung sauerstoffarmer Verpackungsatmosphären eingesetzt. Dadurch können bestimmte Oxidationsprozesse reduziert werden, die beispielsweise Geschmack, Farbe oder Haltbarkeit beeinflussen. Flüssiger Stickstoff kann außerdem zur schnellen Kühlung oder zum Gefrieren von Lebensmitteln verwendet werden. Welche Verfahren geeignet sind, hängt von den Eigenschaften des jeweiligen Produkts ab.

Stickstoff in der Chemieindustrie

Ein besonders großer Teil des industriell genutzten Stickstoffs wird zur Herstellung von Ammoniak eingesetzt. Daraus entstehen unter anderem Düngemittel, Salpetersäure und zahlreiche weitere chemische Produkte. Darüber hinaus wird gasförmiger Stickstoff als Prozessgas, Spülgas und Schutzgas verwendet. In vielen Anlagen wird Stickstoff durch die Zerlegung von Luft gewonnen, beispielsweise mithilfe kryogener Luftzerlegung oder geeigneter Membran- und Adsorptionsverfahren.

Wie wird Stickstoff industriell gewonnen?

Da die Atmosphäre große Mengen Stickstoff enthält, ist Luft der wichtigste Rohstoff für seine technische Gewinnung. Ein verbreitetes Verfahren ist die fraktionierte Destillation verflüssigter Luft. Dabei wird Luft zunächst gereinigt, verdichtet und stark abgekühlt, bis sie verflüssigt werden kann. Anschließend werden die Bestandteile aufgrund ihrer unterschiedlichen Siedepunkte getrennt. Stickstoff siedet bei ungefähr −195,8 °C, Sauerstoff dagegen bei etwa −183,0 °C. Dieser Unterschied ermöglicht die Trennung der beiden Gase. Für bestimmte Anwendungen kommen außerdem Membranverfahren oder Druckwechseladsorption infrage. Die Wahl des Verfahrens hängt insbesondere von der benötigten Reinheit, Menge und dem Verwendungszweck ab.

Welche Isotope besitzt Stickstoff?

Natürlich vorkommender Stickstoff besteht überwiegend aus zwei stabilen Isotopen: Stickstoff-14 und Stickstoff-15. Beide besitzen sieben Protonen, unterscheiden sich jedoch in der Anzahl ihrer Neutronen.

Stickstoff-14 macht ungefähr 99,6 Prozent des natürlich vorkommenden Stickstoffs aus. Stickstoff-15 kommt mit einem Anteil von ungefähr 0,4 Prozent vor. Unterschiede im Verhältnis beider Isotope werden unter anderem in der Umweltforschung genutzt, um Stickstoffkreisläufe und Stoffwechselprozesse zu untersuchen. Stickstoff-15 ist außerdem für die Kernspinresonanzspektroskopie von Bedeutung. Das radioaktive Isotop Stickstoff-13 besitzt eine Halbwertszeit von ungefähr zehn Minuten und wird unter anderem in der nuklearmedizinischen Forschung verwendet.

Stickstoff und Umwelt – warum kann zu viel Stickstoff problematisch sein?

Stickstoff ist für Pflanzen und Tiere lebensnotwendig. Eine übermäßige Eintragung reaktiver Stickstoffverbindungen kann jedoch erhebliche Umweltprobleme verursachen. Gelangen große Mengen Nitrat und Ammonium in Böden und Gewässer, können sich natürliche Stoffkreisläufe verändern. In Gewässern kann ein Überangebot an Nährstoffen das Wachstum von Algen und Wasserpflanzen fördern. Beim späteren Abbau großer Mengen organischer Substanz wird Sauerstoff verbraucht, was aquatische Ökosysteme belasten kann. Auch Ammoniakemissionen aus der Landwirtschaft und Stickoxide aus Verbrennungsprozessen tragen zur Luftbelastung bei. Distickstoffmonoxid (N₂O), das bei mikrobiellen Stickstoffumsetzungen entstehen kann, ist zudem ein langlebiges Treibhausgas. Entscheidend ist deshalb nicht allein die Menge an Stickstoff, sondern vor allem, in welcher chemischen Form er vorliegt und wie stark seine natürlichen Kreisläufe durch menschliche Aktivitäten verändert werden.

Ist Stickstoff gefährlich?

Molekularer Stickstoff (N₂) ist unter gewöhnlichen Bedingungen chemisch weitgehend reaktionsträge und nicht giftig. Dennoch kann er gefährlich sein, wenn er in geschlossenen oder schlecht belüfteten Räumen den Sauerstoff der Atemluft verdrängt. Ein Sauerstoffmangel kann ohne deutlich wahrnehmbare Warnzeichen zu Bewusstlosigkeit und zum Tod führen. Flüssiger Stickstoff verursacht bei unsachgemäßem Umgang außerdem schwere Kälteverletzungen. Auch der Druckanstieg beim Verdampfen in ungeeigneten geschlossenen Behältern stellt ein erhebliches Risiko dar. Andere Stickstoffverbindungen besitzen ganz unterschiedliche Gefährdungseigenschaften: Ammoniak wirkt reizend und kann giftig sein, Stickstoffdioxid schädigt die Atemwege, und konzentrierte Salpetersäure ist stark ätzend. Eine sachgerechte Gefährdungsbeurteilung muss deshalb immer die konkrete chemische Verbindung und die jeweiligen Einsatzbedingungen berücksichtigen.

Fünf faszinierende Fakten über Stickstoff

1. Fast vier Fünftel unserer Luft bestehen aus Stickstoff. Trotzdem kann der menschliche Körper den molekularen Luftstickstoff nicht direkt für den Aufbau von Proteinen nutzen.

2. Die Dreifachbindung im Stickstoffmolekül ist außergewöhnlich stabil. Sie erklärt, warum N₂ unter normalen Bedingungen vergleichsweise reaktionsträge ist.

3. Bestimmte Bakterien können Luftstickstoff chemisch binden. Diese biologische Stickstofffixierung macht atmosphärischen Stickstoff für Ökosysteme nutzbar.

4. Das Haber-Bosch-Verfahren veränderte die Landwirtschaft grundlegend. Es ermöglicht die großtechnische Herstellung von Ammoniak und damit vieler mineralischer Düngemittel.

5. Flüssiger Stickstoff siedet bereits bei ungefähr −196 °C. Deshalb wird er als Kühlmittel in Laboren, Industrie und Medizin verwendet.

Stickstoff im Online-Periodensystem von blume

Stickstoff besitzt die Ordnungszahl 7 und steht in der zweiten Periode sowie in der 15. Gruppe des Periodensystems. Seine fünf Außenelektronen bestimmen die chemischen Bindungsmöglichkeiten des Elements. Besonders interessant ist der Vergleich mit den benachbarten Elementen Kohlenstoff und Sauerstoff: Während Kohlenstoff häufig vier kovalente Bindungen ausbildet und damit die Grundlage der organischen Chemie schafft, bildet molekularer Stickstoff eine besonders stabile Dreifachbindung. Sauerstoff wiederum besitzt sechs Außenelektronen und zeigt andere typische Bindungsverhältnisse. Im Online-Periodensystem von blume lassen sich Stickstoff und die weiteren chemischen Elemente anhand ihrer Stellung, ihres Atomaufbaus und ihrer Eigenschaften vergleichen.

Wissenschaftliche Quellen und Literatur

Buchquellen

• Gray, Theodore (2013): Die Elemente. Bausteine unserer Welt. Köln: Komet Verlag. ISBN 978-3-86941-000-5.

• Quadbeck-Seeger, Hans-Jürgen (2006): Die Welt der Elemente – Die Elemente der Welt. 1. Auflage. Weinheim: Wiley-VCH. ISBN 978-3-527-31789-9.

Ergänzende wissenschaftliche Referenzquellen

• Commission on Isotopic Abundances and Atomic Weights (CIAAW): Standard Atomic Weights.

• National Institute of Standards and Technology (NIST): Atomic Spectra Database.

• Royal Society of Chemistry: Nitrogen – Element information.

• PubChem, National Center for Biotechnology Information: Nitrogen – Elementdaten.

• Encyclopaedia Britannica: Nitrogen – Chemical element.

• United States Environmental Protection Agency (EPA): Nutrient Pollution.

• Nobel Prize: Fritz Haber – Nobelpreis für Chemie 1918.

• Nobel Prize: Carl Bosch – Nobelpreis für Chemie 1931.