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Eigenschaften
Allgemein
Name, Symbol, Ordnungszahl Stickstoff, N, 7
Serie Nichtmetall
Gruppe, Periode, Block 15, 2, p
Aussehen Farbloses Gas
CAS-Nummer 7727-37-9
ATC-Code

Vorlage:ATC

Massenanteil an der Erdhülle 0,03 %
Atomar
Atommasse 14,0067 u
Atomradius (berechnet) 65 (56) pm
Kovalenter Radius 75 pm
Van-der-Waals-Radius 155 pm
Elektronenkonfiguration [He]2s22p3
Elektronen pro Energieniveau 2, 5
1. Ionisierungsenergie 1402 kJ/mol
2. Ionisierungsenergie 2856 kJ/mol
3. Ionisierungsenergie 4578 kJ/mol
4. Ionisierungsenergie 7475 kJ/mol
5. Ionisierungsenergie 9445 kJ/mol
Physikalisch
Aggregatzustand gasförmig
Modifikationen 1
Kristallstruktur hexagonal
Dichte 1,2506 kg · m−3
Mohshärte keine (Gas)
Magnetismus diamagnetisch
Schmelzpunkt 63,14 K (−210,01 °C)
Siedepunkt 77,35 K (−195,80 °C)
Molares Volumen 22,42 · 10−3 m3/mol
Verdampfungswärme 5,5856 kJ/mol
Schmelzwärme 0,7208 kJ/mol
Schallgeschwindigkeit 334 m/s bei 298,15 K
Spezifische Wärmekapazität 1040 J/(kg · K) bei 298 K
Elektrische Leitfähigkeit 0 S/m
Wärmeleitfähigkeit 0,02598 W/(m · K)
Chemisch
Oxidationszustände −3, −2, −1, 1, 2, 3, 4, 5
Oxide (Basizität) N2O, NO, N2O3, NO2, N2O5 (stark sauer)
Normalpotential
Elektronegativität 3,04 (Pauling-Skala)
Isotope
Isotop NH t1/2 ZM ZE MeV ZP

<tr> <td nowrap>13N</td> <td nowrap> {syn.} </td> <td> 9,965 min </td> <td>ε</td> <td>2,220</td> <td>13C</td> </tr> <tr> <td nowrap>14N</td> <td nowrap> 99,634 % </td> <td colspan="4"> Stabil</td> </tr> <tr> <td nowrap>15N</td> <td nowrap> 0,366 % </td> <td colspan="4"> Stabil</td> </tr> <tr> <td nowrap>16N</td> <td nowrap> {syn.} </td> <td> 7,13 s </td> <td>β</td> <td>10,419</td> <td>16O</td> </tr>

NMR-Eigenschaften
  Spin γ in
rad·T−1·s−1
E fL bei
B = 4,7 T
in MHz
14N 1 1,934 1,01 ·10 −3 7,224 (2,348 T)
15N 1/2 −2,712 3,85 · 10 −6 10,133 (2,348 T)
Sicherheitshinweise
Gefahrstoffkennzeichnung [1]
keine Gefahrensymbole
R- und S-Sätze R: keine R-Sätze
S: keine S-Sätze
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet.
Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

Der Name Stickstoff (lat. Nitrogenium) bezeichnet das chemische Element aus dem Periodensystem der Elemente mit dem Symbol N und der Ordnungszahl 7. Atomar kommt Stickstoff in der Natur kaum vor, da es sich sofort durch eine stark exotherme Reaktion zu molekularem Stickstoff N2 verbindet. Elementar tritt Stickstoff nur in Form eines kovalenten Homodimers, einer chemischen Verbindung aus zwei Stickstoff-Atomen, auf (→ molekularer Stickstoff, auch Distickstoff (vgl. Disauerstoff), Summenformel N2).

Datei:Nitrogen Lewis.svg

Molekularer Stickstoff ist mit 78 % der Hauptbestandteil der Luft. Er ist für die Lebewesen ein essentielles Element, das durch Stickstofffixierung auf natürlichem Wege organisch gebunden wird. Dies geschieht bsp. enzymatisch an einem Eisen-Schwefel-Cluster, welcher ein Kofaktor des Enzyms Nitrogenase ist. In organischer Form ist er als Baustein der Proteine ein wichtiges Hauptelement aller Organismen. Stickstoff ist ein zentrales Element im Stickstoffkreislauf der Ökosysteme und wird von den Lebewesen in einem energieintensiven Prozess organisch gebunden und verfügbar gemacht. Er kommt in Mineralien sehr selten vor. Auf der Erdoberfläche und in der Luft ist er fast ausschließlich abiotisch in der Anfangszeit der Erde entstanden und wurde später von den Lebewesen gebunden.

Das Elementsymbol N leitet sich von der lateinischen Bezeichnung nitrogenium (von altgriech. νιτρον „Laugensalz“ und altgriech. γενος „Herkunft“) ab. Die deutsche Bezeichnung Stickstoff erinnert daran, dass molekularer Stickstoff Flammen löscht („erstickt“) oder dass ein Lebewesen (z. B. ein Mensch) in reinem Stickstoff erstickt.

Geschichte Bearbeiten

Chemische Verbindungen des Stickstoffs, wie Nitrate und Ammoniumsalze, wurden schon von Alchemisten verwendet. Carl Wilhelm Scheele wies 1771 Stickstoff als Bestandteil der Luft nach. Erstmals im Jahr 1774 wurde Ammoniak von Joseph Priestley dargestellt. Durch die Einführung des Frank-Caro-Verfahrens (Kalkstickstofferzeugung nach Adolph Frank und Nikodem Caro) wurde der Luftstickstoff erstmals Anfang des 20. Jahrhunderts nutzbar gemacht. Ebenfalls Anfang des 20. Jahrhunderts wurden weitere wichtige Verfahren großtechnisch verfügbar. Zu diesen Verfahren zählen unter anderem die Gewinnung von Salpetersäure (Birkeland-Eyde-Verfahren, nach Kristian Birkeland und Sam Eyde), die katalytische Ammoniakverbrennung nach Wilhelm Ostwald sowie die Ammoniaksynthese nach Fritz Haber und Carl Bosch.

Natürliches Vorkommen und Kreislauf des Stickstoffs Bearbeiten

Schon im 19. Jahrhundert erkannte man, dass ein großer Teil der pflanzlichen Materie Stickstoff enthält und ein wichtiges Bauelement aller Lebewesen ist. Er ist das wesentliche Element der Proteine und Proteide (Eiweißstoffe) und der DNA. Stickstoff ist daher auch Baustein aller Enzyme, die den pflanzlichen, tierischen und menschlichen Stoffwechsel steuern. Stickstoff ist für jedes Leben unentbehrlich.

Stickstoff in der Luft Bearbeiten

Die Lufthülle der Erde besteht zu 78,09 vol% (75,53 % Gewichtsanteil) aus molekularem Stickstoff. Lediglich eine kleine Anzahl von Mikroorganismen kann ihn nutzen, in ihre Körpersubstanz einbauen oder auch an Pflanzen abgeben. Pflanzen können, soweit bekannt, den gasförmigen Stickstoff der Luft nicht unmittelbar nutzen. Die Überführung in eine Form, die von den Pflanzen verwertbar ist, geschieht durch

  • Knöllchenbakterien: Diese sehr kleinen Lebewesen dringen in die Wurzeln der sogenannten Leguminosen ein. Sie ernähren sich von den Assimilaten der Pflanze. Im Tausch dafür liefern sie der Wirtspflanze Stickstoff, den sie selbst direkt aus der Luft aufnehmen. Diese Lebensgemeinschaft ist eine Symbiose. Sie ermöglicht den Leguminosen die Besiedelung auch schlechter Standorte, weshalb der Mensch diese Pflanzen insbesondere im ökologischen Landbau zur Anreicherung des Bodens mit Stickstoff nutzt. Hier stellen Leguminosen die Hauptstickstoffquelle dar.
  • Freilebende Mikroorganismen: Die nichtsymbiotische Stickstoffbindung beruht auf der Fähigkeit einiger freilebender Mikroorganismen (z. B. Azotobacter und Cyanobakterien), Luftstickstoff zum Aufbau von körpereigenem Eiweiß zu verwenden. Bei ackerbaulicher Nutzung wird die Größenordnung der Bindung von atmosphärischem Stickstoff durch freilebende Mikroorganismen mit 5–15 kg/ha und Jahr angenommen.
  • Elektrische Entladung bei Gewittern: In niederschlagsreichen Gebieten können jährlich 20–25 kg N/ha und Jahr durch Regenfälle dem Boden zugeführt werden. Das geschieht dadurch, dass die Kraft der elektrischen Entladung Sauerstoff und Stickstoff in der Luft zu Stickstoffoxiden verbindet, die mit dem Regenwasser letztendlich zu Salpetersäure reagieren und diese Salpetersäure im Boden zu Nitraten wird.
  • Ammoniak-Synthese: Die Chemiker Haber und Bosch haben zu Anfang des 20. Jahrhunderts ein Verfahren entwickelt, mit dem aus Luftstickstoff und Wasserstoff Ammoniak hergestellt werden kann. Die durch das Haber-Bosch-Verfahren möglich gewordene Nutzung des unerschöpflichen N-Vorrates der Atmosphäre hat in den zurückliegenden Jahrzehnten wesentlich zur Leistungssteigerung der landwirtschaftlichen Produktion beigetragen. Die Ernährungssicherung der Weltbevölkerung konnte damit wesentlich verbessert werden. Die Pflanze baut aus dem aufgenommenem Stickstoff pflanzliches Eiweiß auf, das Mensch und Tier als Nahrung und zum Aufbau des eigenen Körpereiweißes dient. Im menschlichen und tierischen Organismus wird das Eiweiß zum großen Teil wieder abgebaut und mit dem Kot und Harn ausgeschieden.
  • Autoabgase: Durch die Verbrennung fossiler Energieträger (Benzin, Diesel) werden durch den Autoverkehr Stickstoffverbindungen freigesetzt. Bei dem Verbrennungsvorgang entstehen Stickoxide (NOx, vor allem Stickstoffdioxid NO2, aber auch Stickstoffmonoxid NO und andere NOx-Verbindungen). In der Vergangenheit wurden diese direkt in die Umgebung entlassen; heutzutage besitzen die meisten Autos Katalysatoren, welche diese Verbindungen reduzieren: NOx wird im Katalysator zu Ammoniak reduziert, dieses wird im Beisein von Wasser in Ammonium umgewandelt (Ammoniak/Ammonium-Gleichgewicht in angesäuerter Lösung: NH3 + H3O+ ⇔ NH4+ + H2O). Sowohl die oxidierten, als auch die reduzierten Stickstoffverbindungen werden über die Luft verfrachtet und tragen zu einem beträchtlichen Teil zur Eutrophierung benachbarter Ökosysteme bei.

Stickstoff im Boden Bearbeiten

In der Ackerkrume (A-Horizont) liegen meist mehr als 95 % des Gesamt-N als organisch gebundener Stickstoff in lebender Wurzelmasse, abgestorbener Pflanzenmasse, Humusstoffen und Bodenlebewesen vor. Der Rest von weniger als 5 % ist anorganischer Stickstoff in Form von Ammonium-N oder Nitrat-N und in sehr geringer Menge in Form von Nitrit-N. Dieser mineralische Stickstoffgehalt wird im Frühjahr vor der Düngung mit der Nmin-Methode bestimmt. Der Gesamtstickstoffgehalt der Böden ist stark abhängig von deren Kohlenstoffgehalt. Er wird durch Klima und Vegetation, Bodenart, Geländegestalt und Maßnahmen des Landwirts, wie Bodenbearbeitung, beeinflusst.

Stickstoff in Pflanzen Bearbeiten

Aufgaben in der Pflanze Bearbeiten

Stickstoff wird in die Photosyntheseprodukte eingebaut, um unter anderem Eiweiße herzustellen, und fördert so das Wachstum. Je nach Art liegt der Anteil der Trockensubstanz bei 2–6 %, oder bei durchschnittlich 1,5 %[2]. Die Aufnahme des Stickstoffs erfolgt meist in Form von Ammonium</b>- oder Nitrat-Salzen.

Mangelsymptome Bearbeiten

  • kümmerlicher Wuchs
  • blassgrüne Farbe der Blätter. Ältere werden chlorotisch und fallen vorzeitig ab.
  • zu frühes Blühen (Notblüte)
  • Vergilbungen

Überschusssymptome Bearbeiten

  • Mastiger Wuchs
  • Blätter dunkelgrün
  • Blüte verzögert
  • Pflanze frost- und krankheitsanfällig
  • Blattgewebe wirkt schwammig und weich

Gewinnung und Darstellung Bearbeiten

Primär wird Stickstoff heute durch die fraktionierte Destillation verflüssigter Luft in Luftzerlegungsanlagen mit einer Reinheit von bis zu 99,99999% gewonnen. Stickstoff mit Verunreinigungen unter 1 ppb erfordert zusätzliche Reinigungsschritte. Oft ist er aber nur mit niedrigerer Reinheit vorhanden und mit Sauerstoff, Edelgasen und Wasser verunreinigt. Für das Entfernen des verbliebenen Sauerstoffs gibt es eine biologische Methode unter Verwendung von Reis-Keimlingen.

Eine andere Möglichkeit ist das Binden des Luftsauerstoffs unter Erhitzen an Kohle und das anschließende Auswaschen des entstandenen Kohlendioxids. Der Luftsauerstoff kann auch durch das Überleiten der Luft über glühendes Kupfer oder durch eine alkalische Pyrogallol- bzw. Natriumdithionit-Lösung entfernt werden.

Im Labor kann reiner Stickstoff durch Erhitzen einer wässrigen Ammoniumnitrit-Lösung oder einer Lösung des Gemisches Ammoniumchlorid/Natriumnitrit auf etwa 70 °C dargestellt werden:

\mathrm{NH_4NO_2\ }\mathrm{\stackrel{\Delta T}{\longrightarrow} \ 2 \ H_2O + N_2}

Alternativ ist eine Thermolyse von Natriumazid möglich, die zur Herstellung von spektroskopisch reinem Stickstoff verwendet wird.[3]

\mathrm{2 \ NaN_3\  }\mathrm{\stackrel{\Delta T}{\longrightarrow} \ 2 \ Na + 3 \ N_2}

Eigenschaften Bearbeiten

Molekularer Stickstoff Bearbeiten

Molekularer Stickstoff ist ein farb-, geruch- und geschmackloses Gas, welches bei tiefen Temperaturen (−196 °C) zu einer farblosen Flüssigkeit kondensiert. Stickstoff ist in Wasser wenig löslich (23,2 ml Stickstoff in 1 l Wasser bei 0 °C) und nicht brennbar.

In einer Gasentladungs-Spektralröhre werden bei einem Unterdruck von ca. 5-10 mBar die Molekülorbitale des Stickstoffs beim Betrieb mit 1,8 kV Hochspannung, 18 mA Stromstärke und einer Frequenz von 35 kHz zum Leuchten angeregt. Bei der Rekombination der ionisierten Gasmoleküle wird hierbei das charakteristische Farbspektrum abgestrahlt.[4]

Kritische Daten: Temperatur - 147,1 °C (126,1 K), Druck 33,83 bar, Dichte 0,311 g/cm3 [5]. Stickstoff geht in seinen Verbindungen vorzugsweise kovalente Bindungen ein. In der 2s2p3 Elektronenkonfiguration führt die Bildung von drei Kovalenzen zur Oktett-Komplettierung. Verbindungen, in denen dieser Bindungstypus vorkommt, sind beispielsweise:

Diesen Verbindungen ist allen eine trigonale pyramidale Struktur und ein freies Elektronenpaar zu eigen. Über dieses freie Elektronenpaar können diese Verbindungen als Nukleophile und als Basen agieren.

Der in der Natur vorkommende molekulare Distickstoff N2 ist durch die im Stickstoffmolekül vorhandene stabile Dreifachbindung und die damit verbundene hohe Bindungsdissoziationsenergie von 942 kJ/mol sehr reaktionsträge. Deswegen braucht es in der Regel einen hohen Energieaufwand, um diese Verbindung zu trennen und Stickstoff an andere Elemente zu binden. Hoch ist auch die erforderliche Aktivierungsenergie, die gegebenenfalls durch geeignete Katalysatoren verringert werden kann.

Polymerer Stickstoff Bearbeiten

In einer Veröffentlichung im August 2004 gaben Forscher vom Max-Planck-Institut für Chemie in Mainz bekannt, dass sie unter Drücken von über 110 GPa bei einer Temperatur von über 2000 K eine neue kristalline Form, sogenannten Polymeren Stickstoff mit Einfachbindungen erzeugt haben. Diese Modifikation besitzt eine einzigartige kubische Struktur, die sogenannte „cubic gauche“-Struktur. Durch die hohe Instabilität sind die Einsatzmöglichkeiten begrenzt, man könnte sich polymeren Stickstoff aber zum Beispiel als Sprengstoff oder Energiespeicher vorstellen. Polystickstoff wäre dann mit Abstand der stärkste, nicht nukleare Sprengstoff.[6]

Isotope Bearbeiten

Neben den beiden natürlichen Isotopen 14N und 15N gibt es künstliche Isotope mit Massenzahlen von 12 bis 19. Deren Halbwertszeit beträgt zwischen 9,97 Minuten und 11 Millisekunden.

Das 15N-Isotop wurde von Naude (1929) entdeckt und schon wenige Jahre später von Norman und Werkman (1943) in ersten Feldversuchen eingesetzt. Auch heute noch wird das Isotop in ähnlicher Weise für biochemische Untersuchungen des Stickstoffwechsels im Ackerboden oder in Pflanzen, aber auch bei der Umsetzung von Proteinen als Indikator eingesetzt. Die natürliche Konzentration von 15N in der Atmosphäre beträgt 0,3663 %.

Anreichern kann man 15N wie andere Isotope gasförmiger Stoffe zum Beispiel durch Thermodiffusionstrennung.

Verwendung Bearbeiten

Stickstoffverbindungen Bearbeiten

Stickstoff wird zur Synthese von Ammoniak (Haber-Bosch-Verfahren) und Kalkstickstoff und bei chemischen Reaktionen verwendet. Darüber hinaus finden Stickstoffverbindungen mannigfaltige Anwendungen im Bereich der organischen Chemie und dienen als Düngemittel.

Viele Sprengstoffe sind Stickstoffverbindungen. Es handelt sich meistens um Nitro-Verbindungen. Bei ausreichend Nitro-Gruppen im Molekül können die Sauerstoffatome der Nitro-Verbindung bei ausreichender Anregung mit den Kohlenstoff- oder Wasserstoffatomen im selben Molekül exotherm reagieren und somit wird aus dem Feststoff oder der Flüssigkeit (z. B. Nitroglycerin) plötzlich ein Gas hoher Temperatur, das sich mit großer Gewalt ausdehnt. Sprengstoffe befinden sich also in einem metastabilen Zustand. Bei wenigen Nitro-Gruppen erfolgt lediglich eine schnelle und unvollständige Verbrennung (z. B. Zelluloid (Tischtennisball)).

Stickstoffgas Bearbeiten

Stickstoff wird zur Füllung von Flugzeugreifen großer Flugzeuge verwendet. Der reine Stickstoff verhindert, dass Flugzeugreifen durch die große Hitzeentwicklung beim Aufsetzen während der Landung, oder beim Startlauf, von innen in Brand geraten können. Siehe: Flugzeugreifen.

Stickstoff dient auch als Schutzgas, u. a. beim Schweißen und als Lampen-Füllgas. Die inerten Eigenschaften des Stickstoffs sind hier von Bedeutung.

Stickstoff findet in Getränkezapfanlagen Verwendung, wenn auf Grund von baulichen Umständen (langer Leitungsweg, großer Höhenunterschied) ein hoher Zapfdruck notwendig wird. Stickstoff wird hier zusammen mit Kohlenstoffdioxid als Mischgas verwendet. Da sich Stickstoff nicht im Getränk löst, kann auch bei höheren Drücken ohne zu viel Schaumbildung bzw. Aufcarbonisierung gezapft werden.

Die umstrittene Füllung von Autoreifen mit Stickstoff wird im Artikel Reifengas thematisiert.

Flüssigstickstoff Bearbeiten

Liquid nitrogen dsc04496

Siedender Stickstoff in einem Metallbecher (−196 °C)

Aufgrund des niedrigen Siedepunkts wird flüssiger Stickstoff (engl. „Liquid Nitrogen“, LN) als Kältemedium in der Kryotechnik eingesetzt. Der Stickstoff entzieht dabei dem Kühlgut seine Verdampfungswärme und hält dieses solange kalt, bis er verdampft ist.

Gegenüber flüssigem Sauerstoff, der bei −183 °C (90 K) siedet, ist der Siedepunkt von LN um weitere 13 K niedriger, er siedet bei -196 °C (77 K) und bringt Luftsauerstoff und andere Gase zur Kondensation, die auf diese Weise getrennt werden können.

Flüssiger Stickstoff (Dichte 807 g/l) wird unter anderem dazu verwendet, bei Hochtemperatursupraleitern den supraleitenden Zustand zu erzeugen.
Er wird auch zur Lagerung biologischer und medizinischer Proben, Eizellen und Sperma, sowie zum Schockfrieren von biologischem Material verwendet.
Ein Beispiel ist auch die Kühlung von Infrarot-Fotoempfängern, um deren thermisches Rauschen zu verringern oder überhaupt erst einen halbleitenden Zustand in ihnen herbeizuführen.

Im Tiefbau dient er der Bodenvereisung.

Im Bereich der Werkstofftechnik benutzt man Flüssigstickstoff um Restaustenit in bestimmten gehärteten Stählen zu beseitigen oder die Werkstoffe durch „Tiefkühlen“ künstlich zu altern. LIN wird auch eingesetzt um z. B. Getriebewellen soweit zu schrumpfen, dass aufgesetzte Zahnräder durch Presspassung auf der Welle halten.

Beim Recycling von Kabeln wird der Isolierstoff durch Kühlen mit flüssigem Stickstoff spröde und kann vom Metall (Aluminium bzw. Kupfer) abgeschlagen werden.

Ein weiteres Einsatzgebiet für flüssigen Stickstoff ist die Kryochirurgie, in der z. B. Warzen „vereist“ werden. In diesem Fall wird flüssiger Stickstoff direkt auf die zu behandelnde Hautpartie aufgesprüht.

In Deutschland noch weitestgehend experimentell ist die „Stickstoff-Bestattung“ (grüne Bestattung). Als Alternative zur krematorischen Bestattung (Leichenverbrennung) wird die Leiche bei -18 °C schockgefroren und dann in ein Bad aus flüssigem Stickstoff von -196 °C gegeben. Der so erstarrte Körper wird daraufhin brüchig wie Glas. Durch Schallwellen und Erschütterung zerfällt er zu einer pulverigen Substanz. In einer Vakuumkammer wird dieser das Wasser entzogen, anschließend werden Metallteile – beispielsweise Zahnfüllungen – entfernt. Dies hat folgende Vorteile: Die sterblichen Überreste könnten nun in einem kleinen, biologisch abbaubaren Sarg-Gefäß beigesetzt werden. Zur Bestattung reicht ein flaches Grab von etwa 30 cm Tiefe, wo Sauerstoff und Bakterien den Zersetzungsprozess einleiten. Die Verrottung ist schon innerhalb eines halben Jahres abgeschlossen. Zum Vergleich: eine herkömmliche Holzsargbestattung geschieht in etwa 2 m Tiefe, der Zersetzungsprozess dauert mehrere Jahre.
An einem Pilotprojekt bezüglich dieser neuen Bestattungsart arbeitet die schwedische Biologin Susanne Wiigh-Mäsak.[7]

Stickstoff-Verbraucher bekommen Stickstoff oft statt in Druckgasflaschen als Flüssigstickstoff in Thermosbehältern ähnlich einer Thermosflasche bereitgestellt. Diese Behälter bezeichnet man als Dewargefäß. Der Stickstoff wird dazu flüssig aus ebenfalls doppelwandigen Tankfahrzeugen abgefüllt.

Nachweis Bearbeiten

Stickstoff, der in organisch gebundener Form vorliegt, kann qualitativ mittels Lassaignescher Probe und quantitativ mittels der Kjeldahlschen Stickstoffbestimmung, über ein Azotometer oder die Elementaranalyse erfasst werden. Für anorganisch gebundenen Stickstoff werden als Nachweisreaktion die Kreuzprobe für Ammoniumionen oder die Ringprobe für Nitrationen durchgeführt. Zur Durchführung der Ringprobe wird die Probelösung (schwefelsauer, schwermetallfrei) mit frischer Eisen(II)-sulfat-Lösung versetzt und mit konzentrierter Schwefelsäure unterschichtet. An der Grenzfläche zwischen beiden Flüssigkeiten werden die Nitrationen zu Stickstoffmonoxid (NO) reduziert. Dieses Radikal bildet in wässriger Lösung mit weiteren Eisenionen einen braunen Komplex, der als „Ring“ an der Phasengrenze im Reagenzglas sichtbar wird:

1. Schritt:

\mathrm{3 \ Fe^{2+} + NO_3^- + 4 \ H^+ \longrightarrow 3 \ Fe^{3+} + NO + 2 \ H_2O}
Redoxreaktion

und

2. Schritt:

\mathrm{Fe^{2+} + NO + 5 \ H_2O \longrightarrow [Fe(H_2O)_5NO]^{2+}}
Komplexbildungsreaktion

Verbindungen Bearbeiten

Verbindungen, in denen Stickstoff vorkommt:

Einzelnachweise Bearbeiten

  1. Eintrag zu Stickstoff in der GESTIS-Stoffdatenbank des BGIA, abgerufen am 27.4.2008 (JavaScript erforderlich)
  2. Lincoln Taiz, Eduardo Zeiger: Physiologie der Pflanzen. Spektrum, Akad. Verlag, Heidelberg/Berlin 2000, ISBN 3827405378
  3. G. Brauer (Hrsg.), Handbook of Preparative Inorganic Chemistry 2nd ed., vol. 1, Academic Press 1963, S. 457-60.
  4. Stickstoff Spektralröhre
  5. Römpps Chemielexikon achte Auflage 1988
  6. Pressemitteilung der Max-Planck-Gesellschaft vom 3. August 2004
  7. ORF.at: ‚Grüne Bestattung‘ in Schweden

Literatur Bearbeiten

  • Markus Bernhardt-Römermann, Jörg Ewald: Einst zu wenig, heute zuviel: Stickstoff in Waldlebensgemeinschaften. Gefahrstoffe – Reinhaltung der Luft 66(6), S. 261–266 (2006), ISSN 0949-8036.
  • Harry H. Binder: Lexikon der chemischen Elemente - das Periodensystem in Fakten, Zahlen und Daten. Hirzel, Stuttgart 1999, ISBN 3-7776-0736-3

Weblinks Bearbeiten

Commons-logo Commons: Stickstoff – Bilder, Videos und Audiodateien
Wiktfavicon en Wiktionary: Stickstoff – Bedeutungserklärungen, Wortherkunft, Synonyme, Übersetzungen und Grammatik

af:Stikstof an:Nitrochén ar:نيتروجين ast:Nitróxenu az:Azot bat-smg:Azuots be:Азот bg:Азот bn:নাইট্রোজেন bs:Dušik ca:Nitrogen co:Azotu cs:Dusík cv:Азот cy:Nitrogen da:Kvælstof el:Άζωτοeo:Azotoet:Lämmastik eu:Nitrogeno fa:نیتروژن fi:Typpifur:Azôt ga:Nítrigin gl:Nitróxeno gu:નાઇટ્રોજન gv:Neetragien haw:Naikokene he:חנקן hi:नाइट्रोजन hr:Dušik hsb:Dusyk ht:Azòt hu:Nitrogén hy:Ազոտ ia:Nitrogeno id:Nitrogen io:Nitro is:Nitur it:Azotojbo:trano jv:Nitrogen ka:აზოტი kk:Азот kn:ಸಾರಜನಕksh:Stickstoff ku:Nîtrojen la:Nitrogenium lb:Stéckstoff li:Stikstof ln:Azoti lt:Azotas lv:Slāpeklis mi:Hauota mk:Азот ml:നൈട്രജന്‍ mn:Азот mr:नायट्रोजन mt:Ażotu nah:Ehēcatehuiltic nds:Stickstoff nl:Stikstof (element) nn:Nitrogen no:Nitrogen nov:Nitrogene oc:Azòt pa:ਨਾਈਟ੍ਰੋਜਨ pam:Nitrogen pl:Azot pt:Nitrogénio qu:Qullpachaq ro:Azotscn:Azzotu sh:Dušik simple:Nitrogen sk:Dusík sl:Dušik sq:Azoti sr:Азот sv:Kväve sw:Nitrojeni ta:நைட்ரசன் te:నత్రజని tg:Азот th:ไนโตรเจน tr:Azot uk:Азот uz:Azot vi:Nitơ yi:אזאטzh-min-nan:N (goân-sò͘)

zh-yue:氮

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