Stickstoff

Stickstoff – Definition

In diesem Text geht es um das chemische Element Stickstoff, das mit dem Elementsymbol $N$ abgekürzt wird.

Ob als Dünger oder Sprengstoff: Die Stickstoff-Chemie ist sehr vielfältig! Für das chemische Element Stickstoff steht das Symbol $\ce{N}$. Der Buchstabe leitet sich vom latinisierten Begriff nitrogenium ab, der aus zwei altgriechischen Wörtern zusammengesetzt ist:

• nítron, was so viel wie Laugensalz bedeutet (gemeint ist Salpeter), und
• gennan, was mit erzeugen übersetzt werden kann.

Demnach ist nitrogenium frei übersetzt das Salpeter bildende Element. Das stimmt auch, denn bei Salpetersalzen steckt Stickstoff im Säurerest $\ce{NO^{3-}}$, dem Nitrat-Ion. Die Wortsilbe -nitro wirst du auch in einigen Stickstoffverbindungen wiederentdecken. Das englische nitrogen (für Stickstoff) leitet sich ebenfalls davon ab.
Der deutsch Begriff Stickstoff bezieht sich hingegen auf eine wichtige Eigenschaft des Stickstoffgases: Im Gegensatz zu Sauerstoff, dem zweitgrößten Hauptbestandteil der Luft, können Menschen und Tiere Stickstoff zwar einatmen, aber nicht verwerten. In einer reinen Stickstoffatmosphäre würden wir also ersticken. Ebenso wird beispielsweise eine Kerzenflamme in Stickstoffatmosphäre erstickt. Denn zweiatomiger Stickstoff $\left( \ce{N2} \right)$ ist chemisch gesehen ziemlich reaktionsträge.
Stickstoffverbindungen wie Salpeter, die unter bestimmten Bedingungen gebildet werden können, sind allerdings von sehr großer Bedeutung für uns. Du kannst sie in vielen Bereichen antreffen.

Stickstoff – Steckbrief

Fassen wir zunächst einige wichtige Eigenschaften des Stickstoffs in einem Steckbrief zusammen:

Von besonderer Bedeutung für viele technischen Anwendungen ist flüssiger Stickstoff, also Stickstoff bei einer Temperatur von unter ${-}196\,^\circ\text{C}$. Dieser wird oft als Kühlmittel verwendet.

Stickstoff – Eigenschaften

Elementarer Stickstoff liegt als Reinstoff normalerweise als zweiatomiges Stickstoffmolekül $\left( \ce{N2} \right)$ mit der Strukturformel |$N \equiv N$| vor. Es besteht also eine Dreifachbindung zwischen den Stickstoffatomen. Die zur Spaltung des Moleküls in zwei einzelne Stickstoffatome notwendige Energie beträgt $942\,\frac{\text{kJ}}{\text{mol}}$. Das ist ein relativ hoher Wert und macht deutlich, wie reaktionsträge der zweiatomige Stickstoff ist. Deshalb ist Stickstoff in der Luft auch nicht brennbar, obwohl die Bildung von Stickoxiden wie $\text{NO}$ oder $\text{NO}_2$ unter bestimmten Bedingungen durchaus möglich ist – beispielsweise bei einem Blitzschlag.

Flüssiger Stickstoff entsteht bei einer Temperatur von unter ${-}196\,^\circ\text{C}$. Er dient als Kältemittel in vielen technischen Anwendungen. Für den Bedarf im Labor wird flüssiger Stickstoff in Dewargefäßen verwahrt. Das sind spezielle Thermoskannen, in denen der Stickstoff lange kalt (und damit flüssig) bleibt.

Sowohl gasförmiger als auch flüssiger Stickstoff sind zweiatomig $\left( \ce{N2} \right)$, farb- und geruchlos.

Die wichtigsten Eigenschaften von elementarem Stickstoff sind also:

• zweiatomige Moleküle, Distickstoff $\left( \ce{N2} \right)$
• Dreifachbindung: |$N \equiv N$|
• farb-, geruch- und geschmackloses Gas unter Normalbedingungen bzw. Flüssigkeit bei ${-}196\,^\circ\text{C}$
• reaktionsträge, nicht brennbar
• gering wasserlöslich

In Stickstoffverbindungen tauchen neben der Wortsilbe nitro auch die Wortteile azo und amino in verschiedenen Variationen auf, die auf Bindungen mit Stickstoff bzw. mit Stickstoff- und Wasserstoffatomen hinweisen. Neben Ammoniak $\left( \ce{NH3} \right)$, Salpetersäure $\left( \ce{HNO3} \right)$ und den anorganischen stickstoffhaltigen Salzen (Nitrate, Nitrite und Nitride) sind Stickstoffverbindungen auch in der organischen Chemie von großer Bedeutung (Amine, Amide, Azide und weitere), wie wir noch sehen werden.

Stickstoff – Periodensystem

Stickstoff steht mit der Ordnungszahl $7$ im Periodensystem der Elemente in der V. Hauptgruppe und in der 2. Periode. Stickstoff ist ein typischer Vertreter der Nichtmetalle. Von seinen fünf Außenelektronen sind drei ungepaart. Stickstoff kann damit drei kovalente Bindungen eingehen.

Die Lewis‑Formel für ein einzelnes Stickstoffatom lässt sich so darstellen:

$\cdot$$\underline {\dot {N}}$$\cdot$

In chemischen Reaktionen mit anderen Elementen kann ein Stickstoffatom maximal fünf Elektronen abgeben oder drei aufnehmen. Die Oxidationszahl von Stickstoff variiert demnach von $\text{-III}$ (z. B. in Ammoniak, $\ce{NH3}$) bis $\text{+V}$ (z. B. im Nitrat‑Ion, $\ce{NO3^-}$).

Stickstoff – Formel und Reaktionen

Elementarer Stickstoff hat also die Summenformel $\ce{N2}$ und das Stickstoffmolekül die Strukturformel |$N \equiv N$|.
Sehen wir uns nun verschiedene Stickstoffverbindungen an, die durch chemische Reaktionen von Stickstoff mit anderen Stoffen entstehen.

Reaktion mit Sauerstoff

Unter Einwirkungen von Blitzen in der Luft (z. B. bei einem Gewitter), aber auch bei der Verbrennung von Benzin- oder Dieselkraftstoffen in Motoren reagiert Stickstoff mit Sauerstoff zu Stickstoffmonoxid $\left( \ce{NO} \right)$:

$\ce{N2 + O2 -> 2NO}$

Stickstoffmonoxid kann mit Ozon $\left( \ce{O3} \right)$ in der Luft weiter zu Stickstoffdioxid $\left( \ce{NO2} \right)$ reagieren, wobei durch eine Energiezufuhr über die UV-Strahlung der Sonne auch die Umkehrreaktion stattfindet und sich ein Gleichgewicht einstellt:

$\ce{NO + O3 \rightleftharpoons NO2 + O2}$

Daneben gibt es noch einige weitere Stickoxide wie Distickstofftrioxid $\left( \ce{N2O3} \right)$, Distickstofftetroxid $\left( \ce{N2O4} \right)$ und Distickstoffpentoxid $\left( \ce{N2O5} \right)$, sowie Distickstoffmonoxid $\left( \ce{N2O} \right)$, das sogenannte Lachgas.

Reaktion mit Wasserstoff

Der sehr wichtige chemische Grundstoff Ammoniak $\left( \ce{NH3} \right)$ kann unter bestimmten Bedingungen aus Stickstoff und Wasserstoff nach folgender Reaktionsgleichung synthetisiert werden, wobei es sich ebenfalls um eine Gleichgewichtsreaktion handelt:

$\ce{N2 + 3H2 \rightleftharpoons 2NH3}$

Bei der industriellen Ammoniaksynthese läuft diese Reaktion im Zuge des Haber‑Bosch‑Verfahrens unter sehr hohen Drücken und unter Einsatz von Katalysatoren ab. Unter diesen Bedingungen wird eine größere Ausbeute an Ammoniak erreicht.

Reaktion mit Metallen

Unter großer Hitzeeinwirkung kann Stickstoff auch direkt mit Metallen zu Metallnitriden reagieren. So entsteht z. B. Magnesiumnitrid $\left( \ce{Mg3N2} \right)$ bei ca. $600\,^\circ\text{C}$ nach folgender Reaktionsgleichung:

$\ce{N2 + 3Mg -> Mg3N2}$

Weitere technisch bedeutende Nitride sind Siliciumnitrid $\left( \ce{Si3N4} \right)$ und Titannitrid $\left( \ce{TiN} \right)$, sowie Aluminiumnitrid $\left( \ce{AlN} \right)$, Galliumnitrid $\left( \ce{GaN} \right)$ und Indiumnitrid $\left( \ce{InN} \right)$. Letztere werden in der Halbleitertechnologie eingesetzt.

Reaktion mit Carbiden

Zur Herstellung des wichtigen Grundstoffes und Düngemittels Calciumcyanamid $\left( \ce{CaCN2} \right)$, besser bekannt als Kalkstickstoff, lässt man Stickstoff mit Calciumcarbid $\left( \ce{CaC2} \right)$ reagieren, wobei außerdem elementarer Kohlenstoff $\left( \ce{C} \right)$ entsteht:

$\ce{N2 + CaC2 -> CaCN2 + C}$

Stickstoffverbindungen

Sehen wir uns nun noch einmal Ammoniak und einige weitere Stickstoffverbindungen im Detail an.

Ammoniak

Ammoniak $\left( \ce{NH3} \right)$ ist als chemischer Grundstoff die bedeutendste Stickstoffverbindung und wird in industriellem Maßstab über das Haber‑Bosch‑Verfahren hergestellt. Im Labor lässt sich Ammoniak durch die Hydrolyse von Metallnitriden herstellen.
Ammoniak ist ein stechend riechendes Gas, das in Wasser basisch reagiert:

$\ce{NH3 + H2O \rightleftharpoons NH4^{+} + OH^{-}}$

Mit Salzsäure bzw. Chlorwasserstoff $\left( \ce{HCl} \right)$ entsteht in einer Neutralisationsreaktion das Salz Ammoniumchlorid $\left( \ce{NH4Cl} \right)$:

$\ce{NH3 + HCl -> NH4Cl}$

Ammoniumchlorid, auch Salmiak genannt, ist ein wichtiges Ammoniumsalz, es verleiht beispielsweise Salmiak‑Pastillen ihren charakteristischen Eigengeschmack. Zudem ist es ein Ausgangsstoff für zahlreiche weitere chemische Produkte.

Salpetersäure

Salpetersäure $\left( \ce{HNO3} \right)$ ist eine starke anorganische Säure, die stark oxidierend wirkt und sogar Kupfer und Silber auflösen kann. Ihre Salze werden Nitrate genannt, z. B. Natriumnitrat $\left( \ce{NaNO3} \right)$ und Kaliumnitrat $\left( \ce{NaNO3} \right)$ – wobei diese beiden Nitrate auch unter den Trivialnamen Chilesalpeter oder Natronsalpeter bzw. Bengalsalpeter oder Kalisalpeter bekannt sind. Salpetersäure wird als chemischer Grundstoff industriell nach dem Ostwald‑Verfahren aus der katalytischen Oxidation von Ammoniak in drei Reaktionsschritten hergestellt:

1. Oxidation von Ammoniak $\left( \ce{NH3} \right)$ zu Stickstoffmonoxid $\left( \ce{NO} \right)$:
   $\ce{4NH3 + 5O2 -> 4NO + 6H2O}$
2. Oxidation von Stickstoffmonoxid $\left( \ce{NO} \right)$ zu Stickstoffdioxid $\left( \ce{NO2} \right)$:
   $\ce{4NO + 2O2 -> 4NO2}$
3. Oxidation von Stickstoffdioxid $\left( \ce{NO2} \right)$ zu Salpetersäure $\left( \ce{HNO3} \right)$:
   $\ce{4NO2 + 2H2O + O2 -> 4HNO3}$

Im Labor lässt sich Salpetersäure aus Natriumnitrat $\left( \ce{NaNO3} \right)$ und konzentrierter Schwefelsäure $\left( \ce{H2SO4} \right)$ wie folgt herstellen:

$\ce{NaNO3 + H2SO4 -> NaHSO4 + HNO3}$

Dabei entsteht außerdem Natriumhydrogensulfat $\left( \ce{NaHSO4} \right)$.

Salpetrige Säure

Salpetrige Säure $\left( \ce{HNO2} \right)$ ist eine schwache Säure und sollte nicht mit Salpetersäure verwechselt werden. Ihre Salze sind die Nitrite. Salpetrige Säure ist eine relativ unbeständige Verbindung. Meist reagiert sie gleich nach ihrer Herstellung weiter zu anderen Stoffen. Man spricht in diesem Zusammenhang von einer Herstellung und Nutzung in situ (lateinisch für am Ursprungsort bzw. an Ort und Stelle). Im Labor wird Salpetrige Säure durch eine Reaktion von Natriumnitrit $\left( \ce{NaNO2} \right)$ und Salzsäure $\left( \ce{HCl} \right)$ hergestellt:

$\ce{NaNO2 + HCl -> NaCl + HNO2}$

Dabei entsteht außerdem Natriumchlorid $\left( \ce{NaCl} \right)$, also Kochsalz. Salpetrige Säure wird bei der sogenannten Azokupplung zur Herstellung von Azofarbstoffen benötigt. Das Salz Natriumnitrit wird außerdem zusammen mit Kochsalz als Pökelsalz für Fleisch- und Wurstwaren verwendet.

Stickstoffverbindungen in der organischen Synthese

Die organische Synthese, also die Herstellung organischer Verbindungen, ist der größte Bereich der chemischen Industrie. In vielen organischen Verbindungen spielt Stickstoff eine wichtige Rolle, zum Beispiel in den Aminosäuren, aus denen Proteine aufgebaut sind, aber auch in organischen Farbstoffen oder Kunststoffen wie Nylon. Die Stickstoffverbindungen, welche die Grundbausteine dieser Stoffe darstellen, sind in der folgenden Übersicht dargestellt:

Beim Erhitzen organischer Stickstoffverbindungen kann das stechend riechende Ammoniak entweichen. Diese Reaktion kann auch als Stickstoff‑Nachweis dienen.

Vorkommen von Stickstoff

Stickstoffverbindungen wie Salmiak kannte man bereits in der Antike und Salpetersalze nutzten die Chinesen schon im 11. Jahrhundert zur Herstellung von Schwarzpulver. Schließlich entdeckte der deutsch‑schwedische Chemiker Carl Wilhelm Scheele im Jahr 1771 den elementaren Stickstoff als Bestandteil der Luft.

Die Erdatmosphäre besteht mit einem Anteil von $78{,}1\,\text{Vol.}\%$ (Volumenprozent) hauptsächlich aus elementarem, zweiatomigem Stickstoff $\left( \ce{N2} \right)$. In der Erdkruste kommt Stickstoff in Form von Salzen wie Kaliumnitrat $\left( \ce{KNO3} \right)$, auch Kalisalpeter genannt, vor.
In der Biochemie sind alle Proteine und auch die DNA Stickstoffverbindungen. Unser Leben ist also ohne Stickstoff gar nicht möglich!

Stickstoff in der Luft

Der Distickstoff $\left( \ce{N2} \right)$ in der Luft ist, wie bereits erwähnt, relativ reaktionsträge. Er kann beispielsweise von Pflanzen nicht verwertet werden, obwohl diese Stickstoff benötigen. Dennoch sind einige Punkte zum Stickstoff in der Luft zu nennen:

• Molekularer Stickstoff (Distickstoff) ist mit $78{,}1\,\text{Vol.}\%$ der Hauptbestandteil der Luft, also der Erdatmosphäre.
• Sogenannte Knöllchenbakterien und einige weitere Mikroorganismen können Distickstoff aus der Luft verwerten. Knöllchenbakterien gehen eine Symbiose mit Pflanzen ein: Sie erhalten Nährstoffe der Pflanze und liefern im Gegenzug Stickstoff in einer Form, in der ihn auch die Pflanze verwerten kann.
• Durch Blitzschlag können sich Stickoxide wie Stickstoffmonoxid $\left( \ce{NO} \right)$ und Stickstoffdioxid $\left( \ce{NO2} \right)$ bilden. Diese Gase sind deutlich reaktiver als Distickstoff und in hoher Dosierung giftig. Sie wirken sich auch auf die Bildung von Ozon $\left( \ce{O3} \right)$ in der Atmosphäre aus.
• Stickoxide gelangen auch über Industrie- und Autoabgase in die Luft, v. a. durch Dieselmotoren. Sie werden oft unter der allgemeinen Summenformel $\ce{NO_x}$ zusammengefasst. Durch Katalysatoren können die schädlichen Gase bereits vor dem Ausstoß reduziert werden.
• Stickoxide können mit Regenwasser zu Salpetersäure $\left( \ce{HNO3} \right)$ reagieren und sich dann in Form von Salpetersalzen (Nitraten) im Boden anreichern. Dies kann zu einer unerwünschten Nährstoffanreicherung, der sogenannten Eutrophierung, von Ökosystemen führen.

Stickstoff in Pflanzen

Pflanzen brauchen Stickstoff, aber sie können den elementaren Stickstoff aus der Luft nicht aufnehmen. Sie benötigen Helfer, die den Stickstoff für sie aufnahmefähig machen:

• Die bereits erwähnten Knöllchenbakterien stellen als Bodenbakterien biologisch verfügbaren Stickstoff in Form von Ammoniak $\left( \ce{NH3} \right)$ oder in Ammoniumverbindungen mit dem Ammonium‑Kation $\left( \ce{NH4+} \right)$ zur Verfügung.
• Auch andere Mikroorganismen wie Azotobacter und Cyanobakterien können den Pflanzen (in Proteinen gebundenen) Stickstoff liefern. Solche Mikroorganismen werden teilweise im Ackerbau bewusst eingesetzt und wirken wie ein Dünger.
• Gewöhnliche Pflanzendünger enthalten oft Nitrate und Ammoniumsalze und liefern den Stickstoff in für Pflanzen gut aufnehmbarer Form. Bei solchen Salzen spricht man von anorganischem Stickstoff.
• Auch ohne Dünger ist in den meisten Böden anorganischer und v. a. organischer Stickstoff in Form von abgestorbenen Pflanzenresten u. Ä. vorhanden. Der Einsatz von Düngemitteln muss daher gut überwacht und die Bodenqualität regelmäßig überprüft werden.

Bedeutung für die Pflanzen

Pflanzen benötigen Stickstoff unter anderem, um Proteine (Eiweiße) herzustellen, die ihnen bei Wachstum helfen.

Mangelsymptome treten auf, wenn zu wenig Stickstoff aufgenommen werden kann:

• Verkümmerung des Wuchses
• Verfärbung bzw. Verblassen der Blätter, Abfallen der Blätter
• verfrühtes Blühen (sogenannte Notblüte)

Überschusssymptome treten auf, wenn zu viel Stickstoff im Boden vorhanden ist:

• übermäßiger, mastiger Wuchs
• Verdunklung der Blätter
• verzögerte Blüte
• Pflanze wird frostanfällig und anfällig für Krankheiten

Ähnlich wie für uns Menschen kann also auch bei Pflanzen ein zu viel an Nährstoffen problematisch sein. Auf ganze Ökosysteme bezogen schlägt sich dies im Phänomen der Eutrophierung nieder, bei dem das ökologische Gleichgewicht ganzer Böden und Gewässer ins Schwanken gerät. Man spricht in diesem Zusammenhang auch vom Stickstoffkreislauf der Natur, der durch den Menschen (negativ) beeinflusst wird.

Stickstoff – Verwendung

Aber nicht nur für Pflanzen, sondern auch für uns Menschen ist Stickstoff lebenswichtig. Und das nicht nur, weil auch wir Stickstoff über unsere Nahrung aufnehmen müssen, sondern weil Stickstoff und Stickstoffverbindungen in vielen technischen Anwendungen genutzt werden, die unser modernes Leben erst möglich machen.

• Flugzeugreifen werden aus Sicherheitsgründen mit dem Gas Stickstoff befüllt.
• Flüssiger Stickstoff ist ein wichtiges Kältemittel.
• Wegen seiner Reaktionsträgheit dient Stickstoff, z. B. beim Schweißen, als Schutzgas.
• Auch in der Lebensmittelindustrie wird Stickstoff verwendet: als Kältemittel zum Schockgefrieren von Tiefkühlkost und als Schutzgas, um Lebensmittel länger frisch zu halten, beispielsweise in Chipstüten.
• In der Pharmaindustrie wird Stickstoff in ähnlicher Weise verwendet, es werden aber auch Stickstoffverbindungen zur Herstellung von Medikamenten benötigt.
• Bei der sogenannten Kryotherapie (Kältebehandlung) wird flüssiger Stickstoff als Spray oder punktuell angewendet. So kann beispielsweise auch Tumorgewebe gezielt zerstört werden.
• Ammoniumsalze und Nitrate dienen als wichtige Düngemittel. Der mit Abstand größte Teil der weltweiten Stickstoffproduktion wird für die Anwendung in Düngern benötigt. Die durch das Haber‑Bosch‑Verfahren zu Beginn des 20. Jahrhunderts deutlich gesteigerte Düngemittelproduktion war wesentlich für das Bevölkerungswachstum in den Industrieländern in dieser Zeit verantwortlich.
• Einige nitrierte organische Verbindungen sind starke Sprengstoffe.
• Distickstoffmonoxid $\left( \ce{N2O} \right)$, auch Lachgas genannt, ist ein Betäubungsmittel für die Narkose in der Medizin, der sogenannten Anästhesie.
• Stickstofftrifluorid $\left( \ce{NF3} \right)$ wird u. a. bei der Herstellung von LCD‑Displays benötigt.
• Acetonitril und Nitromethan sind wichtige organische Lösungsmittel.
• Viele Farbstoffe enthalten gebundenen Stickstoff, darunter alle Azofarbstoffe und der blaue Farbstoff Indigo, mit dem auch Jeansstoffe eingefärbt werden.

Die Verbindungen Ammoniak $\left( \ce{NH3} \right)$ und Salpetersäure $\left( \ce{HNO3} \right)$ dienen außerdem als Grundstoffe zur Herstellung unzähliger weitere Chemikalien in der Industrie und auch im Labor.

Stickstoff – Herstellung

Elementarer Stickstoff ist ein Hauptbestand der Luft und damit in großen Mengen frei zugänglich. Wenn von Stickstoffproduktion die Rede ist, ist meist eher die Herstellung von reaktivem Stickstoff gemeint, also Stickstoff, der in reaktiven Verbindungen wie Ammoniak $\left( \ce{NH3} \right)$ oder Salpetersäure $\left( \ce{HNO3} \right)$ gebunden ist.
Ammoniak wird industriell über das Haber‑Bosch‑Verfahren hergestellt, das wir weiter oben schon behandelt haben. Salpetersäure kann dann aus Ammoniak gebildet werden – das haben wir uns ebenfalls schon weiter oben angesehen.

Möchte man hingegen tatsächlich elementaren Stickstoff, also Distickstoff $\left( \ce{N2} \right)$, herstellen, ist dies beispielsweise durch das Erhitzen von Ammoniumnitrit $\left( \ce{NH4NO2} \right)$ in wässriger Lösung möglich. Das Salz zerfällt dann zu Wasser und Stickstoff:

$\ce{NH4NO2 -> H2O + N2}$

Auch kristallines, wasserfreies Ammoniumnitrit kann bei $60\text{–}70\,^\circ\text{C}$ auf diese Weise zerfallen. Die Reaktion läuft dann allerdings explosiv ab!

Die Verbindung Natriumazid $\left( \ce{NaN3} \right)$ kann ebenfalls durch Erhitzen zerfallen und elementaren Stickstoff liefern:

$\ce{2NaN3 -> 2Na + 3N2}$

Natriumazid selbst ist nicht explosiv, wird aber zur Herstellung explosiver Stoffe verwendet und ist stark toxisch. In der Schule wirst du damit wohl eher nicht in Berührung kommen.

Ein bedeutender Prozess in der chemischen Industrie ist das Linde-Verfahren, durch das flüssiger Stickstoff gewonnen wird. Beim Linde‑Verfahren wird Luft unter Druck abgekühlt und verflüssigt. Die flüssigen Bestandteile der Luft können dann durch fraktionierte Destillation aufgrund ihrer unterschiedlichen Siedepunkte voneinander getrennt werden. Flüssiger Stickstoff siedet bei ${-}196\,^\circ\text{C}$, Sauerstoff bei ${-}183\,^\circ\text{C}$.

Stickstoff – Nachweis

Eine einfache Nachweisreaktion von Stickstoff haben wir weiter oben schon angesprochen: Viele organische Stickstoffverbindungen setzen beim Erhitzen Ammoniak $\left( \ce{NH3} \right)$ frei. Der charakteristische, stechende Geruch des Gases ist schon bei kleinen Mengen wahrnehmbar und lässt folglich auf das Vorhandensein von Stickstoffverbindungen schließen.

Einen etwas ausgefeilteren, chemischen Nachweis von Stickstoff, genauer gesagt von Nitrat‑Ionen $\left( \ce{NO3-} \right)$, stellt die Ringprobe dar. Dabei wird eine Probelösung erst mit Eisen(II)‑sulfat $\left( \ce{FeSO4} \right)$ versetzt und dann mit konzentrierter, wässriger Schwefelsäure $\left( \ce{H2SO4} \right)$ unterschichtet. Es findet eine Redoxreaktion statt, wobei an der Schichtgrenze zwischen der Probelösung und der Schwefelsäure eine als brauner Ring sichtbare Färbung entsteht, die auf die Bildung von Stickstoffmonoxid $\left( \ce{NO} \right)$ zurückzuführen ist.

$\ce{3Fe^{2+} + NO3^{-} + 4H^{+} -> NO + 3Fe^{3+} + 2H2O}$

Die im Eisen(II)‑sulfat enthaltenen $\ce{Fe^{2+}}$‑Ionen werden zu $\ce{Fe^{3+}}$‑Ionen oxidiert, während in der Probelösung vorhandene Nitrat‑Ionen $\left( \ce{NO3-} \right)$ zu Stickstoffmonoxid $\left( \ce{NO} \right)$ reduziert werden. Die Schwefelsäure sorgt für das saure Milieu, also die Protonen $\left( \ce{H+} \right)$.

Gefahren von Stickstoff

Stickstoff ist nicht gesundheitsschädlich. Bestünde die Atemluft aber nur aus Stickstoff, dann würden wir ersticken, daher auch der Name Stickstoff.
Hautkontakt mit flüssigem Stickstoff kann zu schweren Kälteverbrennungen führen. Deshalb wird stets mit Handschuhen, Schutzkittel und Schutzbrille gearbeitet, wenn flüssiger Stickstoff im Labor zum Einsatz kommt.
Die meisten Stickoxide $\left( \ce{NO_x} \right)$ sind giftig. Stickoxide und Stickstoffverbindungen, die durch Industrie, Landwirtschaft und Verkehr in Luft und Boden gelangen, können das Gleichgewicht der Stoffe in der Atmosphäre und in sensiblen Ökosystemen stören und zu Umweltproblemen wie der Eutrophierung führen, die wir weiter oben schon angesprochen haben.

Ausblick – das lernst du nach Stickstoff

Als nächstes geht es um Ammoniak und um den Stickstoffkreislauf. Stickstoff findet sich in so vielen Bereichen deines Lebens wieder. Es wird Zeit sich damit ausführlich zu beschäftigen, meinst du nicht?

Häufig gestellte Fragen zum Thema Stickstoff