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Stickstoff

Stickstoff ist ein nicht-brennbares chemisches Element. Stickstoff ist wichtig für das Leben auf der Erde, wird als Dünger und Sprengstoff verwendet sowie als Kältemittel. Die Knöllchenbakterien und Dünger können Pflanzen einen für sie aufnehmbaren Stickstoff liefern. Lerne über wichtige Stickstoff-Verbindungen wie Ammoniak, Salpetersäure und organische Verbindungen, sowie die Verwendungen im folgenden Artikel.

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André Otto
Stickstoff
lernst du in der Sekundarstufe 2. Klasse - 3. Klasse

Grundlagen zum Thema Stickstoff

Stickstoff – Definition

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

Stickstoff ist das chemische Element mit der Ordnungszahl $7$. Es ist ein Nichtmetall und liegt unter Normalbedingungen als zweiatomiges Gas $\left( \ce{N2} \right)$, sogenannter Distickstoff, vor. Gasförmiger Stickstoff ist farb-, geruch- und geschmacklos.
Stickstoff ist der Hauptbestandteil der Luft (mit einem Anteil von rund $78\,\%$), kommt aber auch in vielen wichtigen Verbindungen vor. Ein Stickstoffatom hat $7$ Protonen und $7$ Elektronen, davon fünf Außenelektronen.

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:

Steckbrief – Stickstoff
Elementsymbol $\ce{N}$
Ordnungszahl $7$ (2. Periode, 5. Hauptgruppe im Periodensystem)
Atommasse $\pu{14,007 g//mol}$
molare Masse von $\ce{N2}$ $\pu{28,013 g//mol}$
Elektronenkonfiguration $1 s^{2} 2 s^{2} 2 p^{3}$
Elektronegativität $EN = 3{,}04$ (Pauling-Skala)
spezifische Wärmekapazität bei $\pu{298 K}$: $1\,040\,\frac{\text{J}}{\text{kg K}}$
Löslichkeit $23\,\text{m}\ell$ $\ce{N2}$ in $1\,\ell$ Wasser bei $15\,^\circ\text{C}$
Dichte $\rho = 1{,}18\,\frac{\text{g}}{\text{cm}^3}$ im gasförmigen Zustand
bei $15\,^\circ\text{C}$ und Normaldruck $\left( \pu{1013,25 hPa} \right)$
relative Dichte zu Luft $\frac{\rho_\text{Stickstoff}}{\rho_\text{Luft}} = 0{,}967$ im gasförmigen Zustand
bei $15\,^\circ\text{C}$ und Normaldruck
Schmelzpunkt (Smp.) ${-}210\,^\circ\text{C}$ bei Normaldruck
Siedepunkt (Sdp.) ${-}196\,^\circ\text{C}$ bei Normaldruck
Oxidationszahlen $\text{-III}$ bis $\text{+V}$ möglich, häufig $\text{-III}$
Erscheinung farbloses Gas; geruchlos und geschmacklos unter Normalbedingungen

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.

In einem kleinen Experiment mit flüssigem Stickstoff und einem Luftballon können die unterschiedlichen Schmelz- und Siedepunkte der Bestandteile der Luft verdeutlicht werden:

  • Taucht man einen luftgefüllten Ballon in flüssigen Stickstoff, zieht er sich zusammen, wobei ein knisterndes Geräusch hörbar ist.
  • Zieht man den Ballon wieder heraus, dehnt er sich – ebenfalls unter lautem Knistern – nach und nach wieder aus.

Der Ballon zieht sich zusammen, weil sich die unterschiedlichen Bestandteile der Luft nacheinander verflüssigen (und dabei ihr Volumen verkleinern) – zuerst Sauerstoff, dann Stickstoff. Bei hinreichend großem Kohlendioxid-Anteil lässt sich sogar dessen Verfestigung zu Trockeneis beobachten. Der Ballon dehnt sich nach und nach wieder aus, wenn diese Aggregatzustandsänderungen durch das Herausnehmen (und Erwärmen) des Ballons wieder rückgängig gemacht werden.

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.

flüssiger Stickstoff

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.

Stickstoff im Periodensystem

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:

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

Sieh dir noch einmal die Summenformeln der Verbindungen Stickstoffmonoxid $\left( \ce{NO} \right)$, Stickstoffdioxid $\left( \ce{NO2} \right)$, Ammoniak $\left( \ce{NH3} \right)$, und Magnesiumnitrid $\left( \ce{Mg2N3} \right)$ an. Kannst du bestimmen, in welchen Oxidationsstufen der Stickstoff dort jeweils auftritt?

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:

Stoff Chemische Formel Verwendung
Ammoniak $\ce{NH3}$ chemischer Grundstoff
Salpetersäure $\ce{HNO3}$ zur Nitrierung organischer Verbindungen
Hydrazin $\ce{NH2–NH2}$ wichtiges Reduktionsmittel
Hydroxylamin $\ce{NH2–OH}$ zur Herstellung von Polyamid
Blausäure $\ce{HCN}$ zur Herstellung von Nitrilen
Harnstoff $\ce{NH2–CO–NH2}$ zur Herstellung von Melaminharzen
Amine $\ce{R–NH2}$ Synthesebaustein
Nitromethan $\ce{CH3–NO2}$ wichtiges Lösungsmittel
Acetonitril $\ce{CH3–CN}$ wichtiges Lösungsmittel
Pyridin $\ce{C5H5N}$ wichtiges Lösungsmittel und Hilfsbase

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.

Stickstoff – Zusammenfassung

  • Stickstoff ist das chemische Element mit der Ordnungszahl $7$. Es zählt zu den Nichtmetallen und liegt unter Normalbedingungen als zweiatomiges Gas, sogenannter Distickstoff $\left( \ce{N2} \right)$, vor.
  • Elementarer Stickstoff stellt mit einem Anteil von rund $78\,\%$ den Hauptbestandteil der Erdatmosphäre (und damit unserer Atemluft) dar.
    Das Gas ist reaktionsträge und ungiftig.
  • Stickstoff ist von immenser Bedeutung für viele technische Anwendungen. Stickstoffgas wird als Schutzgas verwendet, flüssiger Stickstoff dient als Kältemittel und Stickstoffverbindungen wie Ammoniumsalze werden als Düngemittel eingesetzt.
  • Ammoniak $\left( \ce{NH3} \right)$ und Salpetersäure $\left( \ce{H2SO4} \right)$ gehören zu den wichtigsten Grundstoffen in der chemischen Industrie, aus denen unzählige weitere Chemikalien und Produkte hergestellt werden können.
  • Pflanzen, Tiere und Menschen benötigen Stickstoff in organischen Verbindungen, um Proteine, DNA und viele weitere Biomoleküle bilden zu können, die Stickstoff enthalten.

Häufig gestellte Fragen zum Thema Stickstoff

Was ist Stickstoff?
Wie kalt ist flüssiger Stickstoff?
Wie viel Stickstoff ist in der Luft?
Wie entsteht Stickstoff?
Für was braucht der Mensch Stickstoff?
Wo findet man Stickstoff im Alltag?
Ist Stickstoff giftig für den Körper?
Kann man Stickstoff anfassen?
Was macht Stickstoff in der Lunge?
Was passiert, wenn Stickstoff mit Sauerstoff reagiert?
Ist Stickstoff leichter oder schwerer als Luft?
Ist Stickstoff explosiv?
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Transkript Stickstoff

Guten Tag und herzlich willkommen. In diesem Video geht es um das chemische Element Stickstoff. Der Film gehört zur Reihe Elemente. Als Vorkenntnisse solltest du die Schulchemie bis mindestens Basen, Säuren, Salze gut beherrschen. Im Film möchte ich dir einen Übersicht über das chemische Element Stickstoff und seine Verbindungen geben. Der Film besteht aus 9 Abschnitten: 1. Entdeckung 2. Vorkommen 3. Stellung im Periodensystem der Elemente 4. Eigenschaften 5. Reaktionen 6. Bedeutung für die Pflanzen 7. Verbindungen 8. Verwendung 9. Zusammenfassung   1. Entdeckung Schon im Mittelalter kannte man Stickstoffverbindungen, Nitrate und Ammoniumsalze. Die Entdeckung gelang 1771 dem schwedischen Chemiker Carl Wilhelm Scheele. 1774 wurde Ammoniak entdeckt, und zwar vom Briten Priestley.   2. Vorkommen In der Erdatmosphäre kommt Stickstoff in großen Mengen vor, und zwar zu 78 Volumenprozent. In der gesamten Erdhülle ist Stickstoff seltener mit 0,03% anzutreffen. In fester Form, in Salzen finden wir Stickstoff hauptsächlich in Form von Salpeter. Eine Sorte Salpeter ist Chilesalpeter, er hat die Formel NaNO3, Natriumnitrat. Die 2. Sorte ist Kalisalpeter, Formel KNO3, Kaliumnitrat. Beim Stickstoff wird häufig vergessen, dass er auch ein wichtiger Bestandteil des Lebens ist, er ist in Proteinen und in der DNA enthalten.   3. Stellung im Periodensystem der Elemente Im Periodensystem der Elemente befindet sich der Stickstoff an dieser Stelle. Stickstoff ist ein Element der 5. Hauptgruppe, er ist ein typisches Nichtmetall. Sein chemisches Symbol kennt ihr schon, es ist N. Als Element kommt er immer als 2-Atomiges-Molekül vor, daher schreiben wir auch in Reaktionen N2. Stickstoff hat in Verbindungen viele Oxidationszahlen: Sie reichen von -3 bis +5.   4. Eigenschaften Stickstoff ist ein Gas. Dieses Gas ist farblos und geruchslos. Stickstoff ist recht reaktionsträge. Seine Dichte ist etwas geringer, als die Dichte von Luft. Die Dichten haben zueinander ein Verhältnis von 28/29. Stickstoff schmilzt bei -210 °C und siedet bei -196 °C. Er ist wenig wasserlöslich, nur 23 ml lösen sich in einem Liter Wasser bei 0°C.   5. Reaktionen Wir haben bereits gehört, dass Stickstoff sehr träge ist. Für den Zerfall des Stickstoffmoleküls in die Atome benötigt man eine hohe Energie, 940 kj/mol. Dennoch gibt es Möglichkeiten den Stickstoff zur Reaktion zu bringen. Bei erhöhten Temperaturen reagiert er mit Magnesium, es entsteht Magnesiumnitrid Mg3N2. Mit Kalziumcarbid entsteht Kalkstickstoff CaCN2. Mit Wasserstoff bildet sich unter bestimmten Bedingungen mit Katalysator Ammoniak NH3. Man kann sogar Stickstoff zum Brennen bringen. Mit Sauerstoff bildet er das Monoxid NO, dafür allerdings bedarf es eines Blitzes oder des Vergasers eines Autos. Schöner Szenenabschluss. Was gibt es noch zu verbessern? Ja, richtig Stickstoff taucht in der Natur nicht atomar auf, sondern immer als Molekül N2.   6. Bedeutung für die Pflanzen Man kann versuchen eine Pflanze mit dem Stickstoff aus der Luft zu füttern, doch sie wird nur wenig Freude daran haben, sie kann ihn nicht verarbeiten. Doch viele kleine Helfer unterstützen den Stickstoff in die geeigneten Formen umzuwandeln. Als 1. wären die Knöllchenbakterien zu nennen, als weiteres sind das frei lebende Mikroorganismen Azotobacter und Cyanobakterien. Auch Gewitter haben wir gehört, können den Stickstoff umwandeln. Die Ammoniaksynthese liefert riesige Mengen an Dünger. Und schließlich werden in diesem Zusammenhang selbst Autoabgase nützlich. Welche verwertbaren Formen des Stickstoffs erhält man? Die Knöllchenbakterien liefern Ammoniumionen NH4+, die Mikroorganismen binden den Stickstoff in Eiweiße ein, beim Gewitter entstehen Stickstoffoxide NOx, es bildet sich Salpetersäure HNO3 und schließlich erhält die Pflanze wichtige Nitrate NO3-. Bei Autoabgasen ohne Katalysator verhält es sich ähnlich wie beim Gewitter. Aus Ammoniak wird Salpetersäure hergestellt, aus Ammoniak wiederum gewinnt man Ammoniumionen NH4+ und aus der Salpetersäure Nitrationen NO3-, alles wunderbare Dünger und unsere Pflanze kann wachsen und gedeihen.   7. Verbindungen Ammoniak NH3. Industriell wird die Ammoniaksynthese nach dem Haber-Bosch-Verfahren durchgeführt, im Laboratorium kann man Ammoniak durch Hydrolyse von Magnesiumnitrid gewinnen. In Wasser beginnt der Ammoniak basisch, es ergibt sein ein pH-Wert von >7. Durch Reaktion von Ammoniak durch Chlorwasserstoff entsteht ein Salz, bei dem weißen Nebel auf diesem Bild handelt es sich um Ammoniumchlorid, man nennt es auch Salmiak. Salmiak verleiht den Salmiakpastillen den sauren Geschmack. Salmiak wird industriell weiterverarbeitet zu Salpetersäure und verschiedenen Chemikalien sowie Endprodukten. Stickstoff in gebundener Form findet man überall in der organischen Synthese. Ein Reagenz ist der bereits besprochene Ammoniak, ganz wichtig ist die Salpetersäure, weniger bekannt, doch ganz ganz wichtig ist das Hydrazin. Auch ohne Hydroxylamin geht es nicht. Harnstoff ist Endprodukt und gleichzeitig Ausgangsstoff. Amine sind wichtige Synthesebausteine. Bei Nitromethan und Acetonitril handelt es sich um wertvolle Lösungsmittel. Pyridin ist Lösungsmittel oder eine Hilfsbase. Und als Letztes der Beispielreihe die Blausäure. Betrachten wir die Salpetersäure etwas näher. Man kann sie aus dem Natriumnitrat und konzentrierter Schwefelsäure gewinnen, es entsteht Salpetersäure HNO3. Industriell wird sie aus Ammoniak gewonnen, dabei wird in der 1. Stufe der Ammoniak oxidiert. Es entsteht das Stickstoffmonoxid NO. An der Luft reagiert es spontan zum Dioxid NO2. Mit Wasser und Sauerstoff entsteht schließlich Salpetersäure 4HNO3. Salpetersäure ist stark oxidierend, sie greift Kupfer und Silber an. Sie ist eine starke Säure, ihre Salze sind die Nitrate, zum Beispiel Natriumnitrat NaNO3. Salpetrige Säure HNO2. Sie ist unbeständig, rein zerfällt sie. Für Reaktionen stellt man sie "in situ" her, das heißt, man produziert sie und sie reagiert gleich weiter. Das gelingt, in dem man Natriumnitrit mit Salzsäure reagieren lässt. Man verwendet die Säure für die Azokupplung für die Herstellung von Azofarbstoffen, außerdem ist sie Bestandteil des Pökelsalzes.   8. Verwendung Wofür wird elementarer Stickstoff, das heißt, das Stickstoffgas, verwendet? Aus Sicherheitsgründen werden Flugzeugreifen damit befüllt. Stickstoff gilt als Schutzgas beim Schweißen. In Getränkezapfanlagen wird er dem Kohlenstoffdioxid beigemischt, weil er weniger schäumt. Stickstoff siedet sehr niedrig und findet daher Verwendung in der Kältetechnik. Zum Schluss noch einige wichtige Verwendungsmöglichkeiten für Stickstoffverbindungen. Ganz wichtig und an 1. Stelle sind die Düngemittel zu nennen. Pökelsalz ist ein Gemisch aus Natriumnitrat und Natriumnitrit. Gewisse Stickstoffverbindungen sind Sprengstoffe. Für die Flüssigkristallbildschirme benötigt man Stickstofftrifluorid NF3. Für die Narkose verwendet man Distickstoffmonoxid N2O, Lachgas. Ganz wichtige Lösungsmittel, wir haben sie schon kennengelernt, sind Nitromethan und Acetonitril. Das Element Stickstoff ist Bestandteil der Azofarbstoffe und des Farbstoffs Indigo.   9. Zusammenfassung Das chemische Element Stickstoff und die Stickstoffverbindungen sind unbedingter Bestandteil von Natur und Gesellschaft. Ich hoffe, es hat euch ein bisschen Freude bereitet. Ich wünsche euch alles Gute! Auf Wiedersehen!

4 Kommentare
4 Kommentare
  1. Gern geschehen.
    Alles Gute

    Von André Otto, vor mehr als 9 Jahren
  2. Danke!!

    Von Juliane Viola D., vor mehr als 9 Jahren
  3. Lebensluft - Wenn man ein Tier in eine Atmosphäre mit wenig Sauerstoff gab, verlor es das Bewusstsein oder starb sogar. Sauerstoff braucht man also, um leben zu können.
    Stickluft - In einer Stickstoffatmosphäre ersticken Menschen und Tiere. Daher der Name.
    Alles Gute

    Von André Otto, vor mehr als 11 Jahren
  4. hallo.
    ich finde nirgendswo was zu meinen fragen,
    vel. könntest du mir ja helfen.
    hier sind sie
    -->
    warum wurde sauerstoff früher als "lebensluft" bezeichnet .?

    und :

    warum wurde stickstoff früher als "Stickluft" bezeichnet .?

    Von N.K., vor mehr als 11 Jahren

Stickstoff Übung

Du möchtest dein gelerntes Wissen anwenden? Mit den Aufgaben zum Video Stickstoff kannst du es wiederholen und üben.
  • Charakterisiere das Element Stickstoff.

    Tipps

    Suche das Element im Periodensystem.

    Betrachte die Außenelektronen des Stickstoffs.

    Lösung

    Bei dem Element Stickstoff handelt es sich um ein molekular vorliegendes, geruchloses Gas $\ce{N2}$. Es verhält sich in Reaktionen inert, das bedeutet es ist reaktionsträge. Man findet das Element in der 2. Periode (waagerecht im PSE) und in der 5. Hauptgruppe (senkrecht im PSE). Bei einer Temperatur unter $\pu{-196 °C}$ ändert sich der Aggregatzustand von gasförmig zu flüssig und bezeichnet somit den Siedepunkt bzw. den Kondensationspunkt von Stickstoff. Das Elementsymbol $\ce{N}$ leitet sich vom lateinischen Begriff Nitrogenium für das Element ab.

  • Entscheide, in welcher Verwendung Stickstoff elementar auftritt und in welcher als Verbindung.

    Tipps

    Überlege, was für einen Aggregatzustand Stickstoff bei der jeweiligen Verwendung haben muss.

    Lösung

    Als Element wird Stickstoff zur Sicherheit in die Reifen von Flugzeugen gepumpt und beim Schweißen als Schutzgas verwendet. Aufgrund seines niedrigen Schmelzpunktes wird flüssiger Stickstoff in der Kältetechnik zum Kühlen verwendet. Verbindungen für Sprengstoffe enthalten sehr oft Stickstoff, wie zum Beispiel das hochexplosive Nitroglycerin. Desweiteren enthalten Verbindungen für LCDs in Bildschirmen Stickstoff als Stickstofftrifluorid. Ein großer Anwendungsbereich ist auch die Landwirtschaft, wo Stickstoff in Form von Nitraten und Ammoniumsalzen als Dünger für die Pflanzen verwendet wird.

  • Beschreibe die Synthesen zu folgenden gewünschten Stickstoffverbindungen.

    Tipps

    Wie lautet die Reaktionsgleichung zur jeweiligen Synthese?

    Achte auf die Benennung der Reaktionsteilnehmer.

    Lösung

    Bei der Ammoniaksynthese lässt man die Elemente, Stickstoff und Wasserstoff bei einem Druck von ca. $250\,\text{bar}$ und erhöhter Temperatur reagieren. Da Stickstoff ein so inertes (unreaktives) Element ist, wird ein Katalysator bei der Reaktion benötigt. Im Labormaßstab werden die Erdalkalimetallnitride mit Wasser versetzt, weshalb die Reaktion als Hydrolyse (Spaltung durch Wasser) bezeichnet wird. Hierbei entstehen schwerlösliche Erdalkalihydroxide, welche somit leicht abtrennbar sind.

    Bei der zweiten Synthese wird die wichtige Salpetersäure über die Verbrennung von Ammoniak hergestellt. Es wird ein großer Überschuss an Sauerstoff für die Reaktion benötigt, um das Zwischenprodukt $\ce{NO2}$ zu erhalten. Anschließend wird dieser Stoff in Wasser gelöst und reagiert mit weiterem Sauerstoff zur gewünschten starken Säure, Salpetersäure.

  • Bestimme die Reaktionsprodukte bei folgenden Reaktionen.

    Tipps

    Schreibe dir mögliche Reaktionen auf ein Blatt.

    Vergleiche die Verbindungen der Edukte mit den Verbindungen der Produkte. Bei einer chemischen Reaktion kommt nichts dazu und verschwindet nichts.

    Lösung
    1. Durch die Reaktion von Schwefelsäure mit Salpetersäure kommt es durch Wasserabspaltung an $\ce{HNO3}$ zur Bildung sogenannter Nitroniumionen $\left( \ce{NO2^{+}} \right)$. Diese hochreaktiven Zwischenprodukte werden bei Nitrierungen eingesetzt.
    2. Ein Beispiel für eine Nitrierung ist die Synthese von Nitroglycerin, ein Sprengstoff aus dem Trialkohol, Glycerin. Hierbei wurden die <nobr>$\ce{OH}$-Gruppen</nobr> verestert, wodurch Nitrogruppen entstehen.
    3. Das dritte Beispiel zeigt die Bildung des blauen Jeansfarbstoffes Indigo aus dem Vorgänger Indoxyl der in Pflanzen gebildet wird.
    4. In der vierten Reaktion reagiert der Aromat Toluol wieder dreifach mit Nitroniumionen und bildet das TNT (Trinitrotoluol), ebenfalls ein potenter Sprengstoff. Umso mehr Nitrogruppen an einer Verbindung addiert wurden, desto schwerer wird es noch mehr zu addieren.
  • Unterscheide zwischen Stickstoffvorkommen in der Natur und im Körper.

    Tipps

    In einem Vorkommen ist $78\,\%$ Stickstoff enthalten.

    Lösung

    Stickstoff kommt zum größten Teil in der Luft vor und zwar mit $78~\text{Vol.\%}$. Außerdem kommt Stickstoff in der Natur noch in der Erdhülle und in Form von Nitraten, wie dem Chilesalpeter $\left( \ce{NaNO3} \right)$ bzw. dem Kalisalpeter $\left( \ce{KNO3} \right)$ vor.

    Im menschlichen Körper ist Stickstoff ein unerlässlicher Baustein in den Proteinen, welche aus den Aminosäuren aufgebaut sind. Sie enthalten sogenannte Aminogruppen $\ce{-NH2}$, welche Stickstoff enthalten. Ebenso unerlässlich ist Stickstoff in den sogenannten Nucleinbasen, welche die Grundbausteine der DNA sind.

  • Ermittle die Oxidationszahlen des Stickstoffs in den dargestellten Verbindungen.

    Tipps

    Was entscheidet, welche Oxidationszahl ein Element in einer Verbindung hat?

    Sieh dir im Periodensystem die Elektronegativitäten der beteiligten Elemente an.

    Lösung

    Möchte man die Oxidationszahlen eines Elements in einer Verbindung bestimmen, ist es hilfreich sich die Strukturformel des Stoffes aufzuschreiben. Als nächstes muss man die Elektronegativität der Elemente bestimmen. Diese lassen sich im Periodensystem ablesen. Das elektronegativere Element bekommt formal die Bindungselektronen zugesprochen. Damit ergibt sich bei dem elektronegativeren Element eine negative Oxidationszahl und bei dem elektropositiveren eine positive Oxidationszahl.

    So erhält man zum Beispiel bei Ammoniak $\left( \ce{NH3} \right)$ für die Wasserstoffatome charakteristisch $\text{+I}$, da sie das Bindungselektron an den elektronegativeren Stickstoff abgegeben. Der Stickstoff erhält die Oxidationszahl $\text{-III}$, da er die Elektronen der Wasserstoffatome zu sich zieht, und somit drei Elektronen zusätzlich besitzt.

    Üblicherweise werden die Oxidationszahlen in römischen Zahlen ($\text{I}$, $\text{II}$, $\text{III}$, $\text{IV}$, $\text{V}$,...) angegeben.