Stickstoff

Stickstoff, ₇N ⓘ

Stickstoff
Allotrope	siehe Allotrope des Stickstoffs
Erscheinungsbild	farbloses Gas, flüssig oder fest
Standard-Atomgewicht Ar°(N)	[14.00643, 14.00728] 14,007±0,001 (verkürzt)
Stickstoff im Periodensystem
Wasserstoff Helium Lithium Beryllium Bor Kohlenstoff Stickstoff Sauerstoff Fluor Neon Natrium Magnesium Aluminium Silizium Phosphor Schwefel Chlor Argon Kalium Kalzium Scandium Titan Vanadium Chrom Mangan Eisen Kobalt Nickel Kupfer Zink Gallium Germanium Arsen Selen Brom Krypton Rubidium Strontium Yttrium Zirkonium Niob Molybdän Technetium Ruthenium Rhodium Palladium Silber Cadmium Indium Zinn Antimon Tellur Jod Xenon Cäsium Barium Lanthan Cer Praseodym Neodym Promethium Samarium Europium Gadolinium Terbium Dysprosium Holmium Erbium Thulium Ytterbium Lutetium Hafnium Tantal Wolfram Rhenium Osmium Iridium Platin Gold Quecksilber (Element) Thallium Blei Wismut Polonium Astat Radon Francium Radium Actinium Thorium Protactinium Uran Neptunium Plutonium Americium Curium Berkelium Californium Einsteinium Fermium Mendelevium Nobelium Lawrencium Rutherfordium Dubnium Seaborgium Bohrium Hassium Meitnerium Darmstadtium Roentgenium Copernicium Nihonium Flerovium Moscovium Livermorium Tennessine Oganesson – ↑ N ↓ P Kohlenstoff ← Stickstoff → Sauerstoff
Ordnungszahl (Z)	7
Gruppe	Gruppe 15 (niktogene Stoffe)
Zeitraum	Periode 2
Block	p-Block
Elektronen-Konfiguration	[[[Helium|He]]] 2s2 2p3
Elektronen pro Schale	2, 5
Physikalische Eigenschaften
Phase bei STP	Gas
Schmelzpunkt	(N2) 63,23 K (-209,86 °C, -345,75 °F)
Siedepunkt	(N2) 77.355 K (-195.795 °C, -320.431 °F)
Dichte (bei STP)	1,2506 g/L bei 0 °C, 1013 mbar
in flüssigem Zustand (bei B.P.)	0,808 g/cm3
Tripelpunkt	63,151 K, 12,52 kPa
Kritischer Punkt	126,21 K, 3,39 MPa
Schmelzwärme	(N2) 0,72 kJ/mol
Verdampfungswärme	(N2) 5,57 kJ/mol
Molare Wärmekapazität	(N2) 29.124 J/(mol-K)
Verdampfungsdruck P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k bei T (K) 37 41 46 53 62 77
Atomare Eigenschaften
Oxidationsstufen	-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4, +5 (ein stark saures Oxid)
Elektronegativität	Pauling-Skala: 3.04
Ionisierungsenergien	Erste: 1402,3 kJ/mol 2.: 2856 kJ/mol 3.: 4578,1 kJ/mol (mehr)
Kovalenter Radius	71±1 pm
Van-der-Waals-Radius	155 pm
Spektrallinien von Stickstoff
Andere Eigenschaften
Natürliches Vorkommen	primordial
Kristallstruktur	hexagonal
Schallgeschwindigkeit	353 m/s (Gas, bei 27 °C)
Wärmeleitfähigkeit	25,83×10-3 W/(m⋅K)
Magnetische Ordnung	diamagnetisch
CAS-Nummer	17778-88-0 7727-37-9 (N2)
Geschichte
Entdeckung	Daniel Rutherford (1772)
Benannt durch	Jean-Antoine Chaptal (1790)
Hauptisotope des Stickstoffs
Isotop Häufigkeit Halbwertszeit (t1/2) Zerfallsart Produkt 13N syn 9.965 min ε 13C 14N 99.6% stabil 15N 0.4% stabil

Stickstoff ist das chemische Element mit dem Symbol N und der Ordnungszahl 7. Stickstoff ist ein Nichtmetall und das leichteste Mitglied der Gruppe 15 des Periodensystems, die oft als "pnictogens" bezeichnet wird. Es ist ein häufiges Element im Universum, das in der Milchstraße und im Sonnensystem schätzungsweise an siebter Stelle der Gesamthäufigkeit steht. Bei Standardtemperatur und -druck verbinden sich zwei Atome des Elements zu N₂, einem farblosen und geruchlosen zweiatomigen Gas. N₂ macht etwa 78 % der Erdatmosphäre aus und ist damit das am häufigsten vorkommende ungebundene Element. Stickstoff kommt in allen Organismen vor, vor allem in Aminosäuren (und damit in Proteinen), in den Nukleinsäuren (DNA und RNA) und in dem Energieübertragungsmolekül Adenosintriphosphat. Der menschliche Körper enthält etwa 3 % seiner Masse an Stickstoff, der nach Sauerstoff, Kohlenstoff und Wasserstoff das vierthäufigste Element im Körper ist. Der Stickstoffkreislauf beschreibt die Bewegung des Elements aus der Luft in die Biosphäre und in organische Verbindungen und dann zurück in die Atmosphäre. ⓘ

Viele industriell wichtige Verbindungen, wie Ammoniak, Salpetersäure, organische Nitrate (Treib- und Sprengstoffe) und Cyanide, enthalten Stickstoff. Die extrem starke Dreifachbindung in elementarem Stickstoff (N≡N), die nach Kohlenmonoxid (CO) die zweitstärkste Bindung in einem zweiatomigen Molekül ist, dominiert die Stickstoffchemie. Dies erschwert sowohl Organismen als auch der Industrie die Umwandlung von N₂ in nützliche Verbindungen, bedeutet aber gleichzeitig, dass bei der Verbrennung, Explosion oder Zersetzung von Stickstoffverbindungen zur Bildung von Stickstoffgas große Mengen an oft nützlicher Energie freigesetzt werden. Synthetisch hergestelltes Ammoniak und Nitrate sind wichtige industrielle Düngemittel, und Nitrate aus Düngemitteln sind Hauptschadstoffe bei der Eutrophierung von Gewässern. ⓘ

Es wurde erstmals 1772 vom schottischen Arzt Daniel Rutherford entdeckt und isoliert. Obwohl Carl Wilhelm Scheele und Henry Cavendish dies etwa zur gleichen Zeit unabhängig voneinander getan hatten, wird Rutherford im Allgemeinen das Verdienst zugesprochen, weil seine Arbeit zuerst veröffentlicht wurde. Der Name Nitrogène wurde 1790 von dem französischen Chemiker Jean-Antoine-Claude Chaptal vorgeschlagen, als er feststellte, dass Stickstoff in Salpetersäure und Nitraten enthalten war. Antoine Lavoisier schlug stattdessen den Namen Azote vor, der aus dem Altgriechischen stammt: ἀζωτικός "kein Leben", da es sich um ein erstickendes Gas handelt; dieser Name wird in mehreren Sprachen verwendet, darunter Französisch, Italienisch, Russisch, Rumänisch, Portugiesisch und Türkisch, und taucht in den englischen Bezeichnungen einiger Stickstoffverbindungen wie Hydrazin, Azide und Azoverbindungen auf. ⓘ

Abgesehen von seiner Verwendung in Düngemitteln und Energiespeichern ist Stickstoff Bestandteil so unterschiedlicher organischer Verbindungen wie Kevlar, das in hochfesten Geweben verwendet wird, und Cyanacrylat, das in Sekundenkleber eingesetzt wird. Stickstoff ist Bestandteil aller wichtigen pharmakologischen Wirkstoffklassen, einschließlich der Antibiotika. Viele Arzneimittel sind Nachahmer oder Prodrugs natürlicher stickstoffhaltiger Signalmoleküle: Die organischen Nitrate Nitroglycerin und Nitroprussid beispielsweise kontrollieren den Blutdruck, indem sie sich in Stickstoffoxid umwandeln. Viele bemerkenswerte stickstoffhaltige Medikamente, wie das natürliche Koffein und Morphin oder die synthetischen Amphetamine, wirken auf Rezeptoren tierischer Neurotransmitter. ⓘ

Stickstoff (lateinisch Nitrogenium) ist ein chemisches Element mit der Ordnungszahl 7 und dem Elementsymbol N. Im Periodensystem steht es in der fünften Hauptgruppe bzw. der 15. IUPAC-Gruppe oder Stickstoffgruppe sowie der zweiten Periode. Das Symbol N leitet sich von der lateinischen Bezeichnung nitrogenium ab (von altgriechisch νίτρον nítron „Laugensalz“ und -gen, meist als „Salpeterbildner“ übersetzt). Die deutsche Bezeichnung Stickstoff erinnert daran, dass molekularer Stickstoff Flammen durch Verdrängen von Sauerstoff löscht („erstickt“) und dass in reinem Stickstoff Lebewesen ersticken, weil Sauerstoff fehlt. Ältere Bezeichnungen sind Azot oder Azotum, von denen sich weiterhin der Name einiger Stickstoffverbindungen ableitet, Stickgas und Zoogenium. ⓘ

Elementar tritt Stickstoff nur in Form zweiatomiger Moleküle auf (molekularer Stickstoff, auch Distickstoff, Summenformel N₂); er ist mit 78 % der Hauptbestandteil der Luft. In der Erdkruste kommt anorganisch gebundener Stickstoff selten vor; von Bedeutung ist er nur in Salpetervorkommen. ⓘ

Im Laufe der Evolution hat sich ein Stickstoffkreislauf der Ökosysteme ausgebildet: Als Bestandteil von Proteinen und vielen anderen Naturstoffen ist Stickstoff essentiell für Lebewesen, die ihn in einem energieintensiven Prozess (Stickstofffixierung) organisch binden und bioverfügbar machen. Dies geschieht zum Beispiel enzymatisch an einem Eisen-Schwefel-Cluster, welcher ein Kofaktor des Enzyms Nitrogenase ist. ⓘ

Geschichte

Daniel Rutherford, Entdecker des Stickstoffs ⓘ

Stickstoffverbindungen haben eine sehr lange Geschichte: Ammoniumchlorid war bereits Herodot bekannt. Im Mittelalter waren sie bereits gut bekannt. Die Alchemisten kannten Salpetersäure als aqua fortis (starkes Wasser) sowie andere Stickstoffverbindungen wie Ammoniumsalze und Nitratsalze. Das Gemisch aus Salpeter- und Salzsäure war als Königswasser bekannt und für seine Fähigkeit, Gold, das König der Metalle, aufzulösen, berühmt. ⓘ

Die Entdeckung des Stickstoffs wird dem schottischen Arzt Daniel Rutherford im Jahr 1772 zugeschrieben, der ihn als schädliche Luft bezeichnete. Er erkannte ihn zwar nicht als eine völlig andere chemische Substanz an, unterschied ihn aber deutlich von Joseph Blacks "fester Luft", dem Kohlendioxid. Die Tatsache, dass es einen Bestandteil der Luft gibt, der die Verbrennung nicht unterstützt, war Rutherford klar, auch wenn er nicht wusste, dass es sich dabei um ein Element handelt. Stickstoff wurde etwa zur gleichen Zeit von Carl Wilhelm Scheele, Henry Cavendish und Joseph Priestley untersucht, die ihn als "verbrannte Luft" oder "phlogisticated air" bezeichneten. Der französische Chemiker Antoine Lavoisier bezeichnete Stickstoffgas als "mephitische Luft" oder azote, abgeleitet vom griechischen Wort άζωτικός (azotikos), "kein Leben", da es größtenteils inert ist. In einer Atmosphäre aus reinem Stickstoff starben die Tiere, und die Flammen erloschen. Obwohl Lavoisiers Name im Englischen nicht akzeptiert wurde, da darauf hingewiesen wurde, dass fast alle Gase (mit der einzigen Ausnahme von Sauerstoff) mephitisch sind, wird er in vielen Sprachen verwendet (französisch, italienisch, portugiesisch, polnisch, russisch, albanisch, türkisch usw.; der deutsche Stickstoff bezieht sich ebenfalls auf dieselbe Eigenschaft, nämlich ersticken") und bleibt im Englischen in den gebräuchlichen Namen zahlreicher Stickstoffverbindungen erhalten, wie Hydrazin und Verbindungen des Azidions. Schließlich führte es zu der Bezeichnung "pnictogens" für die Gruppe der Stickstoffverbindungen, abgeleitet vom griechischen πνίγειν "ersticken". ⓘ

Das englische Wort nitrogen (1794) ging aus dem französischen nitrogène hervor, das 1790 von dem französischen Chemiker Jean-Antoine Chaptal (1756-1832) aus dem französischen nitre (Kaliumnitrat, auch Salpeter genannt) und der französischen Endung -gène, "erzeugen", aus dem griechischen -γενής (-genes, "gezeugt") geprägt wurde. Chaptal meinte damit, dass Stickstoff der wesentliche Bestandteil der Salpetersäure ist, die ihrerseits aus Salpeter hergestellt wurde. Früher wurde Niter mit dem ägyptischen "Natron" (Natriumkarbonat) verwechselt, das im Griechischen νίτρον (nitron) heißt und trotz des Namens kein Nitrat enthält. ⓘ

Bei den ersten militärischen, industriellen und landwirtschaftlichen Anwendungen von Stickstoffverbindungen wurde Salpeter (Natrium- oder Kaliumnitrat) verwendet, vor allem in Schießpulver und später als Düngemittel. Im Jahr 1910 entdeckte Lord Rayleigh, dass eine elektrische Entladung in Stickstoffgas "aktiven Stickstoff", ein einatomiges Stickstoff-Allotrop, erzeugt. Die von seinem Gerät erzeugte "wirbelnde Wolke aus leuchtend gelbem Licht" reagierte mit Quecksilber und erzeugte explosives Quecksilbernitrid. ⓘ

Lange Zeit waren die Quellen für Stickstoffverbindungen begrenzt. Die natürlichen Quellen stammten entweder aus der Biologie oder aus Ablagerungen von Nitraten, die durch Reaktionen in der Atmosphäre entstanden. Die Stickstofffixierung durch industrielle Verfahren wie das Frank-Caro-Verfahren (1895-1899) und das Haber-Bosch-Verfahren (1908-1913) linderten diesen Mangel an Stickstoffverbindungen, so dass heute die Hälfte der weltweiten Nahrungsmittelproduktion (siehe Anwendungen) auf synthetische Stickstoffdünger angewiesen ist. Gleichzeitig ermöglichte die Anwendung des Ostwald-Verfahrens (1902) zur Herstellung von Nitraten aus der industriellen Stickstofffixierung die großindustrielle Produktion von Nitraten als Ausgangsmaterial für die Herstellung von Sprengstoffen in den Weltkriegen des 20. ⓘ

Carl Wilhelm Scheele ⓘ

Eigenschaften

Atomare

Die Formen der fünf besetzten Orbitale im Stickstoff. Die beiden Farben zeigen die Phase oder das Vorzeichen der Wellenfunktion in jedem Bereich an. Von links nach rechts: 1s, 2s (Ausschnitt zur Darstellung der inneren Struktur), 2p_x, 2p_y, 2pz. ⓘ

Ein Stickstoffatom hat sieben Elektronen. Im Grundzustand befinden sie sich in der Elektronenkonfiguration 1s²
2s²
2p¹
_x2p¹
_y2p¹
z. Es hat also fünf Valenzelektronen in den 2s und 2p Orbitalen, von denen drei (die p-Elektronen) ungepaart sind. Es hat eine der höchsten Elektronegativitäten unter den Elementen (3,04 auf der Pauling-Skala), die nur von Chlor (3,16), Sauerstoff (3,44) und Fluor (3,98) übertroffen wird. (Die leichten Edelgase Helium, Neon und Argon wären vermutlich ebenfalls elektronegativ und liegen in der Tat auf der Allen-Skala). Dem periodischen Trend folgend, ist der kovalente Radius der Einfachbindung mit 71 pm kleiner als der von Bor (84 pm) und Kohlenstoff (76 pm), während er größer ist als der von Sauerstoff (66 pm) und Fluor (57 pm). Das Nitridanion N3- ist mit 146 pm viel größer, ähnlich wie die Anionen von Oxid (O2-: 140 pm) und Fluorid (F-: 133 pm). Die ersten drei Ionisierungsenergien des Stickstoffs betragen 1,402, 2,856 und 4,577 MJ-mol-1, und die Summe der vierten und fünften beträgt 16,920 MJ-mol-1. Aufgrund dieser sehr hohen Werte hat Stickstoff keine einfache kationische Chemie. Das Fehlen von radialen Knoten in der 2p-Unterschale ist direkt verantwortlich für viele der anomalen Eigenschaften der ersten Reihe des p-Blocks, insbesondere bei Stickstoff, Sauerstoff und Fluor. Die 2p-Unterschale ist sehr klein und hat einen sehr ähnlichen Radius wie die 2s-Schale, was die Hybridisierung der Orbitale erleichtert. Dies führt auch zu sehr großen elektrostatischen Anziehungskräften zwischen dem Kern und den Valenzelektronen in den 2s und 2p Schalen, was zu sehr hohen Elektronegativitäten führt. Hypervalenz ist bei den 2p-Elementen aus demselben Grund fast unbekannt, da die hohe Elektronegativität es einem kleinen Stickstoffatom erschwert, Zentralatom in einer elektronenreichen Dreizentren-Vier-Elektronen-Bindung zu sein, da es die Elektronen stark an sich ziehen würde. Obwohl Stickstoff im Periodensystem an der Spitze der Gruppe 15 steht, unterscheidet sich seine Chemie daher stark von der seiner schwereren Verwandten Phosphor, Arsen, Antimon und Wismut. ⓘ

Stickstoff kann sinnvollerweise mit seinen horizontalen Nachbarn Kohlenstoff und Sauerstoff sowie mit seinen vertikalen Nachbarn in der Säule des Periodensystems, Phosphor, Arsen, Antimon und Bismut, verglichen werden. Obwohl jedes Element der Periode 2, von Lithium bis Sauerstoff, einige Ähnlichkeiten mit dem Element der Periode 3 in der nächsten Gruppe aufweist (von Magnesium bis Chlor; diese sind als diagonale Beziehungen bekannt), nimmt ihr Grad jäh ab, wenn das Bor-Silizium-Paar überschritten wird. Die Ähnlichkeiten zwischen Stickstoff und Schwefel beschränken sich meist auf Schwefelnitridringverbindungen, wenn beide Elemente als einzige vorhanden sind. ⓘ

Stickstoff hat nicht die gleiche Neigung zur Verkettung wie Kohlenstoff. Wie Kohlenstoff neigt auch Stickstoff dazu, ionische oder metallische Verbindungen mit Metallen zu bilden. Stickstoff bildet mit Kohlenstoff eine umfangreiche Reihe von Nitriden, darunter solche mit ketten-, graphit- und fullerenartigen Strukturen. ⓘ

Er ähnelt dem Sauerstoff mit seiner hohen Elektronegativität und der damit verbundenen Fähigkeit zur Wasserstoffbrückenbindung und zur Bildung von Koordinationskomplexen, indem er seine einsamen Elektronenpaare abgibt. Es gibt einige Parallelen zwischen der Chemie von Ammoniak NH₃ und Wasser H₂O. Zum Beispiel die Fähigkeit beider Verbindungen, protoniert zu werden, um NH₄⁺ und H₃O⁺ zu bilden, oder deprotoniert zu werden, um NH₂- und OH- zu bilden, wobei alle diese Verbindungen in festen Stoffen isoliert werden können. ⓘ

Stickstoff teilt mit seinen beiden horizontalen Nachbarn die Vorliebe für die Bildung von Mehrfachbindungen, typischerweise mit Kohlenstoff, Sauerstoff oder anderen Stickstoffatomen, durch p_π-p_π-Wechselwirkungen. So tritt Stickstoff beispielsweise als zweiatomige Moleküle auf und hat daher sehr viel niedrigere Schmelz- (-210 °C) und Siedepunkte (-196 °C) als der Rest seiner Gruppe, da die N₂-Moleküle nur durch schwache van-der-Waals-Wechselwirkungen zusammengehalten werden und nur sehr wenige Elektronen zur Verfügung stehen, um bedeutende momentane Dipole zu erzeugen. Dies ist bei seinen vertikalen Nachbarn nicht möglich; so finden die Stickoxide, Nitrite, Nitrate, Nitro-, Nitroso-, Azo- und Diazoverbindungen, Azide, Cyanate, Thiocyanate und Imino-Derivate kein Echo bei Phosphor, Arsen, Antimon oder Wismut. Umgekehrt findet die Komplexität der Phosphoroxosäuren keinen Widerhall bei Stickstoff. Abgesehen von ihren Unterschieden bilden Stickstoff und Phosphor eine ganze Reihe von Verbindungen miteinander, die Ketten-, Ring- und Käfigstrukturen aufweisen. ⓘ

Isotope

Tabelle der Nuklide (Segrè-Tabelle) von Kohlenstoff bis Fluor (einschließlich Stickstoff). Orange steht für Protonenemission (Nuklide außerhalb der Protonentropfenlinie); rosa für Positronenemission (inverser Betazerfall); schwarz für stabile Nuklide; blau für Elektronenemission (Betazerfall); und violett für Neutronenemission (Nuklide außerhalb der Neutronentropfenlinie). Die Protonenzahl nimmt auf der vertikalen Achse nach oben und die Neutronenzahl auf der horizontalen Achse nach rechts hin zu. ⓘ

Stickstoff hat zwei stabile Isotope: ¹⁴N und ¹⁵N. Das erste Isotop ist viel häufiger und macht 99,634 % des natürlichen Stickstoffs aus, das zweite (etwas schwerere) Isotop macht die restlichen 0,366 % aus. Daraus ergibt sich ein Atomgewicht von etwa 14,007 u. Beide stabilen Isotope werden im CNO-Zyklus in Sternen erzeugt, aber ¹⁴N ist häufiger, da sein Neutroneneinfang der geschwindigkeitsbegrenzende Schritt ist. ¹⁴N ist eines der fünf stabilen ungeraden Nuklide (ein Nuklid mit einer ungeraden Anzahl von Protonen und Neutronen); die anderen vier sind ²H, ⁶Li, ¹⁰B und ^180mTa. ⓘ

Die relative Häufigkeit von ¹⁴N und ¹⁵N ist in der Atmosphäre praktisch konstant, kann aber andernorts aufgrund der natürlichen Isotopenfraktionierung durch biologische Redoxreaktionen und die Verdunstung von natürlichem Ammoniak oder Salpetersäure schwanken. Biologisch vermittelte Reaktionen (z. B. Assimilation, Nitrifikation und Denitrifikation) steuern die Stickstoffdynamik im Boden stark. Diese Reaktionen führen in der Regel zu einer ¹⁵N-Anreicherung des Substrats und einer Verarmung des Produkts. ⓘ

Das schwere Isotop ¹⁵N wurde erstmals 1929 von S. M. Naudé entdeckt, kurz nachdem die schweren Isotope der benachbarten Elemente Sauerstoff und Kohlenstoff entdeckt worden waren. Es weist einen der niedrigsten thermischen Neutroneneinfangquerschnitte aller Isotope auf. Es wird häufig in der Kernspinresonanzspektroskopie (NMR) verwendet, um die Strukturen stickstoffhaltiger Moleküle zu bestimmen, da sein Kernspin nur die Hälfte beträgt, was für die NMR Vorteile wie eine geringere Linienbreite bietet. ¹⁴N ist zwar auch theoretisch verwendbar, hat aber einen ganzzahligen Kernspin von eins und damit ein Quadrupolmoment, das zu breiteren und weniger nützlichen Spektren führt. Die ¹⁵N-NMR-Spektroskopie weist jedoch Komplikationen auf, die bei der häufigeren ¹H- und ¹³C-NMR-Spektroskopie nicht auftreten. Die geringe natürliche Häufigkeit von ¹⁵N (0,36 %) verringert die Empfindlichkeit erheblich, ein Problem, das durch das niedrige gyromagnetische Verhältnis (nur 10,14 % im Vergleich zu ¹H) noch verschärft wird. Infolgedessen ist das Signal-Rausch-Verhältnis für ¹H bei gleicher Magnetfeldstärke etwa 300 Mal so hoch wie das für ¹⁵N. Dies kann durch Isotopenanreicherung von ¹⁵N durch chemischen Austausch oder fraktionierte Destillation etwas gemildert werden. ¹⁵N-angereicherte Verbindungen haben den Vorteil, dass sie unter Standardbedingungen keinen chemischen Austausch ihrer Stickstoffatome mit atmosphärischem Stickstoff erfahren, im Gegensatz zu Verbindungen mit markierten Wasserstoff-, Kohlenstoff- und Sauerstoffisotopen, die von der Atmosphäre ferngehalten werden müssen. Das ¹⁵N:¹⁴N-Verhältnis wird häufig bei der Analyse stabiler Isotope in den Bereichen Geochemie, Hydrologie, Paläoklimatologie und Paläozeanografie verwendet und wird dort als δ¹⁵N bezeichnet. ⓘ

Von den zehn anderen synthetisch hergestellten Isotopen, die von ¹²N bis ²³N reichen, hat ¹³N eine Halbwertszeit von zehn Minuten und die übrigen Isotope haben Halbwertszeiten in der Größenordnung von Sekunden (¹⁶N und ¹⁷N) oder Millisekunden. Andere Stickstoffisotope sind nicht möglich, da sie außerhalb der nuklearen Tröpfchenlinien fallen und ein Proton oder Neutron austreten würden. In Anbetracht der unterschiedlichen Halbwertszeiten ist ¹³N das wichtigste Stickstoff-Radioisotop, das relativ langlebig genug ist, um in der Positronen-Emissions-Tomographie (PET) verwendet zu werden, obwohl seine Halbwertszeit immer noch kurz ist und es daher am Ort der PET erzeugt werden muss, zum Beispiel in einem Zyklotron durch Protonenbeschuss von ¹⁶O, wobei ¹³N und ein Alphateilchen entstehen. ⓘ

Das Radioisotop ¹⁶N ist das vorherrschende Radionuklid im Kühlmittel von Druckwasserreaktoren oder Siedewasserreaktoren während des normalen Betriebs. Es wird aus ¹⁶O (in Wasser) durch eine (n,p)-Reaktion erzeugt, bei der das ¹⁶O-Atom ein Neutron einfängt und ein Proton abstößt. Es hat eine kurze Halbwertszeit von etwa 7,1 s, erzeugt aber bei seinem Zerfall zurück zu ¹⁶O hochenergetische Gammastrahlung (5 bis 7 MeV). Aus diesem Grund muss der Zugang zu den primären Kühlmittelleitungen in einem Druckwasserreaktor während des Betriebs der Reaktorleistung eingeschränkt werden. Die Gammastrahlung ist ein empfindlicher und unmittelbarer Indikator für Lecks im Primärkühlsystem, die in den sekundären Dampfkreislauf gelangen, und ist das wichtigste Mittel zum Nachweis solcher Lecks. ⓘ

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 dieses Isotop in ähnlicher Weise für biochemische Untersuchungen des Stickstoffstoffwechsels im Ackerboden oder in Pflanzen, aber auch bei der Umsetzung von Proteinen als Indikator eingesetzt. Der Anteil von ¹⁵N am Stickstoff der Atmosphäre beträgt 0,3663 %. ⓘ

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

Chemie und Verbindungen

Allotrope

Molekulares Orbitaldiagramm des Stickstoffmoleküls N₂. Es gibt fünf bindende Orbitale und zwei antibindende Orbitale (mit einem Sternchen gekennzeichnet; Orbitale, die die inneren 1s-Elektronen einbeziehen, sind nicht dargestellt), was eine Gesamtbindungsordnung von drei ergibt. ⓘ

Atomarer Stickstoff, auch aktiver Stickstoff genannt, ist hochreaktiv, da er ein Triradikal mit drei ungepaarten Elektronen ist. Freie Stickstoffatome reagieren leicht mit den meisten Elementen, um Nitride zu bilden, und selbst wenn zwei freie Stickstoffatome zusammenstoßen, um ein angeregtes N₂-Molekül zu erzeugen, können sie beim Zusammenstoß mit so stabilen Molekülen wie Kohlendioxid und Wasser so viel Energie freisetzen, dass es zu einer homolytischen Spaltung in Radikale wie CO und O oder OH und H kommt. Atomarer Stickstoff wird hergestellt, indem man eine elektrische Entladung bei 0,1-2 mmHg durch Stickstoffgas leitet, wodurch atomarer Stickstoff zusammen mit einer pfirsichgelben Emission erzeugt wird, die auch nach Beendigung der Entladung noch einige Minuten lang langsam als Nachglühen abklingt. ⓘ

Aufgrund der hohen Reaktivität des atomaren Stickstoffs tritt elementarer Stickstoff meist als molekulares N₂, als Distickstoff, auf. Dieses Molekül ist bei Standardbedingungen ein farb-, geruch- und geschmackloses diamagnetisches Gas: Es schmilzt bei -210 °C und siedet bei -196 °C. Bei Raumtemperatur ist Distickstoff weitgehend reaktionslos, reagiert aber mit Lithiummetall und einigen Übergangsmetallkomplexen. Dies ist auf seine Bindung zurückzuführen, die unter den zweiatomigen Elementen unter Standardbedingungen einzigartig ist, da sie eine N≡N-Dreifachbindung aufweist. Dreifachbindungen haben kurze Bindungslängen (in diesem Fall 109,76 pm) und hohe Dissoziationsenergien (in diesem Fall 945,41 kJ/mol) und sind daher sehr stark, was die chemische Trägheit von Stickstoff erklärt. ⓘ

Weitere Stickstoff-Oligomere und -Polymere sind denkbar. Wenn sie synthetisiert werden könnten, hätten sie potenzielle Anwendungen als Materialien mit sehr hoher Energiedichte, die als starke Treibstoffe oder Sprengstoffe verwendet werden könnten. Unter extrem hohem Druck (1,1 Millionen Atmosphären) und hohen Temperaturen (2000 K), wie sie in einer Diamant-Ambosszelle erzeugt werden, polymerisiert Stickstoff in die einbindige kubische Gauche-Kristallstruktur. Diese Struktur ähnelt der des Diamanten, und beide weisen extrem starke kovalente Bindungen auf, was ihm den Spitznamen "Stickstoffdiamant" einbrachte. ⓘ

Fester Stickstoff in den Ebenen von Sputnik Planitia (unten rechts im Bild) auf dem Planeten Pluto neben Wassereisbergen (oben links im Bild) ⓘ

Bei Atmosphärendruck kondensiert (verflüssigt) molekularer Stickstoff bei 77 K (-195,79 °C) und gefriert bei 63 K (-210,01 °C) in der allotropen, beta-hexagonalen, dicht gepackten Kristallform. Unterhalb von 35,4 K (-237,6 °C) nimmt Stickstoff die kubisch kristalline allotrope Form (die so genannte Alpha-Phase) an. Flüssiger Stickstoff, eine farblose, wasserähnliche Flüssigkeit mit 80,8 % der Dichte (die Dichte von flüssigem Stickstoff bei seinem Siedepunkt beträgt 0,808 g/ml), ist ein gängiges Kryogen. Fester Stickstoff weist zahlreiche kristalline Modifikationen auf. Er bildet eine bedeutende dynamische Oberflächenbedeckung auf Pluto und äußeren Monden des Sonnensystems wie Triton. Selbst bei den niedrigen Temperaturen von festem Stickstoff ist er ziemlich flüchtig und kann sublimieren und eine Atmosphäre bilden oder zu Stickstofffrost kondensieren. Er ist sehr schwach und fließt in Form von Gletschern und auf Triton kommen Geysire aus Stickstoffgas aus der Region der Polkappe. ⓘ

Eine dem schwarzen Phosphor analoge polymere Form des Stickstoffs, als Schwarzer Stickstoff bezeichnet wurde 2020 beschrieben. Die Struktur enthält zweidimensionalen Schichten, in denen die Stickstoffatome über ein einheitliches Zickzack-Muster vernetzt sind. Diese 2D-Schichten ähneln in ihren elektronischen Eigenschaften dem Graphen, so dass das Material für viele technische Anwendungen interessant sein könnte. Die Herstellung erfolgte durch Lasererhitzung von Stickstoff bei einem Druck von 140 GPa in einer Diamantzelle. ⓘ

Distickstoff-Komplexe

Struktur von [Ru(NH₃)₅(N₂)]²⁺ (Pentaamin(Distickstoff)ruthenium(II)), dem ersten entdeckten Distickstoffkomplex ⓘ

Das erste Beispiel für einen Distickstoffkomplex, das entdeckt wurde, war [Ru(NH₃)₅(N₂)]²⁺ (siehe Abbildung rechts), und schon bald wurden zahlreiche weitere solcher Komplexe entdeckt. Diese Komplexe, in denen ein Stickstoffmolekül mindestens ein einsames Elektronenpaar an ein zentrales Metallkation abgibt, veranschaulichen, wie N₂ an das Metall bzw. die Metalle in der Nitrogenase und dem Katalysator für den Haber-Prozess binden kann: Diese Prozesse, die eine Aktivierung von Distickstoff beinhalten, sind in der Biologie und bei der Herstellung von Düngemitteln von entscheidender Bedeutung. ⓘ

Distickstoff kann sich auf fünf verschiedene Arten an Metalle binden. Die am besten charakterisierten Formen sind die End-on- M←N≡N (η¹) und M←N≡N→M (μ, bis-η¹), bei denen die einsamen Paare der Stickstoffatome an das Metallkation abgegeben werden. Bei den weniger gut charakterisierten Methoden gibt der Stickstoff Elektronenpaare aus der Dreifachbindung ab, entweder als Brückenligand an zwei Metallkationen (μ, bis-η²) oder an nur eine (η²). Bei der fünften und einzigen Methode handelt es sich um eine Dreifach-Koordination als Brückenligand, der alle drei Elektronenpaare aus der Dreifachbindung abgibt (μ₃-N₂). Einige Komplexe weisen mehrere N₂-Liganden auf, und bei einigen ist N₂ auf verschiedene Weise gebunden. Da N₂ isoelektronisch mit Kohlenmonoxid (CO) und Acetylen (C₂H₂) ist, ähneln die Bindungen in Stickstoffkomplexen denen in Carbonylverbindungen, obwohl N₂ ein schwächerer σ-Donor und π-Akzeptor als CO ist. Theoretische Studien zeigen, dass die σ-Donation ein wichtigerer Faktor ist, der die Bildung der M-N-Bindung ermöglicht, als die π-Rückdonation, die meist nur die N-N-Bindung schwächt, und dass die End-on-Donation (η¹) leichter zu erreichen ist als die Side-on-Donation (η²). ⓘ

Heute sind Distickstoffkomplexe für fast alle Übergangsmetalle bekannt und machen mehrere hundert Verbindungen aus. Sie werden in der Regel durch drei Methoden hergestellt:

1. Ersetzen von labilen Liganden wie H₂O, H- oder CO direkt durch Stickstoff: Dies sind häufig reversible Reaktionen, die unter milden Bedingungen ablaufen.
2. Reduktion von Metallkomplexen in Gegenwart eines geeigneten Coliganden im Überschuss unter Stickstoffgas. Eine häufige Wahl ist der Ersatz von Chloridliganden durch Dimethylphenylphosphin (PMe₂Ph), um die im Vergleich zu den ursprünglichen Chlorliganden geringere Anzahl von Stickstoffliganden auszugleichen.
3. Umwandlung eines Liganden mit N-N-Bindungen, wie z. B. Hydrazin oder Azid, direkt in einen Zwei-Stickstoff-Liganden.

Gelegentlich kann die N≡N-Bindung direkt in einem Metallkomplex gebildet werden, z. B. durch direkte Reaktion von koordiniertem Ammoniak (NH₃) mit salpetriger Säure (HNO₂), aber dies ist nicht allgemein üblich. Die meisten Distickstoffkomplexe haben Farben im Bereich weiß-gelb-orange-rot-braun; einige wenige Ausnahmen sind bekannt, wie der blaue [{Ti(η⁵-C₅H₅)₂}₂-(N₂)]. ⓘ

Nitride, Azide und Nitrido-Komplexe

Stickstoff verbindet sich mit fast allen Elementen des Periodensystems, mit Ausnahme der ersten drei Edelgase Helium, Neon und Argon sowie einiger sehr kurzlebiger Elemente nach Bismut, wodurch eine immense Vielfalt an binären Verbindungen mit unterschiedlichen Eigenschaften und Anwendungen entsteht. Es sind viele binäre Verbindungen bekannt: mit Ausnahme der Stickstoffhydride, -oxide und -fluoride, die üblicherweise als Nitride bezeichnet werden. Für die meisten Elemente gibt es zahlreiche stöchiometrische Phasen (z. B. MnN, Mn₆N₅, Mn₃N₂, Mn₂N, Mn₄N und MnxN für 9,2 < x < 25,3). Sie können als "salzähnlich" (meist ionisch), kovalent, "diamantähnlich" und metallisch (oder interstitiell) klassifiziert werden, obwohl diese Klassifizierung Einschränkungen aufweist, die im Allgemeinen auf die Kontinuität der Bindungstypen und nicht auf die diskreten und separaten Typen zurückzuführen sind, die sie impliziert. Sie werden normalerweise durch direkte Reaktion eines Metalls mit Stickstoff oder Ammoniak (manchmal nach Erhitzung) oder durch thermische Zersetzung von Metallamiden hergestellt:

3 Ca + N₂ → Ca₃N₂

3 Mg + 2 NH₃ → Mg₃N₂ + 3 H₂ (bei 900 °C)

3 Zn(NH₂)₂ → Zn₃N₂ + 4 NH₃

Viele Varianten dieser Prozesse sind möglich. Die ionischsten dieser Nitride sind die der Alkali- und Erdalkalimetalle, Li₃N (Na, K, Rb und Cs bilden aus sterischen Gründen keine stabilen Nitride) und M₃N₂ (M = Be, Mg, Ca, Sr, Ba). Diese können formal als Salze des N3-Anions betrachtet werden, obwohl die Ladungstrennung selbst bei diesen stark elektropositiven Elementen nicht vollständig ist. Die Alkalimetallazide NaN₃ und KN₃, bei denen die lineare N-
₃-Anion aufweisen, sind ebenso bekannt wie Sr(N₃)₂ und Ba(N₃)₂. Die Azide der Metalle der B-Untergruppe (Gruppen 11 bis 16) sind viel weniger ionisch, haben kompliziertere Strukturen und detonieren leicht bei Erschütterungen. ⓘ

Mesomere Strukturen von Borazin, (-BH-NH-)_{3 ⓘ}

Es sind viele kovalente binäre Nitride bekannt. Beispiele sind Cyanogen ((CN)₂), Triphosphorpentanitrid (P₃N₅), Disulfurdinitrid (S₂N₂) und Tetraschwefeltetranitrid (S₄N₄). Bekannt sind auch das im Wesentlichen kovalente Siliciumnitrid (Si₃N₄) und das Germaniumnitrid (Ge₃N₄): Insbesondere Siliciumnitrid wäre eine vielversprechende Keramik, wenn es nicht so schwierig zu bearbeiten und zu sintern wäre. Insbesondere die Nitride der Gruppe 13, von denen die meisten vielversprechende Halbleiter sind, sind isoelektronisch mit Graphit, Diamant und Siliziumkarbid und haben ähnliche Strukturen: ihre Bindungen ändern sich von kovalent über teilweise ionisch bis hin zu metallisch, je weiter man von der Gruppe absteigt. Da die B-N-Einheit isoelektronisch zu C-C ist und Kohlenstoff im Wesentlichen eine Zwischengröße zwischen Bor und Stickstoff hat, findet ein Großteil der organischen Chemie ein Echo in der Bor-Stickstoff-Chemie, z. B. in Borazin ("anorganisches Benzol"). Die Analogie ist jedoch nicht exakt, da Bor aufgrund seines Elektronenmangels leicht nucleophil angegriffen werden kann, was in einem vollständig kohlenstoffhaltigen Ring nicht möglich ist. ⓘ

Die größte Kategorie der Nitride sind die interstitiellen Nitride der Formeln MN, M₂N und M₄N (wobei eine variable Zusammensetzung durchaus möglich ist), bei denen die kleinen Stickstoffatome in den Lücken eines metallischen kubischen oder hexagonalen, dicht gepackten Gitters angeordnet sind. Sie sind undurchsichtig, sehr hart und chemisch inert und schmelzen erst bei sehr hohen Temperaturen (im Allgemeinen über 2500 °C). Sie haben einen metallischen Glanz und leiten Strom wie Metalle. Sie hydrolysieren nur sehr langsam zu Ammoniak oder Stickstoff. ⓘ

Das Nitridanion (N3-) ist der stärkste bekannte π-Donator unter den Liganden (der zweitstärkste ist O2-). Nitridkomplexe werden im Allgemeinen durch thermische Zersetzung von Aziden oder durch Deprotonierung von Ammoniak hergestellt, und sie enthalten in der Regel eine endständige {≡N}3--Gruppe. Das lineare Azidanion (N-
₃), das mit Distickstoffoxid, Kohlendioxid und Cyanat isoelektronisch ist, bildet viele Koordinationskomplexe. Eine weitere Verkettung ist selten, obwohl N4-
₄ (isoelektronisch mit Carbonat und Nitrat) bekannt ist. ⓘ

Stickstoff bildet mit anderen Elementen verschiedene Arten von Nitriden:

• Kovalente Nitride wie Dischwefeldinitrid, Tetraschwefeltetranitrid, Siliciumnitrid und Bornitrid
• Metallische Nitride wie Titannitrid und Chromnitrid
• Salzartige Nitride wie Lithiumnitrid und Magnesiumnitrid ⓘ

Titannitrid hat eine Natriumchlorid-Kristallstruktur. Es dient für Beschichtungen, die die Lebensdauer von Produkten, zum Beispiel Werkzeugen, verlängern. Diese goldfarbenen Schichten sind üblicherweise sehr dünn. ⓘ

Siliciumnitrid tritt in drei Modifikationen (α-Si₃N₄, β-Si₃N₄ und γ-Si₃N₄) auf, die sich in ihrer Kristallstruktur unterscheiden. Es wird in der Halbleitertechnik und für Messspitzen von Rasterkraftmikroskopen verwendet. ⓘ

Hydride

Standardreduktionspotentiale für stickstoffhaltige Spezies. Das obere Diagramm zeigt die Potentiale bei pH 0; das untere Diagramm zeigt die Potentiale bei pH 14. ⓘ

Industriell gesehen ist Ammoniak (NH₃) die wichtigste Stickstoffverbindung und wird in größeren Mengen als jede andere Verbindung hergestellt, da es als Vorprodukt von Nahrungsmitteln und Düngemitteln einen wichtigen Beitrag zur Ernährung von Landlebewesen leistet. Es handelt sich um ein farbloses, alkalisches Gas mit einem charakteristischen, stechenden Geruch. Das Vorhandensein von Wasserstoffbrückenbindungen wirkt sich sehr stark auf Ammoniak aus und verleiht ihm seine hohen Schmelz- (-78 °C) und Siedepunkte (-33 °C). Als Flüssigkeit ist es ein sehr gutes Lösungsmittel mit einer hohen Verdampfungswärme (was die Verwendung in Vakuumflaschen ermöglicht), das außerdem eine niedrige Viskosität und elektrische Leitfähigkeit sowie eine hohe Dielektrizitätskonstante aufweist und weniger dicht ist als Wasser. Die Wasserstoffbrückenbindungen in NH₃ sind jedoch schwächer als in H₂O, was auf die geringere Elektronegativität von Stickstoff im Vergleich zu Sauerstoff und das Vorhandensein von nur einem einsamen Paar in NH₃ im Gegensatz zu zwei in H₂O zurückzuführen ist. Es ist eine schwache Base in wässriger Lösung (pKb 4,74); seine konjugierte Säure ist Ammonium, NH⁺
₄. Es kann auch als extrem schwache Säure wirken, wobei es ein Proton verliert und das Amidanion NH-
₂. Auf diese Weise spaltet es sich, ähnlich wie Wasser, selbst auf und bildet Ammonium und Amid. Ammoniak verbrennt in Luft oder Sauerstoff, wenn auch nicht leicht, unter Bildung von Stickstoffgas; in Fluor verbrennt es mit grünlich-gelber Flamme unter Bildung von Stickstofftrifluorid. Die Reaktionen mit den anderen Nichtmetallen sind sehr komplex und führen in der Regel zu einem Gemisch von Produkten. Ammoniak reagiert beim Erhitzen mit Metallen unter Bildung von Nitriden. ⓘ

Viele andere binäre Stickstoffhydride sind bekannt, die wichtigsten sind Hydrazin (N₂H₄) und Azidwasserstoff (HN₃). Obwohl es kein Stickstoffhydrid ist, ähnelt Hydroxylamin (NH₂OH) in seinen Eigenschaften und seiner Struktur ebenfalls Ammoniak und Hydrazin. Hydrazin ist eine rauchende, farblose Flüssigkeit, die ähnlich wie Ammoniak riecht. Seine physikalischen Eigenschaften sind denen von Wasser sehr ähnlich (Schmelzpunkt 2,0 °C, Siedepunkt 113,5 °C, Dichte 1,00 g/cm³). Obwohl es sich um eine endotherme Verbindung handelt, ist sie kinetisch stabil. An der Luft verbrennt es schnell und vollständig unter Bildung von Stickstoff und Wasserdampf. Es ist ein sehr nützliches und vielseitiges Reduktionsmittel und ist eine schwächere Base als Ammoniak. Es wird auch häufig als Raketentreibstoff verwendet. ⓘ

Hydrazin wird im Allgemeinen durch Reaktion von Ammoniak mit alkalischem Natriumhypochlorit in Gegenwart von Gelatine oder Leim hergestellt:

NH₃ + OCl- → NH₂Cl + OH-

NH₂Cl + NH₃ → N
₂H⁺
₅ + Cl- (langsam)

N
₂H⁺
₅ + OH- → N₂H₄ + H₂O (schnell)

(Die Angriffe von Hydroxid und Ammoniak können umgekehrt werden, so dass stattdessen das Zwischenprodukt NHCl- entsteht). Der Grund für die Zugabe von Gelatine ist, dass sie Metallionen wie Cu²⁺ entfernt, die die Zerstörung von Hydrazin durch Reaktion mit Monochloramin (NH₂Cl) katalysieren, wobei Ammoniumchlorid und Stickstoff entstehen. ⓘ

Azidwasserstoff (HN₃) wurde erstmals 1890 durch die Oxidation von wässrigem Hydrazin mit salpetriger Säure hergestellt. Es ist sehr explosiv, und selbst verdünnte Lösungen können gefährlich sein. Es hat einen unangenehmen und irritierenden Geruch und ist ein potenziell tödliches (aber nicht kumulatives) Gift. Sie kann als konjugierte Säure des Azidanions betrachtet werden und ist den Halogenwasserstoffsäuren ähnlich. ⓘ

Halogenide und Oxohalogenide

Stickstofftrichlorid ⓘ

Alle vier einfachen Stickstofftrihalogenide sind bekannt. Es sind einige gemischte Halogenide und Halogenwasserstoffe bekannt, die jedoch meist instabil sind; Beispiele sind NClF₂, NCl₂F, NBrF₂, NF₂H, NFH₂, NCl₂H und NClH₂. ⓘ

Es sind fünf Stickstofffluoride bekannt. Stickstofftrifluorid (NF₃, erstmals 1928 hergestellt) ist ein farb- und geruchloses Gas, das thermodynamisch stabil ist und am einfachsten durch die Elektrolyse von geschmolzenem Ammoniumfluorid, das in wasserfreiem Fluorwasserstoff gelöst ist, hergestellt wird. Wie Tetrafluorkohlenstoff ist es überhaupt nicht reaktiv und in Wasser oder verdünnten wässrigen Säuren oder Laugen stabil. Nur beim Erhitzen wirkt es als Fluorierungsmittel und reagiert mit Kupfer, Arsen, Antimon und Wismut bei Kontakt mit hohen Temperaturen zu Tetrafluorhydrazin (N₂F₄). Die Kationen NF⁺
₄ und N
₂F⁺
₃ sind ebenfalls bekannt (letzteres aus der Reaktion von Tetrafluorhydrazin mit starken Fluorid-Akzeptoren wie Arsenpentafluorid), ebenso wie ONF₃, das aufgrund des kurzen N-O-Abstandes, der eine partielle Doppelbindung impliziert, und der stark polaren und langen N-F-Bindung Interesse geweckt hat. Tetrafluorhydrazin kann, im Gegensatz zu Hydrazin selbst, bei Raumtemperatur und darüber dissoziieren und das Radikal NF₂- bilden. Fluoraryzid (FN₃) ist sehr explosiv und thermisch instabil. Distickstoffdifluorid (N₂F₂) liegt als thermisch ineinander überführbare cis- und trans-Isomere vor und wurde erstmals als Produkt der thermischen Zersetzung von FN₃ entdeckt. ⓘ

Stickstofftrichlorid (NCl₃) ist eine dichte, flüchtige und explosive Flüssigkeit, deren physikalische Eigenschaften denen von Tetrachlorkohlenstoff ähneln, wobei ein Unterschied darin besteht, dass NCl₃ leicht durch Wasser hydrolysiert wird, CCl₄ dagegen nicht. Es wurde erstmals 1811 von Pierre Louis Dulong synthetisiert, der aufgrund seiner explosiven Eigenschaften drei Finger und ein Auge verlor. Als verdünntes Gas ist es weniger gefährlich und wird daher industriell zum Bleichen und Sterilisieren von Mehl verwendet. Stickstofftribromid (NBr₃), das 1975 erstmals hergestellt wurde, ist ein tiefroter, temperaturempfindlicher, flüchtiger Feststoff, der bereits bei -100 °C explosiv ist. Stickstofftriiodid (NI₃) ist noch instabiler und wurde erst 1990 hergestellt. Sein schon früher bekanntes Addukt mit Ammoniak ist sehr stoßempfindlich: Es kann durch die Berührung einer Feder, wechselnde Luftströmungen oder sogar Alphateilchen ausgelöst werden. Aus diesem Grund werden manchmal kleine Mengen von Stickstofftriiodid synthetisiert, um sie Schülern der Oberstufe zu demonstrieren oder als "chemische Zauberei". Chlorazid (ClN₃) und Bromazid (BrN₃) sind äußerst empfindlich und explosiv. ⓘ

Zwei Serien von Stickstoffoxohalogeniden sind bekannt: die Nitrosylhalogenide (XNO) und die Nitrylhalogenide (XNO₂). Erstere sind sehr reaktive Gase, die durch direkte Halogenierung von Distickstoffoxid hergestellt werden können. Nitrosylfluorid (NOF) ist farblos und ein starkes Fluorierungsmittel. Nitrosylchlorid (NOCl) verhält sich ähnlich und wurde häufig als ionisierendes Lösungsmittel verwendet. Nitrosylbromid (NOBr) ist rot. Die Reaktionen der Nitrylhalogenide sind meist ähnlich: Nitrylfluorid (FNO₂) und Nitrylchlorid (ClNO₂) sind ebenfalls reaktive Gase und starke Halogenierungsmittel. ⓘ

Oxide

Stickstoffdioxid bei -196 °C, 0 °C, 23 °C, 35 °C und 50 °C. NO
₂ verwandelt sich in farbloses Distickstofftetroxid (N
₂O
₄) um und wird bei höheren Temperaturen wieder zu NO
₂ bei höheren Temperaturen. ⓘ

Stickstoff bildet neun molekulare Oxide, von denen einige als erste Gase identifiziert wurden: N₂O (Distickstoffoxid), NO (Stickstoffoxid), N₂O₃ (Distickstofftrioxid), NO₂ (Stickstoffdioxid), N₂O₄ (Distickstofftetroxid), N₂O₅ (Distickstoffpentoxid), N₄O (Nitrosylazid) und N(NO₂)₃ (Trinitramid). Alle sind thermisch instabil und zerfallen in ihre Elemente. Ein weiteres mögliches Oxid, das noch nicht synthetisiert wurde, ist Oxatetrazol (N₄O), ein aromatischer Ring. ⓘ

Distickstoffoxid (N₂O), besser bekannt als Lachgas, wird durch thermische Zersetzung von geschmolzenem Ammoniumnitrat bei 250 °C hergestellt. Dabei handelt es sich um eine Redoxreaktion, bei der auch Stickstoff und Stickstoff als Nebenprodukte entstehen. Es wird hauptsächlich als Treibmittel und Belüftungsmittel für Sprühsahne in Dosen verwendet und wurde früher häufig als Narkosemittel eingesetzt. Entgegen dem Anschein kann es nicht als Anhydrid der hyponitrosen Säure (H₂N₂O₂) angesehen werden, da diese Säure nicht durch die Auflösung von Distickstoffoxid in Wasser entsteht. Es ist ziemlich unreaktiv (reagiert bei Raumtemperatur nicht mit Halogenen, Alkalimetallen oder Ozon, obwohl die Reaktivität bei Erwärmung zunimmt) und hat die unsymmetrische Struktur N-N-O (N≡N⁺O-↔-N=N⁺=O): oberhalb von 600 °C dissoziiert es durch Spaltung der schwächeren N-O-Bindung. Stickstoffmonoxid (NO) ist das einfachste stabile Molekül mit einer ungeraden Anzahl von Elektronen. Bei Säugetieren, einschließlich des Menschen, ist es ein wichtiges zelluläres Signalmolekül, das an vielen physiologischen und pathologischen Prozessen beteiligt ist. Es wird durch katalytische Oxidation von Ammoniak gebildet. Es ist ein farbloses, paramagnetisches Gas, das thermodynamisch instabil ist und sich bei 1100-1200 °C in Stickstoff und Sauerstoffgas zersetzt. Seine Bindungen sind ähnlich wie die des Stickstoffs, jedoch ist ein zusätzliches Elektron in einem π*-Antibindungsorbital vorhanden, so dass die Bindungsordnung auf etwa 2,5 reduziert wurde; daher ist die Dimerisierung zu O=N-N=O ungünstig, außer unterhalb des Siedepunkts (wo das cis-Isomer stabiler ist), da sie die Gesamtbindungsordnung nicht wirklich erhöht und das ungepaarte Elektron über das NO-Molekül verlagert wird, was ihm Stabilität verleiht. Es gibt auch Hinweise auf das asymmetrische rote Dimer O=N-O=N, wenn Stickstoffmonoxid mit polaren Molekülen kondensiert. Es reagiert mit Sauerstoff unter Bildung von braunem Stickstoffdioxid und mit Halogenen unter Bildung von Nitrosylhalogeniden. Es reagiert auch mit Übergangsmetallverbindungen unter Bildung von Nitrosylkomplexen, von denen die meisten stark gefärbt sind. ⓘ

Blaues Distickstofftrioxid (N₂O₃) ist nur als Feststoff erhältlich, da es oberhalb seines Schmelzpunktes schnell zu Stickstoffoxid, Stickstoffdioxid (NO₂) und Distickstofftetroxid (N₂O₄) dissoziiert. Die beiden letztgenannten Verbindungen lassen sich wegen des Gleichgewichts zwischen ihnen nur schwer einzeln untersuchen, obwohl Distickstofftetroxid in einem Medium mit hoher Dielektrizitätskonstante manchmal durch heterolytische Spaltung zu Nitrosonium und Nitrat reagieren kann. Stickstoffdioxid ist ein beißendes, korrosives braunes Gas. Beide Verbindungen lassen sich leicht durch Zersetzung eines trockenen Metallnitrats herstellen. Beide reagieren mit Wasser unter Bildung von Salpetersäure. Distickstofftetroxid ist sehr nützlich für die Herstellung wasserfreier Metallnitrate und Nitratkomplexe und wurde in den späten 1950er Jahren zum bevorzugten lagerfähigen Oxidationsmittel für viele Raketen sowohl in den USA als auch in der UdSSR. Dies ist darauf zurückzuführen, dass es in Kombination mit einem Raketentreibstoff auf Hydrazinbasis ein hypergolischer Treibstoff ist und sich leicht lagern lässt, da es bei Raumtemperatur flüssig ist. ⓘ

Das thermisch instabile und sehr reaktive Distickstoffpentoxid (N₂O₅) ist das Anhydrid der Salpetersäure und kann durch Dehydratisierung mit Phosphorpentoxid hergestellt werden. Es ist für die Herstellung von Sprengstoffen von Interesse. Es ist ein zerfließender, farbloser kristalliner Feststoff, der lichtempfindlich ist. Im festen Zustand ist es ionisch mit der Struktur [NO₂]⁺[NO₃]-; als Gas und in Lösung ist es molekular O₂N-O-NO₂. Die Hydratation zu Salpetersäure erfolgt leicht, ebenso wie die analoge Reaktion mit Wasserstoffperoxid zu Peroxonitronensäure (HOONO₂). Sie ist ein starkes Oxidationsmittel. Gasförmiges Distickstoffpentoxid zersetzt sich wie folgt:

N₂O₅ ⇌ NO₂ + NO₃ → NO₂ + O₂ + NO

N₂O₅ + NO ⇌ 3 NO_{2 ⓘ}

Bei Oxidationsprozessen, zum Beispiel bei der Verbrennung von Benzin, Erdöl und Kohle entstehen Stickoxide. Stickstoffquelle kann die Luft oder der Brennstoff sein. Einige Stickoxide, zum Beispiel Stickstoffdioxid, Stickstoffmonoxid und Distickstofftetroxid, sind giftig, ätzend und gesundheitsschädlich. Stickstoffdioxid und Distickstofftetroxid sind teilweise für den sauren Regen verantwortlich. Distickstoffmonoxid (Lachgas) wird als Narkosemittel eingesetzt. Es schädigt die Ozonschicht und ist ein sehr starkes Treibhausgas. ⓘ

Oxosäuren, Oxoanionen und Oxosäuresalze

Es sind viele Stickstoffoxosäuren bekannt, wobei die meisten von ihnen als reine Verbindungen instabil sind und nur in wässriger Lösung oder als Salze bekannt sind. Die hyponitrose Säure (H₂N₂O₂) ist eine schwache diprotische Säure mit der Struktur HON=NOH (pK_a1 6,9, pK_a2 11,6). Saure Lösungen sind recht stabil, aber oberhalb von pH 4 erfolgt eine basenkatalysierte Zersetzung über [HONNO]- zu Distickstoffmonoxid und dem Hydroxidanion. Hyponitrite (unter Beteiligung des N
₂O2-
₂-Anion) sind stabil gegenüber Reduktionsmitteln und fungieren häufiger selbst als Reduktionsmittel. Sie sind ein Zwischenschritt bei der Oxidation von Ammoniak zu Nitrit, die im Stickstoffkreislauf stattfindet. Hyponitrit kann als verbrückender oder chelatierender zweizähniger Ligand wirken. ⓘ

Salpetrige Säure (HNO₂) ist als reine Verbindung nicht bekannt, ist aber ein häufiger Bestandteil von Gasgleichgewichten und ein wichtiges wässriges Reagenz: Ihre wässrigen Lösungen können durch Ansäuern von kalten wässrigen Nitritlösungen (NO-
₂, bent) hergestellt werden, obwohl bereits bei Raumtemperatur eine erhebliche Disproportionierung zu Nitrat und Stickstoffoxid stattfindet. Es ist eine schwache Säure mit pKa 3,35 bei 18 °C. Sie kann titrimetrisch durch ihre Oxidation zu Nitrat durch Permanganat analysiert werden. Sie werden leicht durch Schwefeldioxid zu Distickstoffoxid und Stickstoffoxid, mit Zinn(II) zu hyponitratischer Säure und mit Schwefelwasserstoff zu Ammoniak reduziert. Salze von Hydrazinium N
₂H⁺
₅ reagieren mit salpetriger Säure zu Aziden, die wiederum zu Distickstoffoxid und Stickstoff reagieren. Natriumnitrit ist in Konzentrationen von über 100 mg/kg leicht giftig, wird aber in geringen Mengen häufig zum Pökeln von Fleisch und als Konservierungsmittel verwendet, um bakteriellen Verderb zu verhindern. Es wird auch zur Synthese von Hydroxylamin und zur Diazotierung von primären aromatischen Aminen wie folgt verwendet:

ArNH₂ + HNO₂ → [ArNN]Cl + 2 H₂O ⓘ

Nitrit ist ebenfalls ein häufiger Ligand, der auf fünf Arten koordinieren kann. Die häufigsten sind Nitro (vom Stickstoff aus) und Nitrito (von einem Sauerstoff aus). Nitro-Nitrito-Isomerie ist häufig, wobei die Nitrito-Form in der Regel weniger stabil ist. ⓘ

Rauchende Salpetersäure, verunreinigt mit gelbem Stickstoffdioxid ⓘ

Salpetersäure (HNO₃) ist bei weitem die wichtigste und stabilste der Stickstoffoxosäuren. Sie ist eine der drei am häufigsten verwendeten Säuren (die anderen beiden sind Schwefelsäure und Salzsäure) und wurde erstmals von den Alchemisten im 13. Sie wird durch katalytische Oxidation von Ammoniak zu Stickstoffoxid hergestellt, das zu Stickstoffdioxid oxidiert und dann in Wasser gelöst wird, um konzentrierte Salpetersäure zu erhalten. In den Vereinigten Staaten von Amerika werden jährlich mehr als sieben Millionen Tonnen Salpetersäure hergestellt, von denen der größte Teil für die Herstellung von Nitraten für Düngemittel und Sprengstoffe sowie für andere Zwecke verwendet wird. Wasserfreie Salpetersäure kann durch Destillation von konzentrierter Salpetersäure mit Phosphorpentoxid bei niedrigem Druck in Glasapparaturen im Dunkeln hergestellt werden. Sie kann nur in festem Zustand hergestellt werden, da sie sich beim Schmelzen spontan zu Stickstoffdioxid zersetzt und flüssige Salpetersäure in größerem Maße als jede andere kovalente Flüssigkeit eine Selbstionisierung erfährt, und zwar wie folgt:

2 HNO₃ ⇌ H
₂NO⁺
₃ + NO-
₃ ⇌ H₂O + [NO₂]⁺ + [NO₃]-

Es sind zwei Hydrate, HNO₃-H₂O und HNO₃-3H₂O, bekannt, die kristallisiert werden können. Es ist eine starke Säure, und konzentrierte Lösungen sind starke Oxidationsmittel, obwohl Gold, Platin, Rhodium und Iridium nicht angegriffen werden. Eine 3:1-Mischung aus konzentrierter Salzsäure und Salpetersäure, Königswasser genannt, ist noch stärker und löst Gold und Platin erfolgreich auf, da sich freies Chlor und Nitrosylchlorid bilden und Chloridanionen starke Komplexe bilden können. In konzentrierter Schwefelsäure wird die Salpetersäure protoniert und bildet Nitronium, das als Elektrophil für die aromatische Nitrierung fungieren kann:

HNO₃ + 2 H₂SO₄ ⇌ NO⁺
₂ + H₃O⁺ + 2 HSO-
₄

Die thermischen Stabilitäten von Nitraten (mit dem trigonal-planaren NO-
₃-Anion) hängt von der Basizität des Metalls ab, ebenso wie die Zersetzungsprodukte (Thermolyse), die je nach ihrer relativen Stabilität zwischen dem Nitrit (z. B. Natrium), dem Oxid (Kalium und Blei) oder sogar dem Metall selbst (Silber) variieren können. Nitrat ist auch ein weit verbreiteter Ligand mit vielen Koordinationsmodi. ⓘ

Schließlich gibt es zwar keine Orthonitronensäure (H₃NO₄), die der Orthophosphorsäure entsprechen würde, aber das tetraedrische Orthonitrat-Anion NO3-
₄ ist in seinen Natrium- und Kaliumsalzen bekannt:

${\ce {NaNO3{}+Na2O->[{\ce {Ag~crucible}}][{\ce {300^{\circ }C~for~7days}}]Na3NO4}}$

Diese weißen kristallinen Salze sind sehr empfindlich gegenüber Wasserdampf und Kohlendioxid in der Luft:

Na₃NO₄ + H₂O + CO₂ → NaNO₃ + NaOH + NaHCO₃

Trotz seiner begrenzten chemischen Eigenschaften ist das Orthonitrat-Anion aufgrund seiner regelmäßigen tetraedrischen Form und der kurzen N-O-Bindungslängen aus struktureller Sicht interessant, was auf einen signifikanten polaren Charakter der Bindung hindeutet. ⓘ

Salpetrige Säure ist eine mittelstarke, instabile Säure, die bei Erwärmung in einer Disproportionierungsreaktion zu Salpetersäure, Stickstoffmonoxid und Wasser zerfällt: $\mathrm {3\ HNO_{2}\ \longrightarrow \ HNO_{3}+2\ NO+H_{2}O}$ ⓘ

Die Salze der Salpetrigen Säure sind die Nitrite. Natriumnitrit und Kaliumnitrit werden als Konservierungsmittel eingesetzt. ⓘ

Hyposalpetrige Säure ist eine schwache, instabile Säure, die bereits bei Zimmertemperatur zu Distickstoffmonoxid und Wasser zerfällt: $\mathrm {H_{2}N_{2}O_{2}\longrightarrow H_{2}O+N_{2}O}$ ⓘ

Stickstoffwasserstoffsäure ist eine instabile, hochexplosive, die Schleimhäute reizende, stechend riechende Flüssigkeit. Die Salze der Stickstoffwasserstoffsäure heißen Azide. Bleiazid ist wird als Initialsprengstoff verwendet. ⓘ

Organische Stickstoffverbindungen

Stickstoff ist eines der wichtigsten Elemente in der organischen Chemie. Viele organische funktionelle Gruppen weisen eine Kohlenstoff-Stickstoff-Bindung auf, wie Amide (RCONR₂), Amine (R₃N), Imine (RC(=NR)R), Imide (RCO)₂NR, Azide (RN₃), Azoverbindungen (RN₂R), Cyanate und Isocyanate (ROCN oder RCNO), Nitrate (RONO₂), Nitrile und Isonitrile (RCN oder RNC), Nitrite (RONO), Nitroverbindungen (RNO₂), Nitrosoverbindungen (RNO), Oxime (RCR=NOH), und Pyridinderivate. C-N-Bindungen sind stark in Richtung Stickstoff polarisiert. In diesen Verbindungen ist der Stickstoff in der Regel dreiwertig (in quaternären Ammoniumsalzen kann er jedoch vierwertig sein, R₄N⁺), mit einem einsamen Paar, das der Verbindung Basizität verleihen kann, indem es mit einem Proton koordiniert wird. Dies kann durch andere Faktoren ausgeglichen werden: Amide sind beispielsweise nicht basisch, da das einsame Paar in eine Doppelbindung verlagert ist (obwohl sie bei sehr niedrigem pH-Wert als Säuren wirken können, da sie am Sauerstoff protoniert werden), und Pyrrol ist nicht sauer, da das einsame Paar als Teil eines aromatischen Rings verlagert ist. Die Menge an Stickstoff in einer chemischen Substanz kann mit der Kjeldahl-Methode bestimmt werden. Stickstoff ist insbesondere ein wesentlicher Bestandteil der Nukleinsäuren, der Aminosäuren und damit der Proteine sowie des energieliefernden Moleküls Adenosintriphosphat und somit für alles Leben auf der Erde unerlässlich. ⓘ

Vorkommen

Die Lufthülle der Erde besteht zu 78,09 Vol-% (75,53 % Gewichtsanteil) aus molekularem Stickstoff (Distickstoff N₂). Lediglich eine kleine Anzahl von Mikroorganismen kann ihn nutzen, ihn 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 Bakterien dringen in die Wurzeln der sogenannten Leguminosen ein. Sie ernähren sich von den Assimilaten der Pflanze. Im Tausch dafür liefern sie der Wirtspflanze Ammonium. Dieses wurde durch ein spezielles Enzym, der Nitrogenase, unter hohem Energieaufwand aus dem Luftstickstoff reduziert. 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 (zum Beispiel 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 pro ha durch Regen dem Boden zugeführt werden. Das geschieht bei elektrischen Entladungen, wenn sich Sauerstoff und Stickstoff zu Stickstoffoxiden verbinden. Letztendlich reagieren diese Oxide mit dem Regenwasser zu Salpetersäure und im Boden können Nitrate entstehen. ⓘ

• Ammoniaksynthese: Die Chemiker Fritz Haber und Carl 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 Stickstoff der Atmosphäre hat zur wesentlichen Ertragssteigerung landwirtschaftlicher Produktionen beigetragen. Die Ernährungssicherung konnte damit wesentlich verbessert werden. Die Pflanze baut aus dem aufgenommenen Ammoniak 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. Zum heutigen Zeitpunkt wurde im Schnitt bereits jedes dritte Stickstoffatom in der Biosphäre einmal von der Düngemittelindustrie verarbeitet. ⓘ

• Autoabgase: Durch die Verbrennung fossiler Energieträger (Benzin, Diesel) werden durch den Autoverkehr Stickstoffverbindungen freigesetzt. Bei dem Verbrennungsvorgang entstehen Stickoxide (NO_x, vor allem Stickstoffdioxid NO₂, aber auch Stickstoffmonoxid NO und andere NO_x-Verbindungen). In der Vergangenheit wurden diese direkt in die Umgebung entlassen. Heutzutage besitzen Autos Katalysatoren, welche diese Verbindungen reduzieren: NO_x 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. ⓘ

Schematische Darstellung des Flusses von Stickstoffverbindungen durch eine Landumgebung ⓘ

Stickstoff ist das häufigste reine Element auf der Erde und macht 78,1 % des Volumens der Atmosphäre aus. Trotzdem ist er in der Erdkruste nicht sehr häufig und macht nur 19 Teile pro Million aus, etwa so viel wie Niob, Gallium und Lithium. Die einzigen wichtigen Stickstoffminerale sind Salpeter (Kaliumnitrat, Salpeter) und Natronsalpeter (Natriumnitrat, chilenischer Salpeter). Diese sind jedoch seit den 1920er Jahren, als die industrielle Synthese von Ammoniak und Salpetersäure üblich wurde, keine wichtige Quelle für Nitrate mehr. ⓘ

Stickstoffverbindungen stehen in ständigem Austausch zwischen der Atmosphäre und lebenden Organismen. Stickstoff muss zunächst in eine pflanzenverwertbare Form, in der Regel Ammoniak, umgewandelt oder "fixiert" werden. Ein Teil der Stickstofffixierung erfolgt durch Blitzeinschläge, bei denen Stickoxide entstehen, der größte Teil jedoch durch diazotrophe Bakterien mit Hilfe von Enzymen, die als Nitrogenasen bekannt sind (obwohl heute auch die industrielle Stickstofffixierung zu Ammoniak von Bedeutung ist). Wenn das Ammoniak von Pflanzen aufgenommen wird, wird es zur Synthese von Proteinen verwendet. Diese Pflanzen werden dann von Tieren verdaut, die die Stickstoffverbindungen zur Synthese ihrer Proteine verwenden und stickstoffhaltige Abfälle ausscheiden. Schließlich sterben diese Organismen und zersetzen sich durch bakterielle und umweltbedingte Oxidation und Denitrifikation, wobei freier Stickstoff in die Atmosphäre zurückkehrt. Die industrielle Stickstofffixierung nach dem Haber-Verfahren wird meist als Düngemittel verwendet, obwohl überschüssige stickstoffhaltige Abfälle, wenn sie ausgewaschen werden, zur Eutrophierung von Süßwasser und zur Entstehung von toten Zonen im Meer führen, da das durch Stickstoff angetriebene Bakterienwachstum den Sauerstoff im Wasser so weit verbraucht, dass alle höheren Organismen absterben. Außerdem greift Lachgas, das bei der Denitrifikation entsteht, die Ozonschicht in der Atmosphäre an. ⓘ

Viele Salzwasserfische produzieren große Mengen an Trimethylaminoxid, um sich vor den hohen osmotischen Effekten ihrer Umgebung zu schützen; die Umwandlung dieser Verbindung in Dimethylamin ist für den frühen Geruch bei nicht frischen Salzwasserfischen verantwortlich. Bei Tieren dient das freie Radikal Stickstoffmonoxid (das sich von einer Aminosäure ableitet) als wichtiges Regulierungsmolekül für den Kreislauf. ⓘ

Die schnelle Reaktion von Stickstoffmonoxid mit Wasser führt bei Tieren zur Bildung seines Metaboliten Nitrit. Der tierische Stoffwechsel von Stickstoff in Proteinen führt im Allgemeinen zur Ausscheidung von Harnstoff, während der tierische Stoffwechsel von Nukleinsäuren zur Ausscheidung von Harnstoff und Harnsäure führt. Der charakteristische Geruch des verwesenden Tierfleisches wird durch die Bildung langkettiger, stickstoffhaltiger Amine wie Putrescin und Cadaverin verursacht, die Abbauprodukte der Aminosäuren Ornithin bzw. Lysin in verwesenden Proteinen sind. ⓘ

Gewinnung und Darstellung

Primär wird Stickstoff heute durch die fraktionierte Destillation verflüssigter Luft in Luftzerlegungsanlagen nach dem Linde-Verfahren mit einer Reinheit von bis zu 99,99999 % gewonnen. Stickstoff mit Verunreinigungen unter 1 ppb erfordert zusätzliche Reinigungsschritte. Für das Entfernen des verbliebenen Sauerstoffs existiert eine biologische Methode unter Verwendung von Reiskeimlingen. ⓘ

Schematischer Aufbau des Membranverfahrens ⓘ

Stickstoff mit einem Reinheitsgrad von ca. 99 % wird wesentlich kostengünstiger durch mehrstufige Adsorption/Desorption an Zeolithen erhalten. Eine weitere Methode zur dezentralen Gewinnung von Stickstoff ist das Membranverfahren. Hierbei wird Druckluft mit einem Druck von 5 bis 13 bar durch eine Kunststoffmembran gepresst. Die Diffusionsgeschwindigkeit von Stickstoff und Argon durch diese Membran ist deutlich langsamer als jene von Sauerstoff, Wasser und Kohlendioxid, dadurch wird der Gasstrom auf der Innenseite der Membran mit Stickstoff angereichert. Durch Anpassung der Durchströmgeschwindigkeit kann die Reinheit des Stickstoffs gesteuert werden (bis 99,995 % bei Kleinstmengen, 99 % bei industriellen Maßstäben.) ⓘ

Eine etwas altertümliche Methode ist das Binden des Luftsauerstoffs unter Erhitzen an Kohle und das anschließende Auswaschen des entstandenen Kohlenstoffdioxids. Der Luftsauerstoff kann auch durch das Überleiten der Luft über glühendes Kupfer oder durch eine alkalische Pyrogallol- bzw. Natriumdithionitlösung entfernt werden. ⓘ

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

$\mathrm {NH_{4}NO_{2}\ } \mathrm {{\stackrel {\Delta T}{\longrightarrow }}\ 2\ H_{2}O+N_{2}}$ ⓘ

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

$\mathrm {2\ NaN_{3}\ } \mathrm {{\stackrel {\Delta T}{\longrightarrow }}\ 2\ Na+3\ N_{2}}$ ⓘ

In einem chemischen Labor wird er durch Behandlung einer wässrigen Lösung von Ammoniumchlorid mit Natriumnitrit hergestellt.

NH₄Cl + NaNO₂ → N₂ + NaCl + 2 H₂O ⓘ

Bei dieser Reaktion werden auch geringe Mengen der Verunreinigungen NO und HNO₃ gebildet. Die Verunreinigungen können entfernt werden, indem das Gas durch wässrige Schwefelsäure mit Kaliumdichromat geleitet wird. Sehr reiner Stickstoff kann durch die thermische Zersetzung von Bariumazid oder Natriumazid hergestellt werden.

2 NaN₃ → 2 Na + 3 N_{2 ⓘ}

Anwendungen

Gas

Die Verwendungsmöglichkeiten von Stickstoffverbindungen sind aufgrund der enormen Größe dieser Klasse natürlich äußerst vielfältig: Daher werden hier nur die Verwendungsmöglichkeiten von reinem Stickstoff selbst betrachtet. Zwei Drittel (2/3) des von der Industrie produzierten Stickstoffs werden als Gas und das restliche Drittel (1/3) als Flüssigkeit verkauft. ⓘ

Das Gas wird meist als inerte Atmosphäre verwendet, wenn der Sauerstoff in der Luft eine Feuer-, Explosions- oder Oxidationsgefahr darstellen würde. Einige Beispiele hierfür sind:

• Als modifizierte Atmosphäre, rein oder gemischt mit Kohlendioxid, zur Stickstoffanreicherung und Frischhaltung von verpackten oder losen Lebensmitteln (durch Verzögerung des Ranzigwerdens und anderer Formen oxidativer Schäden). Reiner Stickstoff als Lebensmittelzusatzstoff ist in der Europäischen Union mit der E-Nummer E941 gekennzeichnet.
• In Glühbirnen als kostengünstige Alternative zu Argon.
• In Feuerlöschsystemen für Geräte der Informationstechnologie (IT).
• Bei der Herstellung von rostfreiem Stahl.
• Bei der Einsatzhärtung von Stahl durch Nitrierung.
• In einigen Flugzeugtreibstoffsystemen, um die Brandgefahr zu verringern (siehe Inertisierungssystem).
• Zum Aufpumpen von Rennwagen- und Flugzeugreifen, um die Probleme der ungleichmäßigen Ausdehnung und Kontraktion zu verringern, die durch Feuchtigkeit und Sauerstoff in der natürlichen Luft verursacht werden. ⓘ

Stickstoff wird häufig bei der Probenvorbereitung in der chemischen Analyse verwendet. Er wird verwendet, um flüssige Proben zu konzentrieren und ihr Volumen zu verringern. Wird ein unter Druck stehender Stickstoffstrom senkrecht auf die Oberfläche der Flüssigkeit gerichtet, verdampft das Lösungsmittel, während die gelösten Stoffe und das nicht verdampfte Lösungsmittel zurückbleiben. ⓘ

Stickstoff kann als Ersatz für Kohlendioxid oder in Kombination mit Kohlendioxid verwendet werden, um Fässer mit bestimmten Biersorten, insbesondere Stouts und britische Biere, unter Druck zu setzen, da er kleinere Blasen erzeugt, die das gezapfte Bier geschmeidiger und kopfiger machen. Mit einer druckempfindlichen Stickstoffkapsel, die gemeinhin als "Widget" bezeichnet wird, können mit Stickstoff angereicherte Biere in Dosen und Flaschen abgefüllt werden. Stickstofftanks ersetzen auch Kohlendioxid als Hauptstromquelle für Paintball-Pistolen. Stickstoff muss unter einem höheren Druck als CO₂ gehalten werden, wodurch N₂-Tanks schwerer und teurer sind. ⓘ

Ausrüstung

Einige Baumaschinen verwenden unter Druck stehendes Stickstoffgas, um das hydraulische System zu unterstützen und Geräte wie Hydraulikhämmer mit zusätzlicher Leistung zu versorgen. Stickstoffgas, das bei der Zersetzung von Natriumazid entsteht, wird zum Aufblasen von Airbags verwendet. ⓘ

Euthanasie

Stickstoffgas hat sich als Inertgas für die Erstickung durch Inertgas durchgesetzt und wird in Oklahoma als Ersatz für die tödliche Injektion erwogen. ⓘ

Da Stickstoff ein erstickendes Gas ist, haben einige Gerichtsbarkeiten die Inertgas-Erstickung durch Inhalation von reinem Stickstoff als Mittel der Todesstrafe (als Ersatz für die tödliche Injektion) in Betracht gezogen. Bis zum Jahr 2020 hat jedoch noch kein Gerichtsbezirk Hinrichtungen unter Verwendung von Stickstoffgas durchgeführt, und mindestens ein Gerichtsbezirk (Oklahoma), der die Stickstoff-Asphyxie als Hinrichtungsprotokoll in Erwägung gezogen hatte, hat diese Bemühungen aufgegeben. ⓘ

Flüssigkeit

In flüssigen Stickstoff getauchter Luftballon ⓘ

Flüssiger Stickstoff ist eine kryogene Flüssigkeit, die wie Wasser aussieht. Wenn sie in geeigneten Behältern wie Dewargefäßen isoliert ist, kann sie mit geringem Verdampfungsverlust transportiert und gelagert werden. ⓘ

Ein Containerfahrzeug mit Flüssigstickstoff. ⓘ

Wie Trockeneis wird auch Flüssigstickstoff hauptsächlich zur Kühlung auf niedrige Temperaturen verwendet. Er wird für die Kryokonservierung von biologischem Material wie Blut und Fortpflanzungszellen (Sperma und Eizellen) verwendet. In der Kryotherapie wird er eingesetzt, um Zysten und Warzen auf der Haut durch Einfrieren zu entfernen. Es wird in Kühlfallen im Labor und in Kryopumpen verwendet, um den Druck in Vakuumpumpsystemen zu senken. Es wird zur Kühlung wärmeempfindlicher Elektronik wie Infrarot- und Röntgendetektoren verwendet. Weitere Verwendungszwecke sind das Gefrierschleifen und die Bearbeitung von Materialien, die bei Raumtemperatur weich oder gummiartig sind, das Einschrumpfen und die Montage von technischen Bauteilen und ganz allgemein das Erreichen sehr niedriger Temperaturen, wo dies erforderlich ist. Aufgrund seiner geringen Kosten wird flüssiger Stickstoff häufig zur Kühlung verwendet, auch wenn solch niedrige Temperaturen nicht unbedingt erforderlich sind, wie z. B. bei der Kühlung von Lebensmitteln, dem Einfrieren von Vieh, dem Einfrieren von Rohren, um den Durchfluss zu stoppen, wenn keine Ventile vorhanden sind, und der Konsolidierung von instabilem Boden durch Einfrieren, wenn darunter Aushubarbeiten stattfinden. ⓘ

Sicherheit

Gas

Obwohl Stickstoff ungiftig ist, kann er, wenn er in einem geschlossenen Raum freigesetzt wird, den Sauerstoff verdrängen und stellt daher eine Erstickungsgefahr dar. Dies kann mit wenigen Warnsignalen geschehen, da die menschliche Halsschlagader ein relativ schlechtes und langsames System zur Erkennung von Sauerstoffmangel (Hypoxie) ist. Ein Beispiel dafür war kurz vor dem Start der ersten Space-Shuttle-Mission am 19. März 1981, als zwei Techniker an Erstickung starben, nachdem sie einen Raum in der mobilen Trägerplattform des Space Shuttle betreten hatten, der als Vorsichtsmaßnahme gegen Feuer mit reinem Stickstoff unter Druck gesetzt wurde. ⓘ

Stickstoff ist ein Narkosemittel, das beim Einatmen hoher Partialdrücke (mehr als 4 bar, wie sie beim Tauchen in Tiefen unter 30 m auftreten) eine Stickstoffnarkose verursacht, einen vorübergehenden Zustand geistiger Beeinträchtigung, der der Lachgasintoxikation ähnelt. ⓘ

Stickstoff löst sich im Blut und in Körperfetten. Eine schnelle Dekompression (z. B. wenn Taucher zu schnell aufsteigen oder Astronauten zu schnell vom Kabinendruck auf den Druck im Raumanzug wechseln) kann zu einem potenziell tödlichen Zustand führen, der als Dekompressionskrankheit (früher als Caisson-Krankheit oder Taucherkrankheit bezeichnet) bezeichnet wird, wenn sich Stickstoffblasen im Blutkreislauf, in den Nerven, Gelenken und anderen empfindlichen oder lebenswichtigen Bereichen bilden. Blasen anderer "inerter" Gase (andere Gase als Kohlendioxid und Sauerstoff) haben die gleichen Auswirkungen, so dass der Ersatz von Stickstoff in den Atemgasen zwar die Stickstoffnarkose, nicht aber die Dekompressionskrankheit verhindern kann. ⓘ

Flüssigkeit

Als kryogene Flüssigkeit kann flüssiger Stickstoff gefährlich sein, da er bei Kontakt Kälteverbrennungen verursacht, obwohl der Leidenfrost-Effekt bei sehr kurzer Einwirkung (etwa eine Sekunde) Schutz bietet. Das Verschlucken von Flüssigstickstoff kann zu schweren inneren Schäden führen. So musste beispielsweise 2012 einer jungen Frau in England der Magen entfernt werden, nachdem sie einen Cocktail mit flüssigem Stickstoff zu sich genommen hatte. ⓘ

Da das Ausdehnungsverhältnis von Stickstoff zwischen Flüssigkeit und Gas bei 20 °C 1:694 beträgt, kann eine enorme Kraft erzeugt werden, wenn flüssiger Stickstoff in einem geschlossenen Raum schnell verdampft. Bei einem Zwischenfall am 12. Januar 2006 an der Texas A&M University funktionierten die Druckentlastungsvorrichtungen eines Tanks mit flüssigem Stickstoff nicht richtig und wurden später versiegelt. Infolge des anschließenden Druckanstiegs kam es zu einem katastrophalen Versagen des Tanks. Die Wucht der Explosion reichte aus, um den Tank durch die unmittelbar darüber liegende Decke zu schleudern, einen Stahlbetonbalken unmittelbar darunter zu zertrümmern und die Wände des Labors 0,1-0,2 m aus ihrem Fundament zu sprengen. ⓘ

Flüssiger Stickstoff verdampft leicht zu gasförmigem Stickstoff, und daher gelten die für gasförmigen Stickstoff geltenden Vorsichtsmaßnahmen auch für flüssigen Stickstoff. So werden zum Beispiel bei Arbeiten mit Flüssigstickstoff manchmal Sauerstoffsensoren als Sicherheitsvorkehrung eingesetzt, um die Arbeiter vor einem Gasaustritt in einem geschlossenen Raum zu warnen. ⓘ

In Behältern mit Flüssigstickstoff kann Sauerstoff aus der Luft kondensieren. Die Flüssigkeit in einem solchen Behälter reichert sich beim Verdampfen des Stickstoffs zunehmend mit Sauerstoff an (Siedepunkt -183 °C, höher als der von Stickstoff) und kann zu einer starken Oxidation von organischem Material führen. ⓘ

Sauerstoffmangel-Monitore

Sauerstoffmangelmonitore werden zur Messung des Sauerstoffgehalts in geschlossenen Räumen und an allen Orten eingesetzt, an denen Stickstoffgas oder -flüssigkeit gelagert oder verwendet wird. Im Falle eines Stickstofflecks und eines Absinkens des Sauerstoffgehalts auf ein voreingestelltes Alarmniveau kann ein Sauerstoffmangelmonitor so programmiert werden, dass er akustische und optische Alarme auslöst und so auf die möglicherweise drohende Gefahr hinweist. In der Regel wird das Personal gewarnt, wenn der Sauerstoffgehalt unter 19,5 % fällt. Die OSHA legt fest, dass eine gefährliche Atmosphäre auch dann vorliegen kann, wenn die Sauerstoffkonzentration unter 19,5 % oder über 23,5 % liegt. Sauerstoffmangelmonitore können entweder fest an der Wand montiert und mit der Stromversorgung des Gebäudes verdrahtet oder einfach in eine Steckdose eingesteckt werden, oder es handelt sich um ein tragbares Handgerät oder einen tragbaren Monitor. ⓘ

Natürliches Vorkommen und Kreislauf des Stickstoffs

Stickstoff im Boden

In der Ackerkrume (A-Horizont) liegen meist mehr als 95 % des Gesamtstickstoffs 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 oder Nitrat und in sehr geringer Menge in Form von Nitrit. Dieser mineralische Stickstoffgehalt wird im Frühjahr vor der Düngung mit der N_min-Methode bestimmt. Der Gesamtstickstoffgehalt der Böden ist stark von deren Kohlenstoffgehalt abhängig. Er wird durch Klima, Vegetation, Bodenart, Geländegestalt und Maßnahmen des Landwirts, wie Bodenbearbeitung, beeinflusst. ⓘ

Stickstoff in Pflanzen

Aufgaben in der Pflanze

Stickstoff wird in die Photosyntheseprodukte eingebaut, um unter anderem Eiweiße herzustellen, und fördert so das Wachstum. Eine wichtige Bedeutung kommt dem Stickstoff als essentieller Bestandteil der Desoxyribonukleinsäure und des Chlorophylls zu. Je nach Art liegt der Anteil der Trockensubstanz bei 2–6 %, oder bei durchschnittlich 1,5 %. Die Aufnahme des Stickstoffs erfolgt meist in Form von Ammonium- oder Nitratsalzen. ⓘ

Mangelsymptome

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

Überschusssymptome

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

Verwendung

Stickstoffverbindungen

Seit Beginn des 20. Jahrhunderts kann Luftstickstoff technisch fixiert werden: Die großtechnische Kalkstickstoff-Synthese begann um 1901, die der Salpetersäure nach dem Birkeland-Eyde-Verfahren um 1905 und die des Ammoniaks (Haber-Bosch-Verfahren) ab 1908. ⓘ

Stickstoffverbindungen finden mannigfaltige Anwendungen im Bereich der organischen Chemie und dienen als Düngemittel. ⓘ

Viele Sprengstoffe sind Stickstoffverbindungen. Es handelt sich dabei um Nitroverbindungen oder Salpetersäureester. Bei ausreichend vielen Nitrogruppen im Molekül, z. B. bei Pikrinsäure, können die Sauerstoffatome der Nitrogruppen bei Anregung durch Schlag oder Temperaturerhöhung mit den Kohlen- oder Wasserstoffatomen im selben Molekül exotherm reagieren. Somit wird aus dem Feststoff in sehr kurzer Zeit ein Gas hoher Temperatur, das sich mit großer Gewalt ausdehnt. Sprengstoffe befinden sich also in einem metastabilen Zustand. Bei wenigen Nitrogruppen erfolgt lediglich eine schnelle und unvollständige Verbrennung, z. B. bei Nitrocellulose (u. a. Zelluloid). ⓘ

Stickstoffgas

Stickstoff in einer Entladungsröhre ⓘ

Stickstoff wird zur Füllung von Flugzeugreifen großer Flugzeuge verwendet. Das Vermeiden von Sauerstoff (etwa zu 21 % in Luft enthalten) bei etwa 10 bar Druck verhindert, dass Flugzeugreifen unter der großen Hitzeentwicklung (durch Reibung und Walken) bei Landung oder beim Startlauf von innen in Brand geraten können. Ein kleiner günstiger Nebeneffekt ist, dass Stickstoff etwa 2,5 % leichter als Luft ist. ⓘ

Stickstoff dient als Schutzgas beim Schweißen und als Glühlampen-Füllgas. Die Inert-Eigenschaften des Stickstoffs sind hier von Bedeutung. Als Treibgas, Packgas, Gas zum Aufschlagen von Sahne und ähnlichem ist es als Lebensmittelzusatzstoff E 941 zugelassen. ⓘ

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. ⓘ

Stickstoff hat bei gleichem erhöhten Druck eine geringere Löslichkeit in – stets wasserbasierten – Getränken als Kohlenstoffdioxid. Durch Entspannen beim Zapfen werden dadurch kleinere Schaumbläschen erreicht. Da Stickstoff im Gegensatz zu CO₂ den pH-Wert nicht reduziert, also nicht säuernd wirkt, können auch Milchmix- und Kaffeegetränke ohne Geschmacksveränderung in Richtung sauer geschäumt werden. ⓘ

Als Mittel zur Exekution der Todesstrafe hat der US-amerikanische Bundesstaat Oklahoma im April 2015 den Einsatz von Stickstoffgas zum Ersticken gesetzlich zugelassen. ⓘ

Chemische Reaktionen

Als Azotierung bezeichnet man eine chemische Reaktion, bei der ein Reaktionspartner Stickstoff aufnimmt. ⓘ

Ein typisches Beispiel für eine Azotierung ist die Darstellung von Kalkstickstoff:

$\mathrm {CaC_{2}+N_{2}\longrightarrow \ Ca(CN)_{2}}$ $\mathrm {\longrightarrow \ Ca^{2+}\ ^{-}N=C=N^{-}\ +C}$ ⓘ

Nachweis

Stickstoff, der in organisch gebundener Form vorliegt, kann qualitativ mittels Lassaignescher Probe und quantitativ mittels der Stickstoffbestimmung nach Will-Varrentrapp, 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: Schritt 1:

$\mathrm {3\ Fe^{2+}+NO_{3}^{-}+4\ H^{+}\longrightarrow 3\ Fe^{3+}+NO+2\ H_{2}O}$

Redoxreaktion

sowie Schritt 2:

$\mathrm {Fe^{2+}+NO+5\ H_{2}O\longrightarrow [Fe(H_{2}O)_{5}NO]^{2+}}$

Komplexbildungsreaktion ⓘ

Verbindungen

Bohrer mit Beschichtung aus Titannitrid ⓘ

Tripeptid aus Valin, Glycin und Alanin ⓘ

Stücke aus Trinitrotoluol ⓘ

Strukturformel von Trinitrotoluol ⓘ

Strukturformel von Nitroglycerin ⓘ

Ammoniak

Ammoniak ist ein stark stechend riechendes, farbloses, wasserlösliches und giftiges Gas, das zu Tränen reizt und erstickend wirkt. Es ist der Grundstoff zur Herstellung anderer Stickstoffverbindungen, zum Beispiel Harnstoff, Ammoniumsalze wie Ammoniumnitrat und Ammoniumchlorid, Amide und Imide. Die Herstellung von Ammoniak erfolgt fast ausschließlich mit dem Haber-Bosch-Verfahren. ⓘ

Halogenide

Stickstofftrifluorid ist ein starkes Oxidationsmittel. Es wird zur Herstellung von Halbleitern, Flachbildschirmen und Solarzellen verwendet. Iodstickstoff (Stickstofftriiodid) ist eine sehr instabile Verbindung, die hochexplosiv ist und bei Reibung, Schlag oder Erschütterung stark exotherm reagiert. ⓘ

Weitere anorganische Verbindungen

Cyanwasserstoff (Blausäure) ist eine farblose bis leicht gelbliche, brennbare, sehr flüchtige und wasserlösliche Flüssigkeit. Cyanwasserstoff und seine Salze, die Cyanide, zum Beispiel Kaliumcyanid und Natriumcyanid, sind hochgiftig. ⓘ

Weitere stickstoffhaltige Säuren sind Cyansäure, Isocyansäure und Knallsäure. ⓘ

Organische Verbindungen

Stickstoff ist in zahlreichen organischen Verbindungen enthalten, zum Beispiel ⓘ

• Organische Aminoverbindungen
  • Amine wie Spermin
  • Aminosäuren, Peptide und Proteine
• Azoverbindungen
  • Azobenzol
  • Azofarbstoffe wie Anilingelb
• Nitroverbindungen und Salpetersäureester
  • Nitromethan
  • Sprengstoffe wie Nitroglycerin, Trinitrotoluol (TNT) und Octanitrocuban
• Stickstoffhaltige Heterocyclen wie Pyridin oder Indigo
  • Nukleinbasen wie Adenin, Thymin oder Uracil
  • Alkaloide wie Morphin oder Coffein ⓘ

Sonstiges

In den Niederlanden gibt es in dem seit dem 10. Januar 2022 amtierenden Kabinett Rutte IV erstmals einen Minister für Natur und Stickstoff (er ist Minister ohne Geschäftsbereich). ⓘ