Stickstoff wurde Ende des 18. Jahrhunderts unabhängig von mehreren Chemikern entdeckt. Im Jahr 1772 isolierte der schottische Arzt und Chemiker Daniel Rutherford (1749-1819) dieses Gas, indem er Sauerstoff und Kohlendioxid aus der Luft entfernte und ein gasförmiges Rückstandsprodukt zurückließ, das er "verderbte Luft" oder "phlogistisierte Luft" nannte. Zur gleichen Zeit führten Carl Wilhelm Scheele (1742-1786) in Schweden, Henry Cavendish (1731-1810) in England und Joseph Priestley (1733-1804) ähnliche Experimente durch. Im Jahr 1790 schlug der französische Chemiker Jean-Antoine Chaptal (1756-1832) den Namen Azote (vom Griechischen a = ohne und zoe = Leben) vor, was betonte, dass dieses Gas weder Leben noch Verbrennung unterstützen konnte. Der englische Name "Nitrogen" (Salpetererzeuger) wurde ebenfalls 1790 von Chaptal eingeführt, in Anlehnung an Salpeter (Kaliumnitrat).
Stickstoff (Symbol N, Ordnungszahl 7) ist ein Nichtmetall der Gruppe 15 (Pnictogene) im Periodensystem, bestehend aus sieben Protonen, in der Regel sieben Neutronen (für das häufigste Isotop) und sieben Elektronen. Die beiden stabilen Isotope sind Stickstoff-14 $\,^{14}\mathrm{N}$ (≈ 99,636%) und Stickstoff-15 $\,^{15}\mathrm{N}$ (≈ 0,364%).
Bei Raumtemperatur liegt Stickstoff als zweiatomiges Gas (N₂) vor, das farblos, geruchlos und relativ chemisch inert ist. Das N₂-Molekül besitzt eine sehr starke Dreifachbindung (N≡N), die es besonders stabil und unter normalen Bedingungen wenig reaktiv macht. Diese Stabilität erklärt, warum Stickstoffgas etwa 78% des Volumens der Erdatmosphäre ausmacht. N₂-Gas hat eine Dichte von etwa 1,251 g/L bei Standardtemperatur und -druck. Die Temperatur, bei der die flüssigen und festen Zustände koexistieren können (Schmelzpunkt): 63,15 K (−210,00 °C). Die Temperatur, bei der es vom flüssigen in den gasförmigen Zustand übergeht (Siedepunkt): 77,355 K (−195,795 °C).
| Isotop / Notation | Protonen (Z) | Neutronen (N) | Atommasse (u) | Natürliche Häufigkeit | Halbwertszeit / Stabilität | Zerfall / Anmerkungen |
|---|---|---|---|---|---|---|
| Stickstoff-13 — $\,^{13}\mathrm{N}\,$ | 7 | 6 | 13.005739 u | Unnatürlich | 9,965 Minuten | Radioaktiver β$^+$-Zerfall zu $\,^{13}\mathrm{C}$; in der Positronen-Emissions-Tomographie (PET) verwendet. |
| Stickstoff-14 — $\,^{14}\mathrm{N}\,$ | 7 | 7 | 14.003074 u | ≈ 99,636 % | Stabil | Hauptisotop; Grundlage aller Proteine und Nukleinsäuren des irdischen Lebens. |
| Stickstoff-15 — $\,^{15}\mathrm{N}\,$ | 7 | 8 | 15.000109 u | ≈ 0,364 % | Stabil | In der NMR-Spektroskopie verwendet, als Tracer in der Biologie und zur Untersuchung des Stickstoffkreislaufs. |
| Stickstoff-16 — $\,^{16}\mathrm{N}\,$ | 7 | 9 | 16.006102 u | Unnatürlich | 7,13 s | Radioaktiver β$^-$-Zerfall zu $\,^{16}\mathrm{O}$; in Kernreaktoren produziert. |
| Stickstoff-17 — $\,^{17}\mathrm{N}\,$ | 7 | 10 | 17.008450 u | Unnatürlich | 4,173 s | Radioaktiv β$^-$; in der Kernforschung verwendet. |
| Andere Isotope — $\,^{10}\mathrm{N}-\,^{12}\mathrm{N},\,^{18}\mathrm{N}-\,^{25}\mathrm{N}$ | 7 | 3-5, 11-18 | — (Resonanzen) | Unnatürlich | $10^{-22}$ — 0,63 s | Sehr instabile Zustände in der Kernphysik beobachtet; Zerfall durch Teilchenemission oder β-Radioaktivität. |
N.B. :
Elektronenschalen: Wie sich Elektronen um den Atomkern anordnen.
Stickstoff besitzt 7 Elektronen, die auf zwei Elektronenschalen verteilt sind. Seine vollständige Elektronenkonfiguration lautet: 1s² 2s² 2p³, oder vereinfacht: [He] 2s² 2p³. Diese Konfiguration kann auch als K(2) L(5) geschrieben werden.
K-Schale (n=1): Enthält 2 Elektronen im 1s-Unterschale. Diese innere Schale ist vollständig und sehr stabil.
L-Schale (n=2): Enthält 5 Elektronen, verteilt als 2s² 2p³. Die 2s-Orbitale sind vollständig, während die 2p-Orbitale nur 3 Elektronen von 6 möglichen enthalten, mit einem Elektron in jedem der drei 2p-Orbitale gemäß der Hundschen Regel. Es fehlen also 3 Elektronen, um die stabile Neon-Konfiguration mit 8 Elektronen (Oktett) zu erreichen.
Die 5 Elektronen der äußeren Schale (2s² 2p³) sind die Valenzelektronen von Stickstoff. Diese Konfiguration erklärt seine chemischen Eigenschaften:
Durch Aufnahme von 3 Elektronen bildet Stickstoff das N³⁻-Ion (Oxidationsstufe -3), das in Metallnitriden und Ammoniak (NH₃) vorkommt und die stabile Neon-Konfiguration [Ne] annimmt.
Stickstoff kann verschiedene positive Oxidationsstufen aufweisen: +1, +2, +3, +4 und +5, die in seinen Oxiden und Oxosäuren (z. B. Salpetersäure HNO₃ bei +5) beobachtet werden.
Die Oxidationsstufe 0 entspricht dem Distickstoff N₂, seiner natürlichen molekularen Form, bei der zwei Stickstoffatome durch eine extrem stabile Dreifachbindung verbunden sind.
Die Elektronenkonfiguration von Stickstoff, mit 5 Valenzelektronen, ordnet ihn unter den Pnictogenen (Gruppe 15) ein und verleiht ihm intermediäre Eigenschaften zwischen Metallen und Nichtmetallen. Diese Struktur verleiht ihm charakteristische Eigenschaften: die Fähigkeit, drei kovalente Bindungen durch das Teilen seiner drei ungepaarten 2p-Elektronen zu bilden, die hohe Stabilität des N₂-Moleküls aufgrund seiner Dreifachbindung (sehr hohe Dissoziationsenergie) und chemische Vielseitigkeit mit Oxidationsstufen von -3 bis +5. Stickstoff bildet das Nitrid-Ion N³⁻ in einigen ionischen Verbindungen, aber dieses Ion ist selten und leicht hydrolysierbar. Häufiger teilt Stickstoff seine Elektronen in kovalenten Bindungen. Distickstoff N₂ ist ein farbloses, geruchloses Gas, das bei Raumtemperatur chemisch sehr reaktionsträge ist, aufgrund der hohen Stabilität seiner Dreifachbindung. Diese Trägheit macht Distickstoff zu einem idealen Gas für die Erzeugung schützender Inertatmosphären.
Die Bedeutung von Stickstoff ist von zentraler Bedeutung: Er macht etwa 78 % der Erdatmosphäre aus und ist damit das häufigste atmosphärische Gas. Er ist für das Leben unerlässlich, da er ein Grundbaustein von Proteinen, Nukleinsäuren (DNA, RNA) und vielen anderen Biomolekülen ist. Der Stickstoffkreislauf, der seine Umwandlung in verschiedene chemische Formen ermöglicht, ist für Ökosysteme von grundlegender Bedeutung. Industriell wird Stickstoff für die Ammoniaksynthese nach dem Haber-Bosch-Verfahren (Grundlage für Stickstoffdünger), die Herstellung von Salpetersäure, die Produktion von Sprengstoffen und als Inertgas in der Lebensmittel- und Elektronikindustrie verwendet. Flüssiger Stickstoff, der durch Luftdestillation gewonnen wird, dient als kryogenes Fluid für die biologische Konservierung und verschiedene industrielle Anwendungen.
Stickstoff hat fünf Valenzelektronen und bildet typischerweise drei kovalente Bindungen (Oxidationszustand −3 in Ammoniak NH₃) oder kann seine Elektronen verlieren, um verschiedene Oxidationszustände von −3 bis +5 zu erreichen. Die Dreifachbindung N≡N im zweiatomigen N₂-Molekül ist eine der stärksten bekannten chemischen Bindungen (Dissoziationsenergie ≈ 945 kJ/mol), was molekularen Stickstoff bei Raumtemperatur sehr reaktionsträge macht. Diese Trägheit wird industriell genutzt, um schützende inerte Atmosphären zu schaffen.
Sobald die Dreifachbindung jedoch gebrochen ist (was hohe Temperaturen, hohen Druck oder Katalysatoren erfordert), wird Stickstoff sehr reaktiv. Er bildet Verbindungen mit fast allen Elementen, insbesondere mit Wasserstoff (Ammoniak NH₃, Hydrazin N₂H₄), Sauerstoff (Stickstoffoxide: NO, NO₂, N₂O, N₂O₃, N₂O₅), Halogenen (Stickstofftrihalogenide) und vielen Metallen (Nitride). Stickstoffverbindungen zeigen eine außergewöhnliche Bandbreite an Eigenschaften, von essenziellen Düngemitteln (Nitrate, Ammoniak) bis zu starken Sprengstoffen (TNT, Nitroglycerin) bis hin zu Proteinen und Nukleinsäuren des Lebens.
Der Stickstoffkreislauf ist einer der wichtigsten biogeochemischen Kreisläufe auf der Erde. Obwohl N₂ in der Atmosphäre reichlich vorhanden ist, können die meisten Organismen es nicht direkt nutzen. Die biologische Stickstofffixierung durch bestimmte Bakterien (symbiotisch oder frei lebend) wandelt N₂ in Ammoniak um, das dann von Pflanzen aufgenommen werden kann. Andere Bakterien führen Nitrifikation (Umwandlung in Nitrite und dann Nitrate) und Denitrifikation (Rückführung von Stickstoff in die Atmosphäre) durch. Die Menschheit hat diesen natürlichen Kreislauf durch die massive industrielle Produktion von Stickstoffdüngern (Haber-Bosch-Verfahren) tiefgreifend gestört.
Stickstoff ist das fünfthäufigste Element im beobachtbaren Universum (nach Wasserstoff, Helium, Sauerstoff und Kohlenstoff) und spielt eine wichtige Rolle in der chemischen Entwicklung von Galaxien. Im Gegensatz zu primordialen Elementen wird Stickstoff vollständig durch stellare Nukleosynthese erzeugt.
Der Hauptweg zur Stickstoffproduktion in Sternen ist der CNO-Zyklus (Kohlenstoff-Stickstoff-Sauerstoff), bei dem Stickstoff als katalytisches Zwischenprodukt bei der Fusion von Wasserstoff zu Helium auftritt. In massereichen Sternen dominiert dieser Zyklus die Energieproduktion. Stickstoff-14 wird hauptsächlich in Sternen mittlerer Masse (2-8 Sonnenmassen) während der AGB-Phase (asymptotischer Riesenast) produziert, wo er aus Kohlenstoff über den CN-Zyklus synthetisiert wird. Diese Sterne reichern dann das interstellare Medium durch ihre starken Sternwinde mit Stickstoff an.
Stickstoff kann auch durch Spallationsreaktionen im interstellaren Medium (Zertrümmerung schwererer Atome durch kosmische Strahlung) erzeugt werden, obwohl dieser Beitrag im Vergleich zur stellaren Nukleosynthese gering ist.
Im interstellaren Medium kommt Stickstoff in mehreren Formen vor: atomar (N, N⁺), molekular (N₂, CN, HCN, NH₃ und viele andere komplexe stickstoffhaltige Moleküle). Stickstoffhaltige Moleküle sind wichtige Tracer für die physikalischen und chemischen Bedingungen in dichten molekularen Wolken, in denen Sterne entstehen. Distickstoff (N₂) ist im Weltraum schwer direkt nachweisbar, da er kein permanentes Dipolmoment besitzt, aber seine Häufigkeit kann indirekt über andere stickstoffhaltige Spezies abgeleitet werden.
Das Isotopenverhältnis ¹⁴N/¹⁵N variiert im Universum beträchtlich und liefert wertvolle Informationen über Nukleosynthese- und Mischungsprozesse in Sternen. Dieses Verhältnis, gemessen in Meteoriten, Kometen, planetaren Atmosphären und dem interstellaren Medium, offenbart die komplexe Geschichte des Materie-Recyclings in unserer Galaxie. Das Sonnensystem weist ein ¹⁴N/¹⁵N-Verhältnis von etwa 272 auf, aber dieses Verhältnis kann je nach Quelle und beobachtetem Objekt deutlich variieren.
In planetaren Atmosphären spielt Stickstoff eine große Rolle. Auf der Erde macht er 78% der Atmosphäre aus und ist für das Leben essenziell. Auf Titan (Saturnmond) besteht die Atmosphäre zu 98% aus Stickstoff. Die Untersuchung von Stickstoff in Atmosphären und sein chemischer Kreislauf auf verschiedenen Körpern des Sonnensystems und auf potenziell bewohnbaren Exoplaneten ist entscheidend für das Verständnis der planetaren Entwicklung und der Suche nach außerirdischem Leben.
N.B.:
Das Haber-Bosch-Verfahren, das Anfang des 20. Jahrhunderts entwickelt wurde, revolutionierte die weltweite Landwirtschaft, indem es die industrielle Synthese von Ammoniak aus atmosphärischem Stickstoff und Wasserstoff unter hohem Druck und hoher Temperatur mit einem Eisenkatalysator ermöglichte. Diese Innovation ermöglichte die Massenproduktion von Stickstoffdüngern, was die landwirtschaftlichen Erträge deutlich steigert und eine exponentiell wachsende Weltbevölkerung ernähren kann. Man schätzt, dass heute mehr als die Hälfte des Stickstoffs in menschlichen Proteinen aus künstlich durch dieses Verfahren fixiertem Stickstoff stammt. Allerdings übersteigt diese massive industrielle Stickstofffixierung (etwa 150 Millionen Tonnen pro Jahr) mittlerweile die natürliche biologische Fixierung bei weitem und hat zu schweren Umweltproblemen geführt: Gewässerverschmutzung durch Nitrate, Eutrophierung aquatischer Ökosysteme, Emissionen von Lachgas (N₂O, ein starkes Treibhausgas) und eine tiefgreifende Störung des natürlichen Stickstoffkreislaufs auf planetarer Ebene. Die Herausforderung des 21. Jahrhunderts besteht darin, die Nahrungsmittelproduktion aufrechtzuerhalten und gleichzeitig einen ausgewogeneren und nachhaltigeren Stickstoffkreislauf wiederherzustellen.
