Stickstoff

Grundlagen und Vorkommen

Stickstoff ist ein chemisches Element mit dem Symbol N und der Ordnungszahl 7. Es gehört zu den Nichtmetallen, steht in der 15. IUPAC-Gruppe und in der zweiten Periode des Periodensystems. Elementarer Stickstoff tritt unter normalen Bedingungen fast nur als zweiatomiges Molekül N₂ auf, auch molekularer Stickstoff oder Distickstoff genannt. Dieses Gas ist farb-, geruch- und geschmacklos, nicht brennbar und chemisch sehr reaktionsträge.

Stickstoff ist mit 78,08 Vol-% der Hauptbestandteil der Erdatmosphäre; das entspricht etwa 3,8·10¹⁸ kg Stickstoff. In der Erdhülle beträgt sein Massenanteil etwa 0,03 %. In der Erdkruste ist anorganisch gebundener Stickstoff selten, kommt aber weltweit in stickstoffhaltigen Gesteinen und Mineralen vor, zum Beispiel als Ammonium-Ion, Nitrid oder Nitrat. In Ackerböden liegen meist mehr als 95 % des Gesamtstickstoffs organisch gebunden vor, also in Wurzeln, abgestorbener Pflanzenmasse, Humusstoffen und Bodenlebewesen. Weniger als 5 % liegen anorganisch als Ammonium, Nitrat oder in sehr geringen Mengen als Nitrit vor.

Auch außerhalb der Erde kommt Stickstoff vor. Nach der Anzahl der Atome ist er das sechsthäufigste Element im Sonnensystem. Die Atmosphäre des Saturnmondes Titan enthält in der Stratosphäre 98,4 % Stickstoff. Auf Pluto kommt molekularer Stickstoff in der dünnen Atmosphäre und als festes N₂-Eis vor. Die Atmosphären von Venus und Mars enthalten ebenfalls N₂, aber nur als Nebenbestandteil: etwa 3,5 Vol.-% auf Venus und etwa 2,6 Vol.-% auf Mars.

Eigenschaften und Formen

Molekularer Stickstoff besitzt eine sehr stabile Dreifachbindung zwischen den beiden Stickstoffatomen. Der Atomabstand im N₂-Molekül beträgt 109,76 pm, die Bindungsdissoziationsenergie 945,33 kJ/mol. Deshalb ist N₂ sehr reaktionsträge: Um Stickstoff in andere Verbindungen einzubauen, muss diese starke Bindung aufgebrochen werden. Geeignete Katalysatoren können die nötige Aktivierungsenergie verringern.

Physikalisch ist Stickstoff bei Standardbedingungen gasförmig. Er kondensiert bei −196 °C zu einer farblosen Flüssigkeit und schmilzt bei Normaldruck bei −209,99 °C. Der kritische Punkt liegt bei 126,19 K (−146,95 °C), 33,9 bar und 0,314 g·cm⁻³; der Tripelpunkt bei 63,15 K (−210 °C) und 0,125 bar. Flüssiger Stickstoff hat bei −195,8 °C eine Dichte von 0,8085 kg/L. Stickstoff ist in Wasser nur wenig löslich: 23,2 mL Stickstoff lösen sich in 1 L Wasser bei 0 °C.

Chemisch kann Stickstoff Oxidationszahlen von −3 bis +5 annehmen. Dadurch bildet er sehr unterschiedliche Verbindungen, zum Beispiel Ammoniak NH₃ mit Oxidationszahl −3, molekularen Stickstoff N₂ mit Oxidationszahl 0, Nitrite mit +3 und Nitrate mit +5. Wegen seiner Elektronegativität von etwa 3,0 bildet Stickstoff bevorzugt kovalente Bindungen, besonders mit Wasserstoff, Sauerstoff und Kohlenstoff. Beispiele sind Ammoniak, Amine, Hydrazin und Hydroxylamin; sie besitzen ein freies Elektronenpaar und können als Basen oder Nukleophile reagieren.

Unter Normalbedingungen liegt Stickstoff fast nur als N₂ vor. Unter hohen Drücken und Temperaturen entstehen weitere Allotrope, also unterschiedliche Strukturformen desselben Elements. Dazu gehören molekulare Hochdruckphasen wie α-, β-, γ-, δ-, ε- und weitere Stickstoffphasen sowie polymere Formen, in denen Stickstoffatome über Einfachbindungen zu Netzwerken verbunden sind. Polymerer Stickstoff wurde unter Drücken über 110 GPa und Temperaturen über 2000 K erzeugt; er gilt wegen seiner hohen gespeicherten Energie als möglicher Hochenergiespeicher. 2025 wurde außerdem molekularer Hexastickstoff N₆ beschrieben, dessen Halbwertszeit bei Raumtemperatur nur 35,7 Millisekunden beträgt.

Gewinnung und Nutzung

Technisch wird Stickstoff vor allem durch fraktionierte Destillation verflüssigter Luft in Luftzerlegungsanlagen nach dem Linde-Verfahren gewonnen. Dabei sind Reinheiten bis zu 99,99999 % möglich. Für besonders hohe Reinheitsanforderungen kann Stickstoff weiter gereinigt werden; durch Adsorptions- oder Getterverfahren lassen sich Sauerstoff und andere Spurenverunreinigungen bis in den Bereich von 1 ppb reduzieren. Günstigerer Stickstoff mit etwa 99 % Reinheit kann durch Adsorption/Desorption an Zeolithen gewonnen werden. Beim Membranverfahren wird Druckluft mit 5 bis 13 bar durch Kunststoffmembranen gepresst; Sauerstoff, Wasser und Kohlendioxid diffundieren schneller als Stickstoff und Argon, sodass sich Stickstoff anreichert.

Im Labor kann Stickstoff aus Stickstoffverbindungen dargestellt werden, zum Beispiel durch Erhitzen von Ammoniumnitrit: NH₄NO₂ → 2 H₂O + N₂. Eine weitere Methode ist die Thermolyse von Natriumazid: 2 NaN₃ → 2 Na + 3 N₂. Gefährlich ist dagegen die Darstellung durch Einleiten von Chlor in wässriges Ammoniak, weil bei Chlorüberschuss explosives Stickstofftrichlorid entstehen kann.

Stickstoffgas wird vor allem wegen seiner chemischen Trägheit genutzt. Es dient zur Inertisierung, also zum Verdrängen von Sauerstoff, damit brennbare Gasgemische oder Stäube nicht zünden. Es wird außerdem als Schutzgas beim Schweißen, in der Halbleiterherstellung, als Glühlampenfüllgas, Treibgas und Packgas eingesetzt. In der Lebensmitteltechnik ist Stickstoff als Zusatzstoff E 941 zugelassen, zum Beispiel zum Aufschäumen von Sahne oder Getränken. Flugzeugreifen großer Flugzeuge werden mit Stickstoff gefüllt, damit bei Hitze und hohem Druck kein Sauerstoff einen Reifenbrand begünstigt.

Flüssiger Stickstoff wird wegen seines niedrigen Siedepunkts von −196 °C als Kältemedium eingesetzt. Er dient in der Kryotechnik, bei Hochtemperatursupraleitern, bei Infrarotdetektoren, in Biologie und Medizin zur Lagerung biologischer Proben, Eizellen und Sperma, zum Schockfrieren und in der Kryochirurgie, zum Beispiel zur Behandlung von Warzen. Weitere Anwendungen liegen in Lebensmittelindustrie, Gastronomie, Tiefbau, Werkstofftechnik und Recycling.

Biologische Bedeutung und Kreislauf

Stickstoff ist für Lebewesen unentbehrlich. Er ist Bestandteil von Proteinen, Nukleotiden und Nukleinsäuren wie DNA, außerdem von Enzymen, Coenzymen und vielen Naturstoffen. Stickstoffhaltige Verbindungen sind an der Speicherung genetischer Information, der Energieübertragung, dem Sauerstofftransport und der Signalübertragung im Nervensystem beteiligt.

Der Stickstoffkreislauf beschreibt die Umwandlung und den Austausch von Stickstoff zwischen Atmosphäre, Boden, Pflanzen, Tieren und Mikroorganismen. Obwohl N₂ den größten Teil der Luft ausmacht, können Pflanzen und Tiere ihn nicht direkt nutzen. Erst bestimmte Mikroorganismen machen ihn biologisch verfügbar. Dieser Prozess heißt Stickstofffixierung. Dabei wird Luftstickstoff in reaktive Verbindungen überführt, zum Beispiel in Ammonium, das Pflanzen aufnehmen können.

Eine wichtige Rolle spielen Knöllchenbakterien in den Wurzeln von Leguminosen. Sie leben in Symbiose mit der Pflanze: Die Bakterien erhalten Assimilate, also von der Pflanze gebildete Nährstoffe, und liefern ihr im Gegenzug Ammonium. Dieses entsteht mithilfe des Enzyms Nitrogenase unter hohem Energieaufwand aus Luftstickstoff. Deshalb können Leguminosen auch auf nährstoffarmen Standorten wachsen und werden besonders im ökologischen Landbau zur Anreicherung des Bodens mit Stickstoff genutzt.

Auch freilebende Mikroorganismen wie Azotobacter und Cyanobakterien können Luftstickstoff binden. Freilebende Bakterien können im Boden zwischen 0,1 kg und mehr als 70 kg Stickstoff je Hektar und Jahr binden; unter mitteleuropäischen Bedingungen sind es bei freilebenden heterotrophen Bakterien 1–30 kg pro Hektar und Jahr. Stickstoff gelangt außerdem über die Atmosphäre in Ökosysteme, etwa durch Stickoxide aus Blitzentladungen, Verbrennungsvorgängen und anderen Quellen. In Deutschland betragen die durchschnittlichen Stickstoffeinträge aus der Luft etwa 28 kg/ha und Jahr, mit einer Spannbreite von 5–132 kg.

Der Mensch greift stark in den Stickstoffkreislauf ein. Autoabgase, Verbrennungsprozesse und Düngemittel bringen zusätzliche reaktive Stickstoffverbindungen in die Umwelt. Das Haber-Bosch-Verfahren machte es möglich, Luftstickstoff großtechnisch in Ammoniak und daraus in Dünger umzuwandeln. Dadurch stiegen landwirtschaftliche Erträge stark, zugleich entstanden ökologische Probleme wie Eutrophierung, Nitratbelastung des Grundwassers, Bodenversauerung und Emission von Distickstoffmonoxid, einem klimawirksamen Gas. Heute wurde im Durchschnitt bereits jedes dritte Stickstoffatom in der Biosphäre einmal von der Düngemittelindustrie verarbeitet.

Wichtige Verbindungen und Nachweis

Stickstoff bildet Verbindungen in allen Oxidationsstufen von −3 bis +5. Ammoniak ist eine der technisch wichtigsten Stickstoffverbindungen. Es ist ein stechend riechendes, farbloses, wasserlösliches und giftiges Gas und dient als Ausgangsstoff für Harnstoff, Ammoniumsalze, Metallamide, Säureamide und Imide. Es wird fast ausschließlich mit dem Haber-Bosch-Verfahren hergestellt.

Nitride sind Stickstoffverbindungen mit anderen Elementen. Es gibt kovalente Nitride wie Siliciumnitrid und Bornitrid, metallische Nitride wie Titannitrid und Chromnitrid sowie salzartige Nitride wie Lithiumnitrid und Magnesiumnitrid. Titannitrid wird wegen seiner harten, goldfarbenen Beschichtung zum Schutz von Werkzeugen verwendet. Siliciumnitrid wird unter anderem in der Halbleitertechnik eingesetzt.

Stickoxide entstehen bei Oxidationsprozessen, zum Beispiel bei der Verbrennung von Benzin, Erdöl und Kohle. Stickstoffdioxid, Stickstoffmonoxid und Distickstofftetroxid sind giftig, ätzend oder gesundheitsschädlich; Stickstoffdioxid und Distickstofftetroxid tragen zum sauren Regen bei. Distickstoffmonoxid, auch Lachgas, wird als Narkosemittel verwendet, schädigt aber die Ozonschicht und ist ein starkes Treibhausgas.

Weitere wichtige Verbindungsklassen sind Halogenide, Säuren und organische Stickstoffverbindungen. Stickstofftrifluorid wird in der Halbleiter-, Flachbildschirm- und Solarzellenherstellung verwendet. Iodstickstoff ist sehr instabil und hochexplosiv. Salpetersäure ist eine starke Säure zur Herstellung von Düngemitteln, Farbstoffen und Sprengstoffen; ihre Salze heißen Nitrate. Salpetrige Säure ist instabil und bildet Nitrite. Organische Stickstoffverbindungen umfassen Amine, Amide, Imine, Nitrile, Nitroverbindungen, Azoverbindungen und stickstoffhaltige Heterocyclen. Biologisch besonders wichtig sind Aminosäuren, Peptide, Proteine und die Nukleinbasen Adenin, Guanin, Cytosin, Thymin und Uracil.

Stickstoff kann analytisch nachgewiesen werden. Organisch gebundener Stickstoff wird qualitativ mit der Lassaigneschen Probe und quantitativ etwa mit der Kjeldahlschen Stickstoffbestimmung oder der Stickstoffbestimmung nach Dumas erfasst. Ammoniumionen lassen sich mit der Kreuzprobe nachweisen: Mit Natriumhydroxid entsteht Ammoniak, der feuchtes Indikatorpapier blau färbt. Nitrationen werden mit der Ringprobe nachgewiesen, bei der an der Grenzfläche zweier Flüssigkeiten ein rötlich-violetter bis brauner Ring entsteht. Moderne Verfahren wie Elementaranalyse, Chemilumineszenz-Detektion, Ionenchromatographie, Photometrie und Isotopenverhältnis-Massenspektrometrie haben viele klassische Methoden weitgehend ersetzt.

Sicherheit und Umwelt

Stickstoff ist als Gas ungiftig und macht über 78 % der Luft aus, kann aber in größeren Mengen lebensgefährlich sein, wenn er Sauerstoff verdrängt. In Räumen, die mit Stickstoff gefüllt sind oder in denen viel Stickstoff austreten kann, droht normobare Hypoxie: Der Körper erhält zu wenig Sauerstoff, obwohl kein hoher oder niedriger Druck vorliegt. Betroffene merken dies oft nicht rechtzeitig, weil das Erstickungsgefühl vor allem durch steigenden Kohlendioxidgehalt im Blut ausgelöst wird. In einer reinen Stickstoffatmosphäre kann Kohlendioxid weiter abgeatmet werden, sodass keine starke Warnreaktion entsteht. Nach wenigen Sekunden können Bewusstseinsstörungen auftreten, nach wenigen Minuten kann der Tod durch Ersticken folgen.

Deshalb müssen Bereiche mit möglichen Stickstoffansammlungen belüftet und mit optischen oder akustischen Warneinrichtungen gegen Sauerstoffmangel ausgestattet werden. Gegebenenfalls ist persönliche Schutzausrüstung nötig, die vor zu niedrigem Sauerstoffgehalt warnt.

Die technische Nutzung von Stickstoffverbindungen hat große Bedeutung, besonders für Landwirtschaft, Chemie und Energiefragen. Seit der weltweiten Einführung des Haber-Bosch-Verfahrens ab 1913 stieg die Produktion synthetischer Stickstoffdünger stark an und wurde ein wichtiger Faktor der globalen Landwirtschaft und der „Grünen Revolution“. Gleichzeitig wurden seit den 1970er Jahren ökologische Folgen reaktiver Stickstoffverbindungen deutlicher: Eutrophierung, Nitratbelastung des Grundwassers, Bodenversauerung und die Emission von Distickstoffmonoxid. Stickoxide aus Verbrennungsprozessen sind wichtige Luftschadstoffe und führten zur Entwicklung von Abgasreinigungssystemen wie Dreiwegekatalysatoren und SCR-Verfahren.

Seit Beginn des 21. Jahrhunderts gilt Stickstoff in der Erdsystemforschung als eine der am stärksten überschrittenen planetaren Belastungsgrenzen, weil der vom Menschen verursachte Eintrag reaktiver Stickstoffverbindungen die natürlichen Fixierungsprozesse übertrifft. Zugleich wurden neue mikrobiologische Prozesse entdeckt, etwa Anammox 1995 und Comammox 2015. Seit den 2020er Jahren gewinnt Ammoniak außerdem als möglicher Wasserstoffträger und CO₂-freier Energieträger wieder an Bedeutung.