Haupt >> Chemische Elemente >> Stickstoff

Stickstoff

7 Kohlenstoff Stickstoff- Sauerstoff
-

N

P
Periodensystem - Erweitertes Periodensystem
Allgemein
Name , Symbol, Zahl Stickstoff, N, 7
Chemische Reihe Nichtmetalle
Gruppe, Periode, Block 15, 2, p
Aussehen farblos
Atommasse 14,0067 (2) g/mol
Elektronenkonfiguration 1s zwei 2s zwei 2p 3
Elektronen pro Schale 2, 5
Physikalische Eigenschaften
Phase Gas
Dichte (0 °C, 101,325 kPa)
1,251 g/l
Schmelzpunkt 63,15 K
(-210,00 °C, -346,00 °F)
Siedepunkt 77,36 K
(-195,79 °C, -320,42 °F)
Kritischer Punkt 126,21 K, 3,39 MPa
Schmelzwärme (N zwei ) 0,720 kJ·mol −1
Verdampfungswärme (N zwei ) 5,57 kJ·mol −1
Wärmekapazität (25 °C) (N zwei )
29.124 Jmol −1 ·K −1
P / Brunnen 1 10 100 1 k 10 k 100 k
bei T /K 37 41 46 53 62 77
Atomare Eigenschaften
Kristallstruktur sechseckig
Oxidationszustände ± 3 , 5, 4, 2
(stark saures Oxid)
Elektronegativität 3,04 (Pauling-Skala)
Ionisationsenergien
( mehr)
1.: 1402,3 kJ·mol −1
2.: 2856 kJ·mol −1
3.: 4578,1 kJmol −1
Atomradius 65 Uhr
Atomradius (berechnet) 56 Uhr
Kovalenter Radius 75 Uhr
Van-der-Waals-Radius 155 Uhr
Sonstig
Magnetische Bestellung datiert nicht
Wärmeleitfähigkeit (300 K) 25,83 mW·m −1 ·K −1
Schallgeschwindigkeit (Gas, 27 °C) 353 m/s
CAS-Registrierungsnummer 7727-37-9
Ausgewählte Isotope
iso DAS Halbwertszeit DM VON DP
13 N seine 9.965 m e 2.220 13 C
14 N 99,634 % N ist stabil mit 7 Neutronen
fünfzehn N 0,366 % N ist stabil mit 8 Neutronen
Verweise

Stickstoff (EINSCHLAG: /ˈnʌɪtrə(ʊ)dʒən/ ) ist ein Chemisches Element die das Symbol hat N und Ordnungszahl 7 in der Periodensystem . Elementarer Stickstoff ist bei Standardbedingungen ein farbloses, geruchloses, geschmackloses und größtenteils inertes zweiatomiges Gas, das 78,08 % ausmacht Erdatmosphäre . Stickstoff ist ein Bestandteil aller lebenden Gewebe und Aminosäuren. Viele industriell wichtige Verbindungen, wie z Ammoniak , Salpetersäure und Cyanide enthalten Stickstoff.

Bemerkenswerte Eigenschaften von elementarem Stickstoff

Stickstoff ist ein Nichtmetall mit einer Elektronegativität von 3,0. Es hat fünf Elektronen in seiner äußeren Hülle und ist daher in den meisten Verbindungen dreiwertig. Die Dreifachbindung im molekularen Stickstoff (N zwei ) ist einer der stärksten in der Natur. Die daraus resultierende Schwierigkeit der Konvertierung (N zwei ) in andere Verbindungen und die relative Leichtigkeit (und die damit verbundene hohe Energiefreisetzung) der Umwandlung von Stickstoffverbindungen in elementaren N zwei , haben die Rolle des Stickstoffs sowohl in der Natur als auch in den wirtschaftlichen Aktivitäten des Menschen dominiert.



Molekularer Stickstoff kondensiert bei 77 K bei atmosphärischem Druck und gefriert bei 63 K. Flüssiger Stickstoff, eine Flüssigkeit, die Wasser ähnelt, aber 81 % der Dichte hat, ist ein übliches Kryogen.

Auftreten

Stickstoff ist der größte Einzelbestandteil der Erde Atmosphäre (78,084 Vol.-%, 75,5 Gew.-%).

14 Stickstoff entsteht im Rahmen der Fusionsprozesse in Sterne .

Verbindungen, die dieses Element enthalten, wurden von Astronomen beobachtet, und molekularer Stickstoff wurde im interstellaren Raum von David Knauth und Mitarbeitern mit dem Far Ultraviolet Spectroscopic Explorer nachgewiesen. Molekularer Stickstoff ist ein Hauptbestandteil der dicken Atmosphäre von Titan und kommt in Spuren anderer planetarer Atmosphären vor.

Stickstoff ist in allen lebenden Geweben in Form von Proteinen, Nukleinsäuren und anderen Molekülen vorhanden. Es ist ein großer Bestandteil tierischer Abfälle (z. B. Guano), normalerweise in Form von Harnstoff, Harnsäure und Verbindungen dieser stickstoffhaltigen Produkte.

Isotope

Siehe auch Stickstoffisotope

Es gibt zwei stabile Stickstoffisotope: 14 N und fünfzehn N. Bei weitem die häufigste ist 14 N (99,634 %), das im CNO-Zyklus entsteht Sterne und der Rest ist fünfzehn N. Von den zehn synthetisch hergestellten Isotopen 13 N hat eine Halbwertszeit von neun Minuten und die verbleibenden Isotope haben Halbwertszeiten in der Größenordnung von Sekunden oder weniger. Biologisch vermittelte Reaktionen (z. B. Assimilation, Nitrifikation , und Denitrifikation) kontrollieren stark die Stickstoffdynamik im Boden. Diese Reaktionen führen fast immer zu fünfzehn N Anreicherung des Substrats und Verarmung des Produkts.

Der molekulare Stickstoff in der Erdatmosphäre besteht zu 0,73 % aus dem Isotopologen 14 N fünfzehn N und fast der ganze Rest ist 14 N zwei .

Elektromagnetisches Spektrum

Molekularer Stickstoff ( 14 N zwei ) ist für infrarote und sichtbare Strahlung weitgehend transparent, da es ein homonukleares Molekül ist und daher kein Dipolmoment hat, um an elektromagnetische Strahlung bei diesen Wellenlängen zu koppeln. Eine signifikante Absorption tritt bei extremen ultravioletten Wellenlängen auf, beginnend bei etwa 100 Nanometern. Dies ist mit elektronischen Übergängen im Molekül zu Zuständen verbunden, in denen die Ladung nicht gleichmäßig zwischen den Stickstoffatomen verteilt ist. Die Stickstoffabsorption führt zu einer erheblichen Absorption ultravioletter Strahlung in der oberen Erdatmosphäre sowie in den Atmosphären anderer Planetenkörper. Aus ähnlichen Gründen emittieren reine molekulare Stickstofflaser typischerweise Licht im fernen Ultraviolettbereich.

Stickstoff leistet auch einen Beitrag zum sichtbaren Luftglühen aus der oberen Erdatmosphäre durch Elektronenstoßanregung, gefolgt von Emission. Dieses sichtbare blaue Luftglühen (zu sehen in der polaren Aurora und im Wiedereintrittsglühen zurückkehrender Raumfahrzeuge) resultiert typischerweise nicht aus molekularem Stickstoff, sondern eher aus freien Stickstoffatomen, die sich mit Sauerstoff verbinden, um Stickstoffmonoxid (NO) zu bilden.

Geschichte

Stickstoff ( Latein Stickstoff , wo Sprudel (aus dem Griechischen Nitron ) bedeutet 'native Soda' (siehe Salpeter), und Gene bedeutet 'Formen') gilt formal als von Daniel Rutherford im Jahr 1772 entdeckt, der es nannte schädliche Luft oder feste Luft . Dass es einen Teil der Luft gab, der die Verbrennung nicht unterstützte, war dem Chemiker des späten 18. Jahrhunderts bekannt. Stickstoff wurde etwa zur gleichen Zeit auch von Carl Wilhelm Scheele, Henry Cavendish und Joseph Priestley untersucht, die ihn als bezeichneten verbrannte Luft oder Phlogistische Luft . Stickstoffgas war dafür inert genug Antoine Lavoisier bezeichnet es als Geißel , vom griechischen Wort αζωτος, was 'leblos' bedeutet. Tiere starben darin, und es war der Hauptbestandteil der Luft, in der Tiere erstickt und Flammen erloschen waren. Aus diesem Begriff ist geworden Französisch Wort für 'Stickstoff' und verbreitete sich später in vielen anderen Sprachen.

Verbindungen des Stickstoffs waren in der bekannt Mittelalter . Das Alchemisten kannte Salpetersäure als starkes Wasser (starkes Wasser). Die Mischung aus Salpeter- u Salzsäuren war bekannt als königliches Wasser (Königliches Wasser), berühmt für seine Auflösungsfähigkeit Gold (das König von Metallen). Die früheste industrielle und landwirtschaftlich Anwendungen von Stickstoffverbindungen verwendet man in Form von Salpeter (Natrium- bzw Kaliumnitrat ), insbesondere in Schießpulver , und viel später, als Dünger und später noch als chemischer Rohstoff.

Biologische Rolle

Siehe auch Stickstoffkreislauf

Stickstoff ist ein wesentlicher Bestandteil von Aminosäuren und Nukleinsäuren, die beide für alles Leben unerlässlich sind.

Molekularer Stickstoff in der Atmosphäre kann weder von Pflanzen noch von Tieren direkt genutzt werden und muss in andere Verbindungen umgewandelt oder „fixiert“ werden, um vom Leben genutzt zu werden. Niederschläge enthalten oft erhebliche Mengen an Ammonium und Nitrat, von denen angenommen wird, dass sie beide auf die Stickstofffixierung durch Blitze und andere atmosphärische elektrische Phänomene zurückzuführen sind. Da jedoch Ammonium im Vergleich zu atmosphärischem Nitrat bevorzugt von der Baumkrone zurückgehalten wird, liegt der größte Teil des fixierten Stickstoffs, der die Bodenoberfläche unter Bäumen erreicht, in Form von Nitrat vor. Bodennitrat wird gegenüber Bodenammonium bevorzugt von Baumwurzeln assimiliert.

Bestimmte Bakterien (z. B. Rhizobium Dreiblatt ) besitzen Nitrogenase-Enzyme, die Luftstickstoff fixieren können (vgl Stickstoff-Fixierung ) in eine Form (Ammoniumion), die für höhere Organismen chemisch nützlich ist. Dieser Prozess erfordert viel Energie und anoxische Bedingungen. Solche Bakterien können frei im Boden vorkommen (z. B. Azotobacter), existieren aber normalerweise in einer symbiotischen Beziehung in den Wurzelknöllchen von Leguminosen (z. B. Klee oder der Sojabohnenpflanze). Stickstofffixierende Bakterien können mit einer Reihe von nicht verwandten Pflanzenarten symbiotisch sein. Gängige Beispiele sind Hülsenfrüchte, Erlen, Flechten, Casuarina, Myrica, Leberblümchen und Gunnera.

Als Teil der symbiotischen Beziehung wandelt die Pflanze anschließend das Ammoniumion in Stickoxide und Aminosäuren um Proteine und andere biologisch nützliche Moleküle, wie Alkaloide. Als Gegenleistung für den nutzbaren (fixen) Stickstoff gibt die Pflanze Zucker an die symbiotischen Bakterien ab.

Einige Pflanzen sind in der Lage, Stickstoff direkt in Form von Nitraten zu assimilieren, die im Boden aus natürlichen Mineralvorkommen, künstlichen Düngemitteln, tierischen Abfällen oder organischem Verfall (als Produkt von Bakterien, aber nicht von Bakterien, die speziell mit der Pflanze assoziiert sind) vorhanden sein können. Auf diese Weise absorbierte Nitrate werden durch das Enzym in Nitrite umgewandelt Nitrat Reduktase, und dann durch ein anderes Enzym namens Ammoniak in Ammoniak umgewandelt Nitrit Reduktase.

Stickstoffverbindungen sind grundlegende Bausteine ​​in der Tierbiologie. Tiere verwenden stickstoffhaltige Aminosäuren aus pflanzlichen Quellen als Ausgangsmaterialien für die gesamte tierische Biochemie von Stickstoffverbindungen, einschließlich der Herstellung von Proteinen und Nukleinsäuren. Einige pflanzenfressende Insekten sind so abhängig von Stickstoff in ihrer Nahrung, dass die Variation der Menge an Stickstoffdünger, die auf eine Pflanze aufgebracht wird, die Geburtenrate der sich von ihr ernährenden Insekten beeinflussen kann (Jahn et al. 2005).

Lösliches Nitrat ist ein wichtiger limitierender Faktor für das Wachstum bestimmter Bakterien im Meerwasser. An vielen Orten der Welt führen künstliche Düngemittel, die auf Ackerland aufgebracht werden, um die Erträge zu steigern, dazu, dass löslicher Stickstoff an Flussmündungen in die Ozeane gelangt. Dieser Prozess kann zu einer Eutrophierung des Wassers führen, da das stickstoffgetriebene Bakterienwachstum den Wassersauerstoff so weit verringert, dass alle höheren Organismen sterben. Bekannte „Todeszonen“-Gebiete an der US-Golfküste und den Schwarzes Meer sind auf diesen wichtigen Verschmutzungsprozess zurückzuführen.

Viele Salzwasserfische stellen große Mengen an Trimethylaminoxid her, um sie vor den hohen osmotischen Wirkungen ihrer Umgebung zu schützen (die Umwandlung dieser Verbindung in Dimethylamin ist für den frühen Geruch bei nicht frischen Salzwasserfischen verantwortlich: PMID 15186102). Bei Tieren dient das von einer Aminosäure abgeleitete freie Radikalstickstoffmonoxid (NO) als wichtiges Regulationsmolekül für den Kreislauf.

Der Tierstoffwechsel von NO führt zur Produktion von Nitrit. Der tierische Metabolismus von Stickstoff in Proteinen führt im Allgemeinen zur Ausscheidung von Harnstoff, während der tierische Metabolismus von Nukleinsäuren zur Ausscheidung von Harnstoff und Harnsäure führt. Der charakteristische Geruch von Tierfleischverwesung wird durch stickstoffhaltige langkettige Amine wie Putrescin und Cadaverin verursacht.

Der Zerfall von Organismen und ihren Abfallprodukten kann kleine Mengen an Nitrat produzieren, aber der meiste Zerfall gibt schließlich den Stickstoffgehalt als molekularen Stickstoff an die Atmosphäre zurück.

Moderne Anwendungen

Stickstoffgas wird für industrielle Zwecke durch fraktionierte Destillation flüssiger Luft oder durch mechanische Mittel unter Verwendung von gasförmiger Luft (d. h. unter Druck stehende Umkehrosmosemembran oder Druckwechseladsorption) gewonnen. Kommerzieller Stickstoff ist oft ein Nebenprodukt der Luftaufbereitung zur industriellen Konzentration von Sauerstoff für die Stahlherstellung und andere Zwecke.

Molekularer Stickstoff (Gas und Flüssigkeit)

  Eine Computerdarstellung des Stickstoffmoleküls N2.   Vergrößern Eine Computerdarstellung des Stickstoffmoleküls, N zwei .

Stickstoffgas hat eine Vielzahl von Anwendungen, einschließlich der Verwendung als inerter Ersatz für Luft, wo Oxidation unerwünscht ist;

  • Um die Frische von verpackten oder unverpackten Lebensmitteln zu bewahren (durch Verzögern von Ranzigkeit und anderen Formen von oxidativen Schäden)
  • auf Flüssigsprengstoff zur Sicherheit
  • Die Produktion von elektronisch Teile wie Transistoren, Dioden und integrierte Schaltkreise
  • getrocknet und unter Druck gesetzt, als dielektrisches Gas für Hochspannungsgeräte
  • Die Herstellung von Edelstahl
  • Verwendung in Kraftstoffsystemen für Militärflugzeuge zur Verringerung der Brandgefahr, siehe Inertisierungssystem
  • Befüllen von Auto- und Flugzeugreifen aufgrund ihrer Trägheit und des Mangels an Feuchtigkeit oder oxidativen Eigenschaften im Gegensatz zu Luft, obwohl dies für Verbraucherautos nicht erforderlich ist.

Im Gegensatz zu einigen Behauptungen, dass Stickstoff schneller durch Gummireifen diffundiert als Luft (und Sauerstoff), entweichen Stickstoffmoleküle im Vergleich zu herkömmlichen Luftgemischen mit geringerer Wahrscheinlichkeit aus dem Inneren eines Reifens. Luft besteht hauptsächlich aus Stickstoff und Sauerstoff. Stickstoffmoleküle sind größer als Sauerstoffmoleküle und daher diffundieren größere Moleküle langsamer durch poröse Substanzen als kleinere Moleküle, wenn alle anderen gleich sind.

Ein weiteres Beispiel für seine Vielseitigkeit ist seine Verwendung als bevorzugte Alternative zu Kohlendioxid Fässer von einigen unter Druck zu setzen Biere , besonders dickere Stouts und schottische und englische Ales, aufgrund der kleineren Blasen, die es produziert, die das gezapfte Bier glatter und berauschender machen. Eine moderne Anwendung einer druckempfindlichen Stickstoffkapsel, die gemeinhin als 'Widget' bekannt ist, ermöglicht jetzt das Verpacken von stickstoffgefüllten Bieren in Dosen und Flaschen.

  Zur Herstellung kann flüssiger Stickstoff verwendet werden"home-made" ice cream, as these students are doing.   Vergrößern Flüssiger Stickstoff kann verwendet werden, um 'hausgemachtes' Eis zuzubereiten, wie es diese Studenten tun.

Flüssigstickstoff (Flüssigkeitsdichte am Tripelpunkt beträgt 0,807 g/mL) wird industriell in großen Mengen durch fraktionierte Destillation flüssiger Luft hergestellt und oft mit der Quasi-Formel bezeichnet LN zwei (ist aber genauer geschrieben N zwei ( l ) ). Es ist eine kryogene Flüssigkeit, die bei Kontakt mit lebendem Gewebe potenziell sofortige Erfrierungen verursachen kann (siehe Vorsichtsmaßnahmen). Bei entsprechender Isolierung von der Umgebung Wärme dient flüssiger Stickstoff als kompakte und leicht zu transportierende Stickstoffgasquelle ohne Druckbeaufschlagung. Darüber hinaus macht seine Fähigkeit, Temperaturen weit unter dem Gefrierpunkt von Wasser zu halten (es siedet bei 77 K, was -196 ° C oder -320 ° F entspricht), es in einer Vielzahl von Anwendungen als Kältemittel mit offenem Kreislauf äußerst nützlich. einschließlich;

  • Tauchgefrieren und Transport von Lebensmittel Produkte
  • die Kryokonservierung von Blut, reproduktiven Zellen (Sperma und Ei) und anderen biologisch Proben und Materialien (vgl Bild rechts)
  • die kryonische Erhaltung von Menschen und Haustieren in der unbewiesenen Hoffnung auf zukünftige Wiederbelebung.
  • im Studium der Kryotechnik
  • für Demonstrationen im naturwissenschaftlichen Unterricht
  • als Kühlmittel für hochempfindliche Sensoren und rauscharme Verstärker
  • in der Dermatologie zur Entfernung unansehnlicher oder potenziell bösartiger Hautläsionen wie Warzen und aktinischer Keratosen
  • als Kühlergänzung zum Übertakten u Zentraleinheit , eine Grafikverarbeitungseinheit oder eine andere Art von Computerhardware
  • als Kühlmedium bei der Bearbeitung hochfester Werkstoffe.
  • als Arbeitsflüssigkeit in einem binären Motor
  • als Mittel zur endgültigen Verfügung über die Toten, bekannt als Verheißung.
  Ein Tank mit flüssigem Stickstoff, der verwendet wird, um einen kryogenen Gefrierschrank zu versorgen (zur Lagerung von Laborproben bei einer Temperatur von etwa -150 Grad Celsius).   Vergrößern Ein Tank mit flüssigem Stickstoff, der verwendet wird, um einen kryogenen Gefrierschrank zu versorgen (zur Lagerung von Laborproben bei einer Temperatur von etwa -150 Grad Celsius).

Stickstoffverbindungen in der Industrie

Einfache Verbindungen

Das wichtigste neutrale Hydrid von Stickstoff ist Ammoniak (N H 3 ), obwohl Hydrazin (N zwei H 4 ) wird ebenfalls häufig verwendet. Ammoniak ist basischer als Wasser um 6 Größenordnungen. Ammoniak bildet in Lösung das Ammoniumion (NH 4 + ). Flüssiges Ammoniak (Sdp. 240 K) ist amphiprotisch (zeigt entweder sauren oder basischen Charakter nach Brønsted-Lowry) und bildet Ammonium und die weniger verbreiteten Amidionen (NH zwei - ); sowohl Amide als auch Nitride (N 3- ) Salze sind bekannt, zersetzen sich aber in Wasser. Einfach, zweifach, dreifach und vierfach substituierte Alkylverbindungen von Ammoniak werden als Amine bezeichnet (vier Substitutionen, um kommerziell und biologisch wichtige quartäre Amine zu bilden, führen zu einem positiv geladenen Stickstoff und damit zu einer wasserlöslichen oder zumindest amphiphilen Verbindung). Größere Ketten, Ringe und Strukturen von Stickstoffhydriden sind ebenfalls bekannt, aber im Allgemeinen instabil.

Andere Klassen von Stickstoffanionen (negativ geladene Ionen) sind die giftigen Azide (N 3 - ), die linear und isoelektronisch zu sind Kohlendioxid , die jedoch an wichtige eisenhaltige Enzyme im Körper in einer Weise binden, die eher Cyanid ähnelt. Ein weiteres Molekül gleicher Struktur ist das farblose und relativ inerte Anästhesiegas Distickstoffmonoxid (N zwei Ö ), auch bekannt als Lachgas. Dies ist eines von einer Vielzahl von Oxiden, von denen das bekannteste Stickstoffmonoxid (NO) (in der Biologie häufiger als Stickstoffmonoxid bekannt) ist, ein natürliches Molekül freier Radikale, das vom Körper als Signal für die kurzfristige Kontrolle des Flüssigkeitshaushalts verwendet wird Muskel im Kreislauf. Eine weitere bemerkenswerte Stickoxidverbindung (eine Familie, die oft abgekürzt wird NOx ) ist das rötliche und giftige Stickstoffdioxid (NO zwei ), die auch ein ungepaartes enthält Elektron und ist ein wichtiger Bestandteil von SMOG . Stickstoffmoleküle, die ungepaarte Elektronen enthalten, zeigen eine verständliche Tendenz zur Dimerisierung (wodurch die Elektronen gepaart werden) und sind im Allgemeinen hoch reaktiv.

Die üblicheren Oxide Distickstofftrioxid (N zwei Ö 3 ) und Distickstoffpentoxid (N zwei Ö 5 ), sind tatsächlich ziemlich instabil und explosiv – eine Tendenz, die durch die Stabilität von N angetrieben wird zwei als Produkt. Die entsprechenden Säuren sind salpetrig (HNO zwei ) und Salpetersäure (HNO 3 ), mit den entsprechenden Salzen, die Nitrite und Nitrate genannt werden. Salpetersäure ist eine der wenigen Säuren, die stärker als Hydronium ist, und ist ein ziemlich starkes Oxidationsmittel.

Stickstoff findet sich auch in organischen Verbindungen. Übliche stickstofffunktionelle Gruppen umfassen: Amine, Amide, Nitrogruppen, Imine und Enamine. Der Stickstoffgehalt einer chemischen Substanz kann nach der Kjeldahl-Methode bestimmt werden.

Stickstoffverbindungen von bemerkenswerter wirtschaftlicher Bedeutung

Molekularer Stickstoff (N zwei ) in der Atmosphäre ist aufgrund seiner starken Bindung relativ reaktionsträge, und N zwei spielt im menschlichen Körper eine träge Rolle, da es weder produziert noch zerstört wird. In der Natur wird Stickstoff von einigen lebenden Organismen, insbesondere bestimmten, langsam in biologisch (und industriell) nützliche Verbindungen umgewandelt Bakterien (d.h. stickstofffixierende Bakterien - siehe Biologische Rolle Oben). Molekularer Stickstoff wird auch beim Zersetzungsprozess in abgestorbenen pflanzlichen und tierischen Geweben in die Atmosphäre freigesetzt. Die Fähigkeit zu kombinieren bzw Fix molekularer stickstoff ist ein schlüsselmerkmal der modernen industriellen chemie, wo stickstoff u Erdgas werden umgewandelt in Ammoniak über den Haber-Prozess. Ammoniak wiederum kann direkt verwendet werden (vor allem als Dünger , und bei der Synthese von Nitratdünger) oder als Vorläufer vieler anderer wichtiger Materialien, einschließlich Sprengstoffe, hauptsächlich über die Herstellung von Salpetersäure nach dem Ostwald-Verfahren.

Das Organische und das Anorganische Salze von Salpetersäure waren historisch wichtig als Speicher chemischer Energie. Dazu gehören wichtige Verbindungen wie z Kaliumnitrat (oder Salpeter, historisch wichtig für seine Verwendung in Schießpulver ) und Ammoniumnitrat, ein wichtiger Dünger und Sprengstoff (siehe ANFO). Verschiedene andere nitrierte organische Verbindungen wie Nitroglycerin und Trinitrotoluol sowie Nitrocellulose werden als Spreng- und Treibmittel für moderne Schusswaffen verwendet. Salpetersäure wird als Oxidationsmittel in flüssigkeitsbetriebenen Raketen verwendet. Hydrazin und Hydrazinderivate finden Verwendung als Raketentreibstoffe. Bei den meisten dieser Verbindungen rührt die grundsätzliche Instabilität und Neigung zum Brennen oder Explodieren daher, dass Stickstoff als Oxid vorliegt und nicht als das weitaus stabilere Stickstoffmolekül (N zwei ), das ein Produkt der thermischen Zersetzung der Verbindungen ist. Wenn Nitrate brennen oder explodieren, wird die Bildung der starken Dreifachbindung im N zwei was sich ergibt, erzeugt den größten Teil der Energie der Reaktion.

Stickstoff ist ein Bestandteil von Molekülen in allen wichtigen Arzneimittelklassen in der Pharmakologie und Medizin. Lachgas (N zwei 0) wurde Anfang des 19. Jahrhunderts als Teilanästhetikum entdeckt, obwohl es erst später als chirurgisches Anästhetikum verwendet wurde. Als „Lachgas“ bezeichnet, wurde festgestellt, dass es in der Lage ist, einen Zustand sozialer Enthemmung hervorzurufen, der einer Trunkenheit ähnelt. Andere bemerkenswerte stickstoffhaltige Arzneimittel sind Arzneimittel, die aus Pflanzenalkaloiden gewonnen werden, wie z Morphium (Es gibt viele Alkaloide, von denen bekannt ist, dass sie pharmakologische Wirkungen haben; in einigen Fällen scheinen sie natürliche chemische Abwehrkräfte von Pflanzen gegen Raubtiere zu sein). Stickstoffhaltige Medikamente umfassen alle Hauptklassen von Antibiotika und organische Nitratmedikamente wie Nitroglycerin und Nitroprussid, die den Blutdruck und die Herztätigkeit regulieren, indem sie die Wirkung von Stickstoffmonoxid nachahmen.

Gefahren

Eine schnelle Freisetzung von Stickstoffgas in einen geschlossenen Raum kann Sauerstoff verdrängen und stellt daher eine Erstickungsgefahr dar. Dies kann mit wenigen Warnsymptomen geschehen, da die menschliche Halsschlagader ein relativ langsames und schlechtes Wahrnehmungssystem für niedrigen Sauerstoffgehalt (Hypoxie) ist . Ein Beispiel ereignete sich kurz vor dem Start der ersten Space-Shuttle-Mission im Jahr 1981, als zwei Techniker das Bewusstsein verloren und starben, nachdem sie einen Raum in der mobilen Startplattform des Shuttles betraten, der als Vorsichtsmaßnahme gegen Feuer mit reinem Stickstoff unter Druck gesetzt wurde. Die Techniker hätten den Raum verlassen können, wenn sie frühe Symptome der Stickstoffatmung festgestellt hätten.

Beim Atmen bei hohen Partialdrücken (mehr als etwa 3 Atmosphären, die beim Sporttauchen in Tiefen unter etwa 30 m angetroffen werden) beginnt Stickstoff als Anästhetikum zu wirken. Als solches kann es eine Stickstoffnarkose verursachen, einen vorübergehenden halbanästhesierten Zustand geistiger Beeinträchtigung, ähnlich dem, der durch Lachgas verursacht wird.

Stickstoff löst sich auch im Blutstrom auf, und eine schnelle Dekompression (insbesondere im Fall von Tauchern, die zu schnell aufsteigen, oder Astronauten, die zu schnell von Kabinendruck auf Raumanzugdruck dekomprimieren) kann zu einem potenziell tödlichen Zustand führen, der als Dekompressionskrankheit (früher bekannt als Caisson-Krankheit oder Caisson-Krankheit) bezeichnet wird häufiger die 'Bends'), wenn sich Stickstoffbläschen im Blutkreislauf bilden.

Direkter Hautkontakt mit flüssigem Stickstoff verursacht innerhalb von Augenblicken bis Sekunden schwere Erfrierungen (kryogene Verbrennungen), jedoch nicht sofort bei Kontakt, abhängig von der Form des flüssigen Stickstoffs (flüssig vs. Nebel) und der Oberfläche des stickstoffgetränkten Materials (getränkte Kleidung oder Baumwolle). was schnellere Schäden verursacht als ein Verschütten direkter Flüssigkeit auf die Haut, die einige Sekunden lang durch den Leidenfrost-Effekt geschützt wird).