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Stickstoff (N2) ist ein farb- und geruchloses Gas, das 78 % der Erdatmosphäre ausmacht und aufgrund seiner stabilen Dreifachbindung chemisch inert ist. Er ist essentieller Bestandteil von Proteinen und DNA und wird über den Stickstoffkreislauf in nutzbare Formen umgewandelt. Die wichtigsten industriellen Verfahren sind die Haber-Bosch-Synthese zu Ammoniak und das Ostwald-Verfahren zu Salpetersäure; technische Gewinnung erfolgt durch Linde- oder Membranverfahren. Flüssigstickstoff spielt in der Kryotechnik eine wichtige Rolle.
Stickstoff (Symbol N, von Nitrogenium) steht in der 5. Hauptgruppe des Periodensystems. In seiner natürlichen Form tritt er fast ausschließlich als zweiatomiges Molekül (N2) auf. Da Stickstoffatome fünf Valenzelektronen besitzen, teilen sie sich im N2-Molekül drei Elektronenpaare, um die Oktettregel zu erfüllen.
Das entscheidende Merkmal des N2-Moleküls ist diese Dreifachbindung. Sie ist eine der stärksten kovalenten Bindungen in der Chemie. Man kann sie sich wie drei extrem starke Stahlseile vorstellen, die zwei Objekte zusammenhalten: Um diese Verbindung zu trennen, ist eine enorme Energiemenge erforderlich. Dies erklärt die chemische Beständigkeit des Gases.
Aufgrund der starken Bindung verhält sich Stickstoff unter Standardbedingungen inert. Der Begriff Inertie leitet sich vom lateinischen Wort für 'untätig' ab und beschreibt Stoffe, die kaum chemische Reaktionen mit anderen Substanzen eingehen. In der Medizin und Technik wird Stickstoff daher oft als Schutzgas verwendet, um unerwünschte Reaktionen (wie Oxidationen) zu verhindern.
In der Erdatmosphäre ist Stickstoff mit einem Volumenanteil von etwa 78 % vertreten. Er dient dort quasi als 'Puffer' für den reaktionsfreudigen Sauerstoff. Ohne diesen hohen Stickstoffanteil würden Verbrennungsprozesse auf der Erde wesentlich heftiger und unkontrollierter ablaufen.
Trotz seiner Häufigkeit können Menschen, Tiere und die meisten Pflanzen den atmosphärischen Stickstoff nicht direkt aus der Luft verwerten, da sie die Dreifachbindung nicht spalten können. Er muss erst 'fixiert' werden. Die Stickstofffixierung ist die Umwandlung von N2 in biologisch nutzbare Formen wie Ammoniak (NH3) oder Nitrat-Ionen (NO3-).
In der Biologie ist Stickstoff ein essenzieller Baustein für Aminosäuren (und damit Proteine) sowie für die Nukleotide der DNA. Während wir den Stickstoff beim Atmen einfach wieder ausstoßen, nehmen wir den benötigten Stickstoff über die Nahrung in Form von organischen Verbindungen auf.
Stickstoff kann eine Vielzahl von Oxidationsstufen einnehmen, die von -3 (im Ammoniak, NH3) bis +5 (in der Salpetersäure, HNO3) reichen. Diese chemische Flexibilität in seinen Verbindungen ist die Grundlage für den globalen Stickstoffkreislauf, der das Leben auf der Erde ermöglicht.
Der Stickstoffkreislauf beginnt mit der Fixierung von Luftstickstoff. Bei Gewittern reagieren N2 und O2 unter Blitzeinwirkung zu Stickstoffmonoxid (NO), einem farblosen, giftigen Radikal. NO oxidiert an der Luft rasch zu Stickstoffdioxid (NO2), das mit Wasser zu Salpetersäure (HNO3) weiterreagiert und über den Regen als Nitrat (NO3-) in den Boden gelangt. Pflanzen nehmen Nitrate auf und bauen daraus Proteine. Tiere wiederum nehmen die pflanzlichen Proteine auf, wandeln sie um und scheiden Stickstoffüberschuss als Harnstoff (CO(NH2)2) oder Harnsäure (C5H4N4O3) aus. Mikroorganismen und Verwesungsprozesse setzen schließlich wieder molekularen Stickstoff frei und schließen so den Kreislauf.
Die großtechnische Ammoniaksynthese nach dem Haber-Bosch-Verfahren (N2 + 3 H2 -> 2 NH3) ist die Basis für die weltweite Düngemittelproduktion. Ammoniak wird meist zu Harnstoff oder Ammoniumnitrat weiterverarbeitet, die direkt als Stickstoffdünger dienen. Aus Ammoniak wird zudem über das Ostwald-Verfahren Salpetersäure (HNO3) hergestellt, die wichtigste Sauerstoffsäure des Stickstoffs mit der Oxidationsstufe +V.
Weitere technisch relevante Stickstoff-Wasserstoff-Verbindungen sind Hydrazin (N2H4, Reduktionsmittel), Stickstoffwasserstoffsäure (HN3, Initialzünder) und Hydroxylamin (H2NOH, Reduktionsmittel). Unter den Oxiden sind Stickstoffmonoxid (NO) und Stickstoffdioxid (NO2) giftige Gase, die vor allem bei Verbrennungsprozessen (z. B. Autoabgasen) entstehen. Distickstoffmonoxid (N2O, Lachgas) hat dagegen eine narkotische Wirkung; salpetrige Säure (HNO2) ist eine schwache Säure.
Physikalisch ist Stickstoff ein farbloses Gas, das bei -196 °C zu einer ebenfalls farblosen Flüssigkeit kondensiert (Siedepunkt -196 °C, Schmelzpunkt -210,1 °C). Es ist diamagnetisch und hat eine Dichte von etwa 1,25 kg/m³.
Die technische Gewinnung von Stickstoff erfolgt überwiegend durch Luftzerlegung. Beim Linde-Verfahren wird Luft verflüssigt und der Stickstoff durch fraktionierte Destillation in hoher Reinheit (99,99 %) abgetrennt. Eine kostengünstigere Alternative ist das Membranverfahren, bei dem Druckluft (5–13 bar) durch eine semipermeable Membran strömt; Sauerstoff, Wasserdampf und Kohlendioxid diffundieren schneller als Stickstoff und Argon, sodass angereicherter Stickstoff zurückbleibt. Im Labormaßstab kann reiner Stickstoff durch Thermolyse von Ammoniumnitrit-Lösung bei etwa 70 °C gewonnen werden: NH4NO2 -> 2 H2O + N2.
Flüssiger Stickstoff wird in der Kryotechnik zur Kühlung von Supraleitern und zur Langzeitlagerung biologischer Proben wie Eizellen, Sperma oder Gewebe eingesetzt. Als Inertgas dient er als Schutzgas beim Schweißen und als sogenanntes Zapfgas in Getränkezapfanlagen. Aufgrund seiner geringen Druckänderung mit der Temperatur befüllt man Flugzeugreifen mit Stickstoff. In der Metallurgie wird er zur Oberflächenhärtung (Azotierung) verwendet.
