Stickstoff (N)

Vorkommen

in Wesentlicher Bestandteil der Luft, (78,1 Vol%, 75,5%) als N2 gebundenem Zustand in Form von Nitraten NaNO3 Chilesalpter wichtiger Bestandteil von Eiweißen (Aminosäuren). Beträchtliche Mengen NH3 kommen auf anderen Planeten vor.

Gewinnung

Destillation verflüssigter Luft
Luftsauerstoffs mit C: 4N2+O2 + C --> 4N2 + CO2
(Kohlendioxid mit Kaliumcarbonatlösung auswaschen).

Chemische Eigenschaften

Farb- und geruchloses Gas
Dichte geringer als Luft
Schwer zu kondensieren
Siedepunkt: -195,82°C
Bei Raumtemperatur ein reaktionssträges, inertes Gas
Oxidationsstufen –III bis +V
Bildet Säuren (HNO3) und Basen (NH3)

Verbindung NH3

Herstellung aus den Elementen: Haber-Bosch- Verfahren:
3H2 + N2    2NH3 (exotherme Reaktion unter Eisen-Katalyse)
farbloses zu Tränen reizendes Gas (Reduktionsmittel und Base):
2NH3 +3Cl2  -->  N2 + 6HCl
NH3 + HCL  -->  NH4Cl (Salmiaknebel)
Ammoniak in Wasser NH2 + H2O  NH4+ +OH- (basisch)
Mit Säuren leicht lösliche Ammoniumsalze.

Hydrazin: H2N-NH2

Herstellung durch Oxidation von Ammoniak: Raschig-Verfahren
H2NH + HOCl  -->  H2O + H2NCl
H2NCl + HNH2  -->  H2N-NH2 + HCl
farblose, ölige, an der Luft rauchende, giftige Flüssigkeit.
Base mit 2 Arten von Salzen:H2N –NH2 + HX  -->  [H3N-NH2]+X-   -->  [H3N-NH3]2+X2-
ein protonierte Salze sind stabil, 2 protonierte nur mit starken Säuren, werden hydrolytisch zu Monosalzen.
Lewis Base (wirkt reduzierend, verbrennt mit beträchtlicher Wärmeentwicklung, Raketentreibstoff)
Hydrazinderivate  -->  Treibmittel für die Herstellung geschäumter Kunststoffmassen.

Stickstoff-Sauerstoff-Verbindungen:

Distickstoffmonoxid N2O

Durch Erhitzen von Ammoniumnitrat:
NH4NO3  -->  N2O + 2H2O (Achtung Explosionsgefahr!)
farbloses Gas (schwach süßlich riechend, Verbrennung nicht unterhaltend, leicht betäubend)
Inhalationsnarkotikum

Stickstoffmonoxid: NO („Stickoxid“)

Aus den Elementen: N2 + O2 <-- -->  2NO
Durch Ammoniakverbrennung: 4NH3 +5O2  -->  4NO + 6H2O
Dient v.a. zur Herstellung von Salpetersäure:
2NO+O2  -->  2NO2
2 NO2 +H2O +0,5O2  --> 2HNO3
farbloses, giftiges Gas.
an der Luft braune Dämpfe von NO2 (wird leicht oxidiert)
bildet mit Halogenen Nitrosylhalogenide: 2NO + Cl2  -->  2NOCl (sehr reaktiv)

Distickstofftrioxid: N2O3

NO + NO2 <-- -->  N2O3
nur bei tiefen Temperaturen als tiefblaue Flüssigkeit stabil.

Stickstoffdioxid: NO2

Durch Oxidation von NO zur Herstellung (als Zwischenprodukt) von Salpetersäure.
braunrotes, korrosives, stark giftiges Gas (Lungenödem)
Oxidationsmittel (Raketentreibstoffe) und Nitrierungsmittel

Distickstoffpentaoxid N2O5

Lässt sich als Anhydrid der Salpetersäure durch Wasserentzug mit Phosphorpentaoxid aus Salpetersäure gewinnen:
2HNO3 <-- -->  H2O +N2O5; P2O5 + H2O  -->  2HPO3
bildet farblose zerfließende Kristalle
chemisch unbeständig, zerfällt ohne äußeren Anlass explosionsartig zu NO2 und O2.
Hat stark oxidierende Eigenschaften.

Stickstofftrioxid: NO3

entsteht aus NO2 und überschüssigem O2 bei niederen Temperaturen
ist metastabil.

Sauerstoffsäuren des Stickstoff

Hydroxylamin NH2OH

Durch Reduktion von NO: 2NO+3H2  -->  2 NH2OH
Farblose Kristalle.
eigentlich keine Säure (als Ammoniakderivat schwach basische Eigenschaften): Salzbildung mit HCl: NH2OH + HCl  -->  [NH3OH]+Cl-
Salze stabiler als Hydroxylamin, sind sauer
noch schwächere Base als NH3

Nitrosowasserstoff HNO

Aus H und NO-Radikalen: H + NO  -->  HNO
Instabil

Salpetrige Säure: HNO2

Nur in Form der Salze, Nitrite, beständig: N2O3 + 2NaOH  -->  2NaNO2 + H2O
NaNO2 (schwach giftig), Konservierung von Fleisch (Pökelsalz).
Diazotierung bei der Herstellung von Azofarbstoffen, Saccharin, Coffein und als Gegengift bei Cyanidvergiftungen, zum Bleichen von Naturfasern, als Bestandteil von Korrosionsschutzmitteln.

Salpetersäure: HNO3

Katalytische Verbrennung von Ammoniak NH3 +2O2  -->  HNO3 (60%ig) + H2O
Luftverbrennung von NO, oder durch Umsetzung von Chilesalpeter mit Schwefelsäure:
NaNO3 + H2SO4  -->  NaHSO4 + HNO3
69,2%ige Salpetersäure  -->  azeotropes Gemisch,  -->  Destillation nicht weiter möglich  
-->  konzentrierte Salpetersäure
Höhere Konzentrationen durch Einpressen von NO in Gegenwart von Sauerstoff oder entwässern konzentrierter Salpetersäure mit wasserbindenden Mitteln -->  Lösungen mit rotbraunen Dämpfen, sog. rote rauchende Salpetersäure.
Verwendung: Herstellung von Nitraten(Düngezwecke, Sprengmittel, als Oxidationsmittel)
KNO3 ist Bestandteil des Schwarzpulvers, Sprengstoffe Trinitroglycerin TNT u.a. Nitrate als Sofortbehandlung bei Herzinfarkten (sofortige Gefäßerweiterung).
Nitrate sind alle gut wasserlöslich, zersetzen sich beim Erhitzen, wobei Alkali- und Erdalkalinitrate in Nitrite übergehen, die Nitrate der Schwermetalle in Oxide:
KNO3  -->  KNO2 + 0,5 O2
Cu(NO3)2  -->  CuO + 2NO2 +0,5 O2