• Artiklens indhold er godkendt af redaktionen

nitrogen

Oprindelige forfattere BLMa, Bos, JKS, JRo-H, NiGr, OWD og SERa Seneste forfatter Redaktionen

nitrogen, grundstof nr. 7, placeret i det periodiske systems 15. gruppe; atomtegn N. Nitrogen udgør 78% af den atmosfæriske luft som kvælstof, der er dinitrogen, dvs. toatomige molekyler, N2. Kvælstof er en farve- og lugtløs gas. Molekylet er karakteristisk ved, at de to nitrogenatomer er bundet sammen med en meget stærk tripelbinding, N≡N. Det betyder bl.a., at kvælstof er meget stabilt og kan benyttes som inaktiv gas.

Ordet nitrogen kommer af græsk nitron, vist af semitisk opr., jf. hebraisk neter, betegnelse for stoffer som soda og salpeter, og -gen.

Kvælstof kan under tordenvejr reagere med luftens ilt under dannelse af nitrogenoxider, NOx, som med vand og mere ilt bliver til salpetersyre, der med regnen tilføres jorden. Her reagerer syren med kalium- og natriumforbindelser, og der dannes nitrater. Denne reaktion blev i 1903 eftergjort af K. Birkeland og S. Eyde og udnyttet til industriel fremstilling af nitratgødning. NOx dannes også i fx forbrændingsanlæg og benzinmotorer.

Nitrogen indgår i alle levende organismer. Ved nedbrydningen af protein dannes bl.a. nitrogenforbindelsen urinstof, der i jord og gylletanke omdannes til ammoniak.

Annonce

Egenskaber
Nummer7
AtomtegnN
Navnnitrogen
Relativ atommasse14,007
Densitet1,17 g/l (20 °C)
Smeltepunkt-209,86 °C
Kogepunkt-195,8 °C
Opdagelse1772 (D. Rutherford)

Ammoniak fremstilles industrielt af kvælstof og brint ved en metode, der blev indført i 1913 af F. Haber og C. Bosch. Det fremstillede ammoniak kan med luftens ilt omdannes til salpetersyre, og ammoniak kan med CO2 danne urinstof. Af ammoniak og salpetersyre fremstilles ammoniumnitrat. Ammoniak, urinstof, salpetersyre og ammoniumnitrat hører til blandt de stoffer, der fremstilles i størst mængde. Årsproduktionen af ammoniak udgjorde i 2012 140 mio. t.

Opdagelseshistorie

Daniel Rutherford udførte i slutningen af 1700-t. forsøg med mus, der var indespærret i tætte beholdere. Når musene var døde, undersøgte han den luft, som nu fandtes i beholderne. Rutherford havde svært ved at få reproducerbare resultater, og han fik i 1772 den idé at afbrænde fosfor i beholderne. Det forbandt sig med en del af luften (oxygen) under dannelse af et fast stof og efterlod en luftrest. Således fandt han noxious air, dvs. 'skadelig luft', hvori intet kunne brænde, og intet dyr kunne leve; det blev på dansk til kvælstof. A.L. Lavoisier, som viste, at der er tale om et grundstof, foreslog i 1787 navnet azot, og dette navn indgår i en række systematiske navne, fx azan (ammoniak) og azoforbindelser. J.A.C. Chaptal foreslog i 1790 navnet nitrogen for det grundstof, som danner niter, dvs. salpeter.

Det var i mange år besværligt at udvinde kvælstof af luften. I 1895 konstruerede C. von Linde en kølemaskine, som kunne producere flydende luft i stor mængde. Tør, CO2-fri atmosfærisk luft består næsten udelukkende af kvælstof, argon og ilt. Forskelle i deres kogepunkter udnyttes til at skille blandingen ad i dens tre komponenter ved brudt destillation.

Geokemi og mineraler

Nitrogen findes kun i lave koncentrationer (20 g/t) i jordskorpen. I mineraler findes det mest som nitration (NO3-) og som ammoniumion (NH4+). De almindeligste nitratmineraler er niter (kalisalpeter, KNO3) og nitratine (chilesalpeter, NaNO3).

Produktion i 1000 t ammoniak
20062012
USA79008730
Canada37003940
Frankrig 3500
Holland17001800
Kina39.00045.200
Tyskland23002820
Indien10.80012.000
Indonesien44005100
Japan 1200
Pakistan21002500
Polen20001900
Rusland10.00010.400
Trinidad og Tobago52005250
Ukraine43004200
andre lande28.60031.460
i alt122.000140.000
Kilde: Mineral Commodity Summaries 2007 og 1014

Pga. lignende ionstørrelse (hhv. 1,43 Å og 1,33 Å) kan ammoniumionen erstatte kaliumionen i bl.a. feldspat og glimmer. Også lermineraler som smectit kan optage ammoniumionen. De store forekomster af chilesalpeter i det 700 km lange, 10-60 km brede og 0,4-4 m tykke bælte i Atacamas ørken findes sammen med evaporitter og kalisalpeter. Forekomsten anses for at stamme fra nedbrydning af organisk materiale og/eller vulkanske gasser. Store forekomster af chilesalpeter findes desuden i Bolivia, Italien og Spanien.

Vulkanske gasser indeholder fra under 0,1 til 4,4 vol.% N2. Nedbør indeholder 0,1-0,6 g/t NH4+ og 0,05-1,9 g/t NO3-. Naturgas kan have op til 15 vægtpct. nitrogen. Stenmeteoritter kan indeholde nitritmineralerne osbornit (TiN) og sinoit (Si2N2O).

Forbindelser

Da nitrogen danner forbindelser med de fleste grundstoffer undtagen ædelgasserne, er der også under andre grundstoffer omtalt nitrogenforbindelser. Disse findes i formelle oxidationstrin fra −3 til +5. Nogle af dem fremstilles industrielt i stor skala.

Oxidationstrin −3. Den vigtigste forbindelse er ammoniak, NH3. Det er en farveløs, giftig luftart med en gennemtrængende, ubehagelig lugt. Med syrer danner ammoniak ammoniumforbindelser, der indeholder gruppen NH4, som ikke kan eksistere frit, men indgår i en række salte, der har lighedspunkter med salte indeholdende alkalimetallerne. Ammoniak indgår som ligand i mange koordinationsforbindelser. Et eksempel er cobalthexamminklorid, [Co(NH3)6]Cl3. Med alkalimetallerne og de alkaliske jordartsmetaller danner ammoniak relativt stabile amider, fx natriumamid, NaNH2, og calciumamid, Ca(NH2)2, hvorimod amider med tungere metaller, fx sølvamid, kan være eksplosive. Kun få imider, dvs. forbindelser af typen M2NH, er kendt, og lithiumimid, Li2NH, er en af de sikrest kendte. Saltlignende nitrider, MxNy, der indeholder N3--ionen, kendes for alkalimetallerne, fx lithiumnitrid, Li3N, de alkaliske jordartsmetaller samt for metaller i grupperne 3 og 13, fx scandiumnitrid, ScN, og aluminiumnitrid, AlN.

Oxidationstrin −2. Hydrazin (diazan), N2H4, er en i ren form farveløs væske med kp. 113,5 °C. Det dannes ved oxidation af ammoniak med natriumhypoklorit og isoleres som hydraziniumsulfat, der ved destillation med natriumhydroxid giver hydrazinhydrat, hvorfra vandet kan fjernes ved behandling med fast natriumhydroxid. Hydrazin er et stærkt reduktionsmiddel og anvendes bl.a. som raketbrændstof.

Oxidationstrin −1. Hydroxylamin, NH2OH, danner farveløse krystaller, der smelter ved 33,1 °C. Det sønderdeles let, i alkalisk opløsning til ammoniak og nitrogen, i sur opløsning til ammoniak og dinitrogenoxid.

Oxidationstrin 0. Nitrogen kan optages i sin molekylære form, N2, i komplekse rutheniumforbindelser som fx [Ru(NH3)5N2]Cl2.

Oxidationstrin +1. Dinitrogenoxid (lattergas), N2O, dannes ved opvarmning af ammoniumnitrat. Reaktionen er ledsaget af en kraftig varmeudvikling, og opvarmningen må udføres med forsigtighed. Kommer temperaturen over 800 °C, spaltes N2O til nitrogen og oxygen. Molekylet er lineært bygget med atomrækkefølgen NNO. Dinitrogenoxid er opløseligt i vand uden at påvirke vandets surhedsgrad nævneværdigt. Der dannes således kun i ringe grad en "hyposalpetersyrling", dvs. en syre af formel HONNOH. Et sølvsalt af denne hypotetiske syre, Ag2N2O2, er tungtopløseligt og kan fremstilles ud fra hydroxylamin, natriumnitrit og et sølvsalt. Nitramid, O2NNH2, er isomer med hyposalpetersyrling, men væsentlig mere stabil.

Oxidationstrin +2. Nitrogenoxid, NO, har tidligere været fremstillet industrielt som et mellemtrin i produktionen af salpetersyre ud fra grundstofferne nitrogen og oxygen ved temperaturer over 3000 °C (Birkeland-Eyde-processen), men industrielt fremstilles det nu ved katalytisk forbrænding af ammoniak, ligeledes i forbindelse med produktionen af salpetersyre. NO er en farveløs luftart, der nemt sønderdeles til nitrogen og oxygen. Det forbinder sig let med oxygen til nitrogendioxid. Med jern(II)salte danner det i opløsning en rødbrunt farvet forbindelse, [Fe(H2O)5NO]2+, der kan bruges til analytisk påvisning af enten Fe2+ eller af NO.

Oxidationstrin +3. Ved indvirkning af halvkoncentreret salpetersyre på kobber dannes en blanding af nitrogenoxid og nitrogendioxid, NO2, der tilsammen danner dinitrogentrioxid, N2O3. Ved −111 °C krystalliserer N2O3 som blegblå krystaller. Forbindelsen kan med vand danne salpetersyrling, HNO2, der er meget ustabil, mens dens salte, nitritter, fx natriumnitrit, NaNO2, er væsentlig mere stabile. Med fluor, klor eller brom oxideres NO til et nitrosylhalogenid, med klor til en gul, giftig gas, nitrosylklorid, NOCl. Med halogenerne dannes også forbindelser af sammensætning NX3, hvor X kan være fluor, klor, brom eller jod. Fluoridet er en farveløs, stabil gas, de øvrige er stærkt instabile og eksplosive stoffer.

Oxidationstrin +4. Nitrogendioxid dannes som et mellemprodukt i salpetersyreproduktionen. Det er en rødbrun, giftig gas, der ved afkøling bliver farveløs, idet der indstiller sig en ligevægt,
2 NO2 ⇌ N2O4,
hvor N2O4 er farveløst. I laboratoriet kan det bekvemt fremstilles ved opvarmning af blynitrat.

Oxidationstrin +5. Dinitrogenpentoxid, N2O5, der danner farveløse krystaller, er ikke særlig stabilt og kan sønderdeles eksplosivt. Det suger let vand til sig og danner salpetersyre, og omvendt dannes det ved afvanding af salpetersyre. Den krystallinske form er opbygget som nitroniumnitrat, NO2+NO3-. Salpetersyre, HNO3, dannes af ammoniak, der ved katalytisk forbrænding danner nitrogenoxid, der opløses i vand, og som med oxygen oxideres videre til salpetersyre ved en proces, der foregår i storindustriel skala. Salpetersyrens salte kaldes nitrater. Kaliumnitrat, KNO3, der i almindelig tale benævnes salpeter, natriumnitrat, NaNO3, kaldet chilesalpeter, og calciumnitrat, Ca(NO3)2, kalksalpeter eller norgesalpeter, finder udbredt anvendelse som kunstgødninger. Kaliumnitrat indgår sammen med svovl og kulstof som bestanddele af krudt.

Andre oxidationstrin. I azidionen, N3-, der er lineært og symmetrisk opbygget, har nitrogen formelt oxidationstrin −1/3. Den tilsvarende syre azoimid, HN3, er yderst eksplosiv, og aziderne af tunge metaller som bly, kviksølv og barium eksploderer ved slag og kan anvendes som detonatorer. Natriumazid, NaN3, og andre alkaliazider er derimod ikke eksplosive. I nitrider af metallisk karakter som fx titannitrid, TiN, kan man ikke tildele nitrogen et bestemt oxidationstrin. Noget tilsvarende gælder for bornitrid, BN, og borazin, N3B3H6, se bor (forbindelser). Andre vigtige nitrogenforbindelser dannes med carbon, se fx cyanforbindelser. Urinstof (carbamid), CO(NH2)2, laves i industriel målestok ud fra ammoniak og carbondioxid. Det anvendes bl.a. som kunstgødning, idet det har et højt indhold af nitrogen. Det blev første gang syntetiseret i 1828 af F. Wöhler ud fra ammoniumcyanat, hvorved teorien om, at en særlig "livskraft" er nødvendig til fremstilling af organiske forbindelser, blev tilbagevist.

Biologi

Nitrogen er et nødvendigt grundstof for alt liv. Det indgår i en lang række organiske forbindelser i de levende organismer, bl.a. i arvemassen (DNA og RNA) og i alle proteiner. Nitrogen indgår i et globalt økologisk kredsløb, kvælstofkredsløbet.

Nitrogen kommer ind i fødekæderne via planter og visse mikroorganismer, som kan optage uorganiske nitrogenforbindelser og indbygge nitrogenet i organiske molekyler, mens fx mennesker og dyr skal have organiske nitrogenforbindelser tilført med føden. Luftens kvælstof (N2) kan omdannes til ammoniak af nitrogenfikserende bakterier og cyanobakterier (blågrønalger); herefter kan nitrogenet indbygges i organiske forbindelser. Kun disse organismer kan udnytte luftens N2 (se også nitrogenfiksering). Ammoniak kan i den ioniserede form ammonium udnyttes af planter. Planter kan også optage og oplagre nitrat, som reduceres til ammonium, før nitrogenet indbygges i organiske molekyler.

De organiske nitrogenforbindelser nedbrydes dels i dyrenes stofskifte, dels i den mikrobielle nedbrydning af døde organismer. Et af produkterne er ammonium, der enten igen optages af planterne eller går videre i den mikrobielle omsætning. Her omdannes det til nitrat ved en proces kaldet nitrifikation. Nitrat omdannes af visse bakterier til kvælstof (N2) og lattergas (N2O) ved en proces kaldet denitrifikation.

Nitrogen udskilles af de fleste landdyr hovedsagelig som urinstof, af fugle som urinsyre og af fisk som ammoniumioner. Nitrogenudskillelsen i den udvoksede organisme er normalt lig med indtagelsen; organismen siges at være i nitrogenbalance. Negativ nitrogenbalance, dvs. større udskillelse end indtagelse, afspejler oftest nedbrydning af skeletmuskulaturen og ses ved underernæring og sygdom. Nitrogen, som findes opløst i organismens vandfase, kan frigives ved pludselige trykfald og give anledning til dykkersyge.

Plantefysiologi

Nitrogen udgør 1-4 % af planters tørstof; det indgår bl.a. i klorofyl, der giver planterne deres grønne farve. Nitrogenmangel resulterer i nedsat vækst med korte og tynde skud og en lille vinkel mellem blade og stængel; bladfarven er lysegrøn til gul. Symptomerne på nitrogenmangel udvikles altid først på ældre blade, idet planter er i stand til at transportere nitrogen i form af frie aminosyrer til vækstpunkter og unge blade, hvor der er et stort behov for det. Se også plantenæringsstoffer.

Referér til denne tekst ved at skrive:
Bent Lauge Madsen, Ole Bostrup, Jan Kofod Schjørring, John Rose-Hansen, Niels Grunnet, Ove W. Dietrich, Svend Erik Rasmussen: nitrogen i Den Store Danske, Gyldendal. Hentet 22. august 2017 fra http://denstoredanske.dk/index.php?sideId=132149