Zoek dit woord op in WikiWoordenboek

Stikstof (element)

Uit Wikipedia, de vrije encyclopedie
Naar navigatie springen Naar zoeken springen
Voor de crisis die is ontstaan door een uitspraak van de Nederlandse Raad van State, zie stikstofcrisis; voor de reeds langere problemen rond de uitstoot van stikstof zie stikstofproblematiek
Stikstof / Nitrogenium
1 18
1 H 2 Periodiek systeem 13 14 15 16 17 He
2 Li Be B C N O F Ne
3 Na Mg 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 Al Si P S Cl Ar
4 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
5 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
6 Cs Ba Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
7 Fr Ra ↓↓ Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Nh Fl Mc Lv Ts Og
 
Lanthaniden La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu
Actiniden Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr
vloeibare stikstof
Algemeen
Naam Stikstof / Nitrogenium
Symbool N
Atoomnummer 7
Groep Stikstofgroep
Periode Periode 2
Blok P-blok
Reeks Niet-metalen
Kleur Kleurloos
Chemische eigenschappen
Atoommassa (u) 14,0067
Elektronenconfiguratie [He]2s2 2p3
Oxidatietoestanden −3 - +5
Elektronegativiteit (Pauling) 3,04
Atoomstraal (pm) 70
1e ionisatiepotentiaal (kJ·mol−1) 1402,34
2e ionisatiepotentiaal (kJ·mol−1) 2856,11
3e ionisatiepotentiaal (kJ·mol−1) 4578,19
Fysische eigenschappen
Dichtheid (kg·m−3) 1,2506
Smeltpunt (K) 63,3
Kookpunt (K) 77,4
Aggregatietoestand Gas
Smeltwarmte (kJ·mol−1) 0,36
Verdampingswarmte (kJ·mol−1) 2,79
Van der Waalse straal (pm) 155
Kristalstructuur Hex
Geluidssnelheid (m·s−1) 333,6
Specifieke warmte (J·kg−1·K−1) 1040
Warmtegeleiding (W·m−1·K−1) 0,0258
SI-eenheden en standaardtemperatuur en -druk worden gebruikt,
tenzij anders aangegeven
Portaal  Portaalicoon   Scheikunde

Stikstof is een scheikundig element met symbool N en met atoomnummer 7. Stikstof is in het periodiek systeem een niet-metaal uit de stikstofgroep (groep 15). Losse atomen van dit element zijn zeer reactief en verbinden zich, paarsgewijs, direct tot moleculaire distikstof (N2), de natuurlijke, gasvormige verschijningsvorm van stikstof in de aardatmosfeer. Moleculaire stikstof is, in tegenstelling tot dizuurstof, dat een sterke oxidator is, een inert gas. De aardatmosfeer, en dus de ingeademde lucht, bestaat voor 78% uit distikstof (stikstofgas), en voor 21% uit dizuurstof (zuurstofgas).

Binnen de context van het milieubeleid wordt met "stikstof" stikstofverbindingen bedoeld (ammoniak en stikstofoxiden), die vrijkomen bij economische activiteiten als landbouw, transport en industrie.[1]

Ontdekking[bewerken | brontekst bewerken]

Verbindingen van stikstof, bijvoorbeeld salpeter, waren al in de oudheid bekend. De alchemisten kenden salpeterzuur onder de naam aqua fortis, sterk water. Het mengsel van salpeterzuur en zoutzuur was bekend onder de Latijnse naam aqua regia, koningswater, omdat het in staat was zelfs goud, de 'koning der metalen', in oplossing te doen gaan. Het element zelf werd ontdekt door Daniel Rutherford in 1772. Hij noemde het noxious air, schadelijke lucht, omdat (vanwege de afwezigheid van de verwijderde zuurstof) een vlam erin dooft. Rond dezelfde tijd bestudeerden ook Carl Wilhelm Scheele, Henry Cavendish en Joseph Priestley stikstof, onder benamingen als 'verbrande lucht' en gedephlogistiseerde lucht. De Nederlandse benaming 'stikstof' wijst op het feit dat het gas in onvermengde vorm dieren doet stikken.

Toepassingen van stikstofverbindingen[bewerken | brontekst bewerken]

Landbouw[bewerken | brontekst bewerken]

In de bodem aanwezige stikstofverbindingen (gebonden stikstof), met name nitraten, zijn onontbeerlijke voedingsstoffen in de plantenfysiologie, in verband met de eiwitsynthese van de plant. Natuurlijk in de bodem aanwezig nitraat is afkomstig van stikstoffixatie door bodembacteriën, die in staat zijn stikstof uit de atmosfeer in de bodem vast te leggen. In de landbouw wordt extra, gebonden stikstof aan de bodem toegevoegd, in de vorm van anorganische voedingszouten als ammoniumnitraat en natriumnitraat (kunstmest). Ammoniumnitraat, NH4NO3, is een belangrijke mest-stof, omdat zowel het positieve ammonium-ion NH4+ als het negatieve nitraation NO3 stikstof (N) bevat. Aan de bodem toegevoegd ammoniumnitraat valt in het bodemvocht uiteen in ammonium- en nitraat-ionen. De nitraationen kunnen opgelost in het bodemvocht direct door de plantenwortels worden opgenomen, de ammoniumionen moeten eerst, via nitrificatie door bodembacteriën, alsnog in nitraat worden omgezet. De uit nitraat vrijgemaakte stikstof gebruikt de plant, met glucose als basis, voor de aanmaak van aminozuren, die op hun beurt de bouwstenen vormen voor de aanmaak van eiwitten.

Explosieven[bewerken | brontekst bewerken]

Ammoniumnitraat is daarnaast, in combinatie met een koolwaterstof als koolstofbron, bijvoorbeeld dieselolie of kerosine, een veelgebruikt, goedkoop explosief. Nitraten zijn onderdeel van buskruit, en nitroglycerine, het product van de reactie tussen glycerol en nitreerzuur (salpeterzuur plus zwavelzuur), is een bekend explosief.

Andere toepasingen[bewerken | brontekst bewerken]

Cyaniden worden gebruikt in de goudwinning voor het uitlogen van goud. Ammoniak, dat wordt verkregen via het Haber-Boschproces, vormt de basis voor de productie van salpeterzuur, dat weer de basis vormt voor de synthese van nitraat. Ammonia is bekend als schoonmaakmiddel. Aniline, een organische stikstofverbinding met een -NH2 groep, is de basis voor de chemie van veel kleurstoffen. Stikstofoxide NO speelt in de dierfysiologie een rol als neurotransmitter. Vloeibare stikstof (LN2) wordt gebruikt door overklokkers om zeer hoge kloksnelheden te behalen bij computerhardware. Een andere toepassing van vloeibare stikstof is het behandelen (stippen) van wratten.

Stikstofchemie[bewerken | brontekst bewerken]

Stikstof is een niet-metaal uit de stikstofgroep en een reukloos en kleurloos gas dat 78% van de aardatmosfeer uitmaakt. Het gas bestaat uit twee-atomige moleculen N2 met een drievoudige binding, die het molecuul een grote stabiliteit verleent.

Voor de meest gangbare eigenschappen en toepassingen van stikstofgas, zie het artikel over distikstof

Stikstof heeft een bijzonder rijke en belangrijke chemie, hoewel het zelf niet gemakkelijk met andere elementen reageert. Magnesium is daar bijvoorbeeld een uitzondering op. Wanneer dit metaal eenmaal ontstoken is, brandt het ook in pure stikstof door, onder de vorming van een nitride:

In dit geval treedt stikstof dus op als een redelijk sterke oxidator. Stikstof heeft een configuratie 2s22p3, waarbij drie elektronen ontbreken aan de [Ne] configuratie. In zijn verbindingen kan het element een aantal verschillende oxidatietoestanden aannemen. Wanneer het een nitride vormt neemt het drie elektronen op om de [Ne] configuratie te vormen. Het oxidatiegetal is dan −3. Het kan echter ook als reductor optreden en ofwel 3 ofwel 5 elektronen afstaan.

Er zijn stabiele nitriden bekend van vele metalen, hoewel ze soms niet gemakkelijk te synthetiseren zijn. Een nitride dat onlangs erg in de belangstelling gekomen is is dat van gallium GaN. Dit materiaal is een halfgeleider met een vrij grote bandgap, die als LED gebruikt wordt om ultraviolet en blauw licht te produceren. Het materiaal kan met speciale molecular beam technologie als eenkristallen laagjes gegroeid worden. Met boor is boornitride bekend dat een variant van de diamant structuur heeft, bijna even hard is als diamant en tot bijzonder hoge temperaturen stabiel is.

Met water vormt zich uit magnesiumnitride ammoniak.

Ammoniak is zelf een Lewisbase. Dit gas is erg goed oplosbaar in water en vormt daarin een base, ammonia: NH4OH. Deze Brønstedtbase is niet erg stabiel, maar vormt wel de grondslag voor een klasse zouten, de ammoniumverbindingen. Het ammonium ion NH4+ gedraagt zich in vele opzichten als een lid van de alkalimetaal familie. Ammoniumzouten zijn in het algemeen goed oplosbaar.

Met een alkalimetaal als natrium treedt ammoniak eerder als een zuur op en onder vrijkomen van waterstof vormt er zich een amide NaNH2.

Ammoniak wordt direct uit stikstof en waterstof vervaardigd via het Haber-Boschproces.

Oxidatiegetal +III[bewerken | brontekst bewerken]

Een voorbeeld van deze toestand is het zure oxide N2O3, dat de grondslag vormt van HNO2, salpeterigzuur en de daarvan afgeleide zouten, de nitrieten, zoals kaliumnitriet KNO2

Oxidatiegetal +V[bewerken | brontekst bewerken]

In deze toestand valt het atoom terug op de heliumconfiguratie. Een voorbeeld is het pentoxide: N2O5, dat niet bijster stabiel is maar met water salpeterzuur HNO3 dat de grondslag is voor de nitraten. Nitraten zijn in het algemeen goed oplosbare zouten.

Andere verbindingen[bewerken | brontekst bewerken]

Naast stikstoftrioxide N2O3 en stikstofpentoxide N2O5 bestaan er nog andere oxiden: lachgas N2O, stikstofmonoxide NO en stikstofdioxide NO2 (ook wel N2O4). Zowel stikstofmonoxide NO als stikstofdioxide NO2 zijn bijzonder omdat ze radicalen zijn, dat wil zeggen moleculen met een elektron met ongepaarde spin. Meestal zijn radicalen dusdanig reactief dat zij slechts zeer kortlevende tussenproducten in een reactie vormen, maar soms kunnen zij stabiel genoeg zijn om geïsoleerd te worden.

Soms kan stikstof in dezelfde verbinding in twee verschillende toestanden voorkomen. Dit wordt een mixed valence verbinding genoemd, een verbinding met gemengde valenties. Een voorbeeld is ammoniumnitraat NH4NO3 met zowel −3 and +5. Er zijn andere stikstofverbindingen waar de oxidatietoestand niet in het bovenstaande, vereenvoudigde schema past. Een goed voorbeeld zijn de aziden, zouten met het lineaire ion N3. Dit ion is iso-elektrisch met kooldioxide CO2. Een cyanide is een verbinding met het anion CN. Dit anion is iso-elektrisch met koolmonoxide CO. Het cyanide-ion vormt zouten met vele metalen, hun chemie heeft overeenkomsten met de zouten van de halogenen. Ook voor een verbinding als hydrazine N2H4 ligt het minder eenvoudig met de oxidatietoestand. Dit molecuul bevat een enkele N-N-binding en we kunnen het als een voorbeeld van oxidatiegetal −2 zien.

Organische chemie van stikstof[bewerken | brontekst bewerken]

Stikstof-koolstof bindingen die tot ketenvorming leiden zijn bijzonder algemeen en vormen een belangrijk deel van de organische chemie, maar ook van de biochemie. Stikstof is een essentieel element voor het leven op aarde. Alle eiwitten bevatten stikstof omdat zij uit aminozuren bestaan. Ook nucleïnezuren, de bouwstenen van DNA en RNA, bevatten stikstof. De binding van stikstof vanuit de lucht kan door bepaalde soorten stikstofbindende bacteriën tot stand gebracht worden. Vlinderbloemige planten zoals soja en boon leven in symbiose met deze micro-organismen, die in de wortelknolletjes op de plantenwortels zitten. Planten zonder deze symbiotische verbanden moeten de noodzakelijke stikstof-verbindingen uit de bodem opnemen, die daar via bemesting of biologische afbraak in terecht komen. De stikstofkringloop is een belangrijk onderdeel van de biologie.

Verschijning[bewerken | brontekst bewerken]

Moleculaire stikstof vormt 78% van de dampkring van de aarde. Daarnaast komen stikstofverbindingen als mineralen voor, zoals salpeter. Vaak zijn stikstofhoudende afzettingen van organische herkomst, zoals de guano (vogelpoep). Ook de mest van andere dieren zoals de varkens van bepaalde streken in Nederland bevat stikstof in overvloed.

Bij de productie van kunstmest wordt stikstof vastgelegd: geschat wordt dat de helft van de wereldpopulatie niet gevoed zou kunnen worden zonder kunstmest[2]. Maar veel stikstof wordt ook onbedoeld vastgelegd, bijvoordeeld door verbrandingmotoren. Er komt steeds meer reactief stikstof bij, sinds 2000 zo'n driehondervijftig miljoen ton per jaar [3]. Dit geeft een veelheid aan problemen, overal ter wereld[4]. In zo'n zestig procent van de natuurgebieden ter wereld is er een probleem met teveel stikstof[5].

Isotopen[bewerken | brontekst bewerken]

Zie Isotopen van stikstof voor het hoofdartikel over dit onderwerp.
Meest stabiele isotopen
Iso RA (%) Halveringstijd VV VE (MeV) VP
13N syn 9,965 min β+ 2,220 13C
14N 99,634 stabiel met 7 neutronen
15N 0,366 stabiel met 8 neutronen
16N syn 7,13 s β 10,419 16O

Er zijn twee stabiele isotopen 14N en 15N. Het laatste is vrij zeldzaam, slechts 0,36% van het natuurlijke element bestaat eruit. Isotopenvervanging door 15N wordt wel toegepast in het ontrafelen van infrarood spectra van organische en biologische verbindingen en in de toepassing van NMR.

Toxicologie en veiligheid[bewerken | brontekst bewerken]

Vloeibare stikstof[bewerken | brontekst bewerken]

Bij het gebruik van vloeibare stikstof in bijvoorbeeld een laboratorium, bestaat het gevaar voor cryogene brandwonden. Daarnaast is er het risico van verstikking: door gedeeltelijke verdamping van de vloeibare stikstof zal de hoeveelheid stikstofgas in de lucht toenemen, en de fractie zuurstofgas afnemen. Bovendien wordt een zuurstoftekort vaak niet tijdig opgemerkt; goede ventilatie is essentieel. Tenslotte moet voorkomen worden dat de zwaar onderkoelde vloeibare stikstof langdurig warmte aan de lucht onttrekt, waardoor de aanwezige zuurstof kan condenseren: er blijft dan een residu over met een grote hoeveelheid vloeibare zuurstof, een zeer krachtig oxiderende stof.

Stikstofverbindingen[bewerken | brontekst bewerken]

Nitraten en nitrieten zijn bij verhitting niet stabiel en kunnen exploderen; dat geldt vooral voor ammoniumnitraat. Laatstgenoemde stof is bovendien hygroscopisch: ammoniumnitraat trekt waterdamp uit de lucht aan, waarmee het een vaste koek vormt. Bij het verhelpen van dat probleem bestaat ontploffingsgevaar.

Cyaniden zijn bijzonder giftige stikstofverbindingen. Waterstofcyanide is gebruikt voor executies van ter dood veroordeelden. Salpeterzuur is niet alleen een erg sterk zuur maar ook een sterke oxidator. Contact met de huid moet vermeden worden.

Natuur en milieu[bewerken | brontekst bewerken]

Overmatige bemesting met stikstofverbindingen kan tot problemen in de rivieren en natuurgebieden leiden. Teveel stikstof kan ook leiden tot verzuring van bodems, en in de vorm van lachgas draagt stikstof bij aan het broeikas-effect.[6] Op Europese schaal is er beleid ontwikkeld om uitstoot van stikstof door verkeer, industrie en landbouw terug te brengen. De lidstaten horen dit nationaal uit te voeren. Zo is er onder meer de Nitraatrichtlijn, een Europese richtlijn die beoogt de waterkwaliteit in heel Europa te beschermen door te voorkomen dat nitraten uit agrarische bronnen het grond- en oppervlaktewater verontreinigen en door goede landbouwpraktijken te stimuleren.

In België geldt als beleidskader de Programmatorische Aanpak Stikstof. Een ophefmakend “stikstofarrest” uit 2021 haalde het gangbare vergunningenbeleid echter onderuit.

Gezondheid[bewerken | brontekst bewerken]

Reactief stikstof is ongezond. Zowel de stikstofoxiden als ammoniak zijn ongezond bij inademen. De oxiden van stikstof zijn zuur van aard: in de longen reageren ze met water waarbij schadelijk salpeterzuur vormt. In de lucht reageren stikstofoxiden en ammoniak waarbij fijnstof gevormd wordt, dat ook gevaarlijk is. Stikstofverbindingen dragen op die manier bij aan luchtverontreiniging in steden, die op zijn beurt leidt tot verlies aan levensjaren.

Zie ook[bewerken | brontekst bewerken]

Externe links[bewerken | brontekst bewerken]

Zie de categorie Nitrogen van Wikimedia Commons voor mediabestanden over dit onderwerp.