7 N Nitrogen
Atommasse:
14,007
Fase (ved 25 °C):
Gass
Smeltepunkt:
-210 °C / 63 K
Kokepunkt:
-196 °C / 77 K
Vis flere fakta
Gruppe:
15
Periode:
2
Blokk:
p
Elektronkonfigurasjon:
[He]2s<sup>2</sup>2p<sup>3</sup>
Elektronegativitet:
3,04
Tetthet (ved 25 °C):
0,001145 g/cm³
Vis færre fakta

Nitrogen

Grunnstoffet nitrogen inngår i mange viktige stoffer som får kroppen vår til å fungere, så mange at et voksent menneske inneholder nærmere 2 kg nitrogen. Derfor kan det virke underlig at nitrogen opprinnelig gikk under det menneskefiendtlige navnet kvelstoff. Nitrogengass utgjør rundt åtti prosent av luften, og du puster det inn og ut hele tiden uten å ta skade av det. Puster du inn ren nitrogengass, varer du derimot ikke mange minuttene, men det skyldes fraværet av oksygen, ikke at nitrogen i seg selv er farlig. Tvert i mot er nitrogen et viktig stoff for alt som lever. Dyr får nitrogen gjennom å spise planter (eller andre dyr), mens planter må få nitrogen tilført fra jorden. Derfor inneholder plantegjødsel nitrogenforbindelser. I tillegg finnes det bakterier som binder nitrogen fra luften, og sørger for tilførsel av nitrogen til vann og jord som ikke får annen gjødsel.

Anvendelser

I naturen finnes nitrogen som nitrogengass (N2). Nitrogengass brukes hovedsaklig på tre måter:

Nitrogengass brukes til å øke holdbarheten på mat.

Nitrogengass reagerer i veldig liten grad med andre stoffer. Derfor pakker og lagrer man ofte mat i omgivelser med nitrogengass. Da holder maten seg lenger. Hvis maten lagres i vanlig luft, vil oksygengass i luften reagere med maten og gjøre den dårlig raskere.

Flytende nitrogen brukes som kjølemiddel

Nitrogen blir flytende ved -196 °C. Flytende nitrogen brukes mye i forskning for å kunne gjøre eksperimenter ved lave temperaturer og til å opbevare biologisk materiale. I naturvitenskapelig og medisinsk forskning er flytende nitrogen uunnværlig både for å kunne gjøre eksperimenter ved lave temperaturer og for oppbevaring av biologisk materiale.

Nitrogengass brukes som råstoff for kunstgjødsel og andre nitrogenforbindelser.

Nitrogen er et viktig råstoff for å lage andre nitrogenforbindelser. De to viktigste er er kalksalpeter (Ca(NO3)2) og urea, som også kalles karbamid. Kalksalpeter brukes som kunstgjødsel for å gi planter nok nitrogen. Det norske selskapet Yara er verdens ledende produsent av kunstgjødsel. Urea kan også brukes som kunstgjødsel. I tillegg brukes det til produksjon av noen typer plast, og i hudkrem for å binde fuktighet i huden.

Man kan fremstille stål som er sterkere og mer smibart enn stål som er tilsatt karbon ved å erstatte karbonet med nitrogen (N2) (ca 0,25–0,45 %).

Gjødsel gir økte avlinger. Copyright: Yara.

Nitrogen er dessuten svært viktig ved produksjon av gjødselstoff. De første skritt ble tatt like før århudreskiftet, men da Samuel Eyde og Christian Birkeland i 1900 ved et tilfelle (uhell) oppdaget at en elektrisk lysbue kunne spalte N2 og gi atomært og reaktivt N, ble det i 1904 startet en bedrift for produksjon av kalksalpeter. Bedriften ble opphavet til Norsk Hydro og førte etterhvert til store anlegg i Norge og i utlandet. Prosessen var imidlertid kostbar og lite effektiv og ble etter hvert erstattet av andre prosesser.

En av disse prosessene utnyttet en reaksjon mellom dinitrogen og kalsiumkarbid ved høy temperatur. Produktet kalsiumcyanamid kunne hydrolyseres til ammoniakk og urinstoff. Også denne prosessen er meget energikrevende og ble etter hvert erstattet med den såkalte ”Haber–Bosch” metoden. Denne metoden bygger på samme reaksjonen som de nitrogenfikserende bakterier benytter: N2 og H2 reagerer ved bruk av en katalysator.

Fritz Haber fikk i 1918 Nobelprisen etter å ha vist at prosessen

N2(g) + 3H2(g) => 2NH3(g) ΔH = -92 kJ,

var energetisk gunstig, slik at nitrogen kunne reagere med hydrogen ved meget høye trykk og relativt lav temperatur ved nærvær av en katalysator. Carl Bosch fikk senere Nobelprisen (1931) sammen med Friedrich Bergius for å ha gjort prosessen industriell ved hjelp av en jernholdig katalysator. Prosessen skjer gjerne ved 200–400 atm og 400–600 oC. Dette er fortsatt den mest økonomiske industrielle måten å fiksere nitrogen på.

Økningen fra en produksjon på 25 tonn i 1900 til ca 90 millioner tonn i 1990 er formidabel. Dersom denne utviklingen fortsetter vil produksjonen være stor nok til å gjødsle mat til 10 milliarder mennesker i 2070.

Nitrogen er drivgassen i kollisjonsputer. Copyright: Mercedes Benz

En annen enkel, men eksplosiv og giftig forbindelse som vi alle er i nærheten av fra tid til annen er NaN3, natriumazid. Det finnes ca. 130 -200 g dette stoffet i moderne bilers kollisjonsputer. Forbindelsen er relativt stabil, men dekomponerer raskt ved oppvarming (for eksempel vha. en gnist)

2NaN3 => 2Na + 3 N2 130 g NaN3 gir 67 liter N2 gass som vil ekspandere ytterligere på grunn av temperaturøkningen. Det tar ca 0.03 sekunder å blåse opp luftputen, og det tar 0.05 sekunder før bilføreren treffer puten ved en kollisjon. Forbindelsen er også brukt i detonatorer, som middel til å utløse fallskjermer, og som biocid (bakteriedrepende). Stoffet kan påvirke hjerterytmen og føre til død. Derfor kan skrapbiler med luftputer bli et miljøproblem.

Et annet viktig nitrogenholdig industrielt råstoff er urea (urinstoff) som brukes i plastproduksjon og i kosmetikk. I den sammenhengen kalles det ”karbamid”.

Det kan til slutt nevnes at det er fremstilt ustabile kunstige isotoper: 12N, 13N, 16N og 17N med anvendelser. Den mest stabile av disse, 13N, har en halveringstid på 10 min og brukes i diagnosering av kreft vha PET (positron emisjons tomografi). De stabile isotopene har begge kjernespinn slik at de kan brukes i NMR.

I kroppen

Både proteiner og arvestoff (DNA) inneholder nitrogen, og det samme gjelder blant annet stoffer som bryter ned næring til energi  og får nervesystemet til å fungere som det skal.

Nitrogen er, sammen med karbon og hydrogen, et av de grunnstoffene som er svært vanlig i organiske forbindelser, altså molekyler som finnes i levende organismer. Uten nitrogen, intet liv. Nitrogen finnes i DNA-molekylene (arvestoffet) i cellene våre, og i alle aminosyrene som bygger opp proteinene i kroppen, i tillegg til en lang rekke andre viktige stoffer. En aminogruppe er en spesiell del av et organisk molekyl og inneholder et nitrogenatom. Ordet vitamin oppsto fordi man aoppdaget at mange av disse livsviktige stoffene har aminogrupper, og altså inneholder nitrogen. Den store betydningen av nitrogen i kroppens molekyler, står i sterk kontrast til nitrogengassen i luften rundt oss, som vi puster inn og ut igjen hele døgnet uten at det påvirker oss det minste.

I molekylær form, N2, er nitrogen meget lite reaktiv. Derfor er nitrogengass en god, og for oss nødvendig, ”fortynner” av oksygenet i atmosfæren. På samme måte som fisk svømmer omkring i et hav av vann der det finnes tilstrekkelig oppløst oksygen til at livet kan opprettholdes, beveger vi oss omkring i et ”hav” av dinitrogen der det også finnes nok oksygen til at vi kan leve og trives. For hvert aggressive oksygenmolekyl vi trekker inn i lungene er det heldigvis også nesten fire inerte nitrogenmolekyler. I en ren oksygenatmosfære ville vi brent opp!

N2 kan likevel påvirke oss uten å danne forbindelser. Dette er fordi det i noen grad er løselig i fett, og vårt nervesystem består av 60 % fett. Ved økende trykk øker løsligheten av N2 i nervesystemet som kan påvirkes slik at euphoria (en behagelig drømmetilstand) og narkose kan inntreffe. Denne effekten er normalt merkbar på mer enn 10 m dybde. Dette representerer naturligvis en reell fare for dykkere som kan bli desorienterte og likegyldige. En større fare lurer imidlertid ved for rask oppstigning fra store dyp. Når trykket avtar vil dinitrogen igjen skilles ut, og dersom trykkfallet skjer for raskt kan det dannes små bobler av N2 som kan tette fine blodårer og sette seg i ledd. Dette kan føre til muskelsmerter, tap av bevisstheten, lammelser og mulig død. Det er dette som skjer ved trykkfallsyke, også kallt dykkersyke. En slik tilstand kan faktisk også inntreffe hos flygere som raskt stiger til store høyder.

Molekylstrukturen til ATP. Nitrogen i blått. Illustrasjon: Carl Henrik Gørbitz, KI, UiO

Til tross for den inerte molekylære formen finnes nitrogen i praktisk talt alle kroppens molekyler og er nødvendig for alle levende organismer. Helt grunnleggende er aminosyrene som er ”byggeklosser” for proteinene og bestemte purin- og pyrimidin-baser som sentrale enheter (”bokstaver”) i nukleinsyrene. Porfyringruppen er det avgjørende strukturelement i hemoglobin, og adenosintrifosfat (ATP) er den sentrale energivalutaen i alle levende organismer. Videre er nesten alle forbindelser som regulerer vårt nervesystem også nitrogenforbindelser.

Nitrogenbehovet for et menneske medfører et forbruk på 4–4,5 kg nitrogen pr. år. Med så rikelig med nitrogen i atmosfæren skulle man ikke tro at dette var noe problem. Fordi N2 er et så stabilt molekyl, kan de aller fleste levende organismer bare benytte nitrogenforbindelser andre enn N2 som kilde. For livets utvikling på jorden må eksistensen av uorganiske nitrogenforbindelser ha vært både en forutsetning og en begrensning. Etter en tid utviklet det seg organismer som selv kunne omdanne inert N2 fra atmosfæren til reaktive nitrogenforbindelser. Det er dette som kalles nitrogenfiksering.

I miljøet

Som nevnt inneholder vår atmosfære ca 4,1015 tonn N2. Gjennom biologiske prosesser fikseres ca 108 tonn årlig og omtrent tilsvarende mengder fikseres gjennom industrielle prosesser. Lyn fører også til fiksering av nitrogen og forbruker 107 tonn N2 pr. år. Med dette forbruket ville atmosfæren tømmes for nitrogen i løpet av 2107 år. Når dette ikke skjer er det bl.a. fordi det finnes bakterielle prosesser som, under anaerobe betingelser, omdanner NO3- til N2 som føres tilbake til atmosfæren:

NO3- + 5/4CH2O => ½ N2 + 3/4H2O + 5/4 CO2 + OH-

Denne reaksjonen er eksoterm og avgir 519 kJ/mol. Dette representerer en energikilde for bakterier under anaerobe forhold og er en viktig del av nitrogenkretsløpet. Denne rundgangen, som beskriver hvordan nitrogenet sirkulerer i vårt miljø, er kompleks. Noe forenklet består den av nitrogenfiksering gjennom industrielle, vulkanske og atmosfæriske prosesser samt biologisk fiksering slik at nitrogenet blir tilgjengelig for planter og derigjennom for dyr. Gjennom nedbrytning og forråtnelse vender noe av dette tilbake til atmosfæren som N2 (denitrifisering), mens en annen del inngår i et internt kretsløp mellom dødt og levende organisk materiale. Et nitrogenmolekyl som fanges opp fra atmosfæren i denne prosessen vil som regel være med i en rekke runder i det såkalte nitrogenkretsløpet før det returnerer til atmosfæren. Det vil da, statistisk sett, ta ca 100 millioner år før nettopp dette nitrogenmolekylet igjen fanges opp på nytt.

Navn

Navnet ”nitrogen” ble foreslått av Jean-Claude Chaptal i 1790 da det ble klart at grunnstoffet var en bestanddel av nitrater. Dette kom han frem til ved å sette sammen den gamle betegnelsen for salpeter (KNO3); ”nitre” og det greske ”gen” som betyr” å danne”. Dette navnet er i dag akseptert i mesteparten av verden, selv om stavelsen ”azo” går igjen i en rekke nitrogen-forbindelser. Denne forstavelsen kommer fra det franske navnet på nitrogen, azote, som betyr "uten liv". Tidligere ble nitrogen kalt kvelstoff, en direkte oversettelse av det tyske ”Stickstoff” som igjen er avledet fra det tyske ”ersticken” som betyr å kvele. På svensk kalles nitrogen fortsatt kväve. Alle disse navnene har sammenheng med at nitrogen ble oppdaget da man eksperimenterte med å fjerne oksygen fra luften. Den luftresten som var igjen, som primært besto av nitrogengass, kvalte dyr, men som nevnt innledningsvis skyldtes ikke det nitrogengassen i seg selv, emn fraværet av oksygen.

Historie

[Illustrasjon]
Daniel Rutherford

Det er vanskelig å fastslå hvem som egentlig oppdaget grunnstoffet nitrogen først.

I 1760-årene arbeidet både Henry Cavendish og Joseph Priestley med å fjerne oksygen fra luft. Begge merket seg at volumet da ble redusert med ca. en femtedel, og begge spekulerte over dette i brev til hverandre, men ingen konkluderte med at den resterende luftresten kunne være et bestemt stoff eller et grunnstoff. Det var først Daniel Rutherford (1749-1819) som i sin doktoravhandling i 1772 foreslo at denne luftresten hovedsaklig bestod av én enkelt gass. Bare noen måneder senere publiserte Priestley et arbeid med samme konklusjon.

Også den svenske kjemikeren C. W. Scheele isolerte på den tiden nitrogengass (N2), og noen kilder nevner Scheele som den som først viste at luften hovedsakelig bestod av to gasser: Fire air (ild-luft = oksygengass (O2)) og foul air (treg luft = nitrogengass (N2)). Det var på den tiden populært å vise at et vokslys ikke kunne brenne, eller at en mus døde raskt, i den luftresten som ble igjen etter at oksygen var fjernet. Det var naturligvis slike eksperimenter som var bakgrunnen for at dinitrogen opprinnelig fikk navn som ”azote” (”uten liv”) og ”Stickstoff” (”kvelstoff”). Antoine Laurent Lavoisier mente for øvrig at denne gassen var et grunnstoff, men dette ble diskutert helt frem til 1840.

Fremstilling

I dag fremstilles nitrogengass (N2) kommersielt ved fraksjonert destillasjon av flytende luft. Dette er mulig fordi kokepunktet for N2 ligger ca. 13 grader under kokepunktet for oksygen. I laboratoriet kan man fremstille nitrogen fra ammoniakk og kobberoksid, eller fra ammoniumdikromat.

Det er også mulig å skille N2 og O2 i luft fra hverandre ved hjelp av spesielle membraner som er mer permeable (gjennomtrengelige) for O2 enn for N2. Det foregår aktiv forskning for stadig å forbedre denne metoden. Forbruket av dinitrogen er nemlig såpass stort at selv om destillasjon av flytende luft gir relativt billig N2, så arbeides det iherdig med å finne enda billigere metoder.

Produksjon av kunstgjødsel ved å binde nitrogen fra luften, er en viktig del av norsk industri.

Forekomst

Ren nitrogen finnes hovedsaklig som et toatomig molekyl N2, dinitrogen, bedre kjent som nitrogengass. Det kan også forekomme i en ustabil allotrop form: N5.

Det finnes to stabile isotoper, 14N og 15N.

Ingen andre grunnstoffer forekommer i så store mengder i fri tilstand som nitrogen. Vår atmosfære inneholder 4.1015 tonn N2, og dette nitrogenet antas å stamme fra den gang jorden ble dannet. Nitrogen utgjør ca 78,1 volum% (75,5 vekt%) av atmosfæren mens oksygen utgjør ca 22 volum%. Selv om nitrogen er dominerende i atmosfæren, finnes det imidlertid relativt lite av det i jordskorpen; bare 19 ppm i stein, opp til 0,1 % i råolje og ca 5–10 % i naturgass.

Nitrogengass er svært stabil, og reagerer i liten grad med andre stoffer. Vi sier at den er inert. Likevel blir den omdannet til andre forbindelser på ulike måter. I jordas begynnelse ble uorganiske nitrogenforbindelser sannsynligvis dannet under vulkanske prosesser og lynnedslag. Energien i et lyn kan spalte N2 og O2 slik at disse kan reagere og danne nitrogenoksider. Nitorgenoksidene kan reduseres til ammoniakk, NH3, som igjen kan danne ammoniumsalter, som for eksempel ammoniumklorid (NH4Cl). Saltet ammoniumklorid, ble først nevnt i Herodots historie 500 f.Kr. og avleiringer av denne forbindelsen ble tidlig funnet i Egypt nær tempelet til guden Ammon. Robert Boyle (en av kjemiens ”fedre”) foreslo av den grunn navnet sal ammoniac (Ammons salt) for dette stoffet. Derav navnet ”ammoniakk” for NH3.

Fra fremstillingen: gul jodløsning og hvit Chilesalpeter.

Det finnes store avleiringer av nitrogenforbindelser, blant annet som nitratsaltene KNO3 og NaNO3 , mange steder i verden (India, Bolivia, Italia, Spania , Russland og Chile). Disse forekomstene er også sannsynligvis av vulkansk opprinnelse. Hvordan disse avleiringene av nitrogen-forbindelser (som ligger ca 1 m under bakken og er opp til 700 km lange, 10–60 km brede og med dybde på 0,2 til 4,2 m) er dannet, vet man imidlertid ikke.

Disse nitratansamlingene var, frem til ca 1920, av uvurderlig betydning for jordbruket til gjødsel (og for krigføring ved at de var nødvendige for krutt-produksjonen). Guano (fuglebæsj) var også en viktig nitrogenkilde for jordbruket, men denne kilden var allerede i 1880 årene nesten oppbrukt. Etter hvert har imidlertid industrielle prosesser gjort slike kilder overflødige.

Kjemien

Når nitrogen danner nitrogengass, gjør den det ved å danne trippelbinding med et annet nitrogenatom.

Et N-atom har tre uparede elektroner i ”ytterste skall”, er stort sett trivalent med høy elektronegativitet (3,0) og vil danne en sterk trippelbinding med et annet N-atom. Dette er en av de aller sterkeste bindingene vi kjenner og det forklarer hvorfor nitrogen ikke eksisterer i fri atomær form, og at dinitrogen er et lite reaktivt stoff. Mellom N2-molekylene er det bare meget svake krefter slik at dinitrogen ved vanlig trykk og temperatur er en inert, smak- og fargeløs diamagnetisk gass som kan kondenseres til en fargeløs væske og til et fast stoff ved svært lave temperaturer. Nitrogenets kjemi er for kompleks og omfattende til å omtales i detalj. En av årsakene er at nitrogenet kan eksistere i så mange forskjellige oksidasjonstrinn. (-5, -3, 0, 1, 2, 3, 4, 5, og 6).