Nitrogen eller tidligere kalt kvelstoff er et grunnstoff med kjemisk symbol N og atomnummer 7.
| Nitrogen | |||
|---|---|---|---|
 | |||
| Basisdata | |||
| Navn | Nitrogen | ||
| Symbol | N | ||
| Atomnummer | 7 | ||
| Utseende | fargeløs | ||
| Plass i periodesystemet | |||
| Gruppe | 15 | ||
| Periode | 2 | ||
| Blokk | p | ||
| Kjemisk serie | ikke-metall | ||
| Atomegenskaper | |||
| Atomvekt | 14,0067 u | ||
| Empirisk atomradius | 65 pm | ||
| Kalkulert atomradius | 56 pm | ||
| Kovalent atomradius | 75 pm | ||
| Elektronkonfigurasjon | [He] 2s2 2p3 | ||
| Elektroner per energinivå | 2, 5 | ||
| Oksidasjonstilstander | −3, +2, +3, +4, +5 | ||
| Krystallstruktur | heksagonal | ||
| Fysiske egenskaper | |||
| Stofftilstand | gass | ||
| Smeltepunkt | 63,14 K (−210°C) | ||
| Kokepunkt | 77,35 K (−195,8°C) | ||
| Molart volum | 22,42 · 10−3 m³/mol | ||
| Tetthet | 1,2506 kg/m³ | ||
| Hardhet | ingen (gass) | ||
| Kritisk temperatur | 126,21 K | ||
| Kritisk trykk | 3,39 MPa | ||
| Fordampningsvarme | 2,7928 kJ/mol | ||
| Smeltevarme | 0,3604 kJ/mol | ||
| Damptrykk | ? Pa | ||
| Lydfart | 334 m/s | ||
| Diverse | |||
| Elektronegativitet etter Pauling-skalaen | 3,04 | ||
| Spesifikk varmekapasitet | 1 040 J/(kg·K) | ||
| Elektrisk ledningsevne | 0 S/m | ||
| Termisk konduktivitet | 0,02598 W/(m•K) | ||
Historie
Nitrogen (fra latin nitrogenium, der nitrum (fra gresk nitron) betyr salpeter, og genium betyr «å danne») er formelt ansett for å ha blitt oppdaget av Daniel Rutherford i 1772. Det faktum at en andel av luft hindret forbrenning hadde vært kjent for kjemikere sent på 1700-tallet, og det ble av den grunn også kalt kvelstoff. Nitrogen ble også studert samtidig av Carl Wilhelm Scheele, Henry Cavendish, og Joseph Priestley som refererte til gassen som «brent luft». Nitrogen var så inert at Antoine Lavoisier kalte den «azote» fra det greske ordet αζωτος som betyr «livløst». Dette navnet brukes fortsatt på fransk. Levende dyr ble kvalt i ren nitrogengass, og det gamle norske navnet «kvelstoff» kommer fra disse egenskapene.
Nitrogenforbindelser var kjent i middelalderen. Alkymistene kalte salpetersyre for aqua fortis (sterkt vann). De tidligste bruk av nitrogenforbindelsen inkluderer salpeter til svartkrutt, og senere til kunstgjødsel.
Egenskaper
Nitrogen er et ikke-metall som har gassform ved romtemperatur, og er fargeløs og luktfri. Mange organiske og uorganiske forbindelser inneholder nitrogen. Grunnstoffet kan ha flere ulike oksidasjonstall i forbindelser. Nitrogen har en elektronegativitet på 3,0. Det har fem elektroner i sitt ytre skall og er derfor trivalent i de fleste forbindelser. Trippelbindingen i molekylært nitrogen (N2) er en av de sterkeste bindingene vi kjenner til. Molekylært nitrogen har vanskelig for å inngå i nye forbindelser, og nitrogenforbindelser har lett for å brytes ned slik at nitrogenet i forbindelsen går tilbake til nitrogen i molekylær form. Dette har hatt en dominerende innvirkning for den rolle nitrogenet spiller både i naturen og i økonomiske aktiviteter.
Ved atmosfærisk trykk kondenseres molekylært nitrogen ved 77 K (-195,8 °C, og fryser ved 63 K (-210,0 °C). Flytende nitrogen, en væske som minner om vann, med 80,8 % av dets densitet, er et vanlig kryogen.
Faremomenter
Gassen er ikke giftig, men den fortrenger luften og dermed oksygenet og forårsaker kvelning.
Gassen er luktfri og er i vanlig bruk i svært mange sammenhenger. Det som gjør oksygenunderskudd så farlig er at kroppen ikke gir noen pålitelige signaler om at det er for lite oksygen. Det er CO2 (karbondioksid)-nivået i blodet som styrer åndedrettet, og ikke behovet for oksygen. Dette gjør at bevisstløshet inntreffer uten forvarsel, etterfulgt av kvelningsdød. Ved en slik ulykke må redningsmannskap ha en eller annen form for frisklufttilførsel. Det er ekstremt farlig å satse på at «jeg holder pusten og dette er fort gjort». Risikoen er da stor for at ikke bare én person omkommer, men redningsmannen også.
Isotoper
Naturlig forekommende nitrogen består av to stabile isotoper 14N (99,64 %) og 15N (0,36 %). I tillegg er 14 kunstig fremstilte ustabile (og dermed radioaktive) isotoper kjent. De mest stabile av disse er 13N med halveringstid 9,965 minutter, 16N med halveringstid 7,13 sekunder, og 17N med halveringstid 4,173 sekunder. Alle de resterende isotopene har halveringstider kortere enn 1 sekund, og de fleste kortere enn 110 ms.[1]
CAS-nummer: 7727-37-9
Forekomst
Nitrogen er den vanligste gassen i atmosfæren (ca. 78 %) fulgt av oksygen, men i jordskorpen er nitrogen ganske uvanlig med 25 gram per tonn.
| Gass | Kokepunkt | Volumprosent i luften |
|---|---|---|
| Nitrogen | -196 °C | 78,073 % |
| Oksygen | -183 °C | 20,947 % |
| Karbondioksid | -78 °C | 0,04 % |
| Edelgasser | varierer | 0,94 % |
Nitrogen framstilles gjennom fraksjonert destillasjon av flytende luft. Den utgjør et biprodukt ved den teknisk viktige framstillingen av oksygen. Ren nitrogen er derfor forholdsvis billig.
Viktige forbindelser
Organiske
- Amid – en stoffgruppe
- Amin – en stoffgruppe
- Aminosyrer – en stoffgruppe
Uorganiske
- Ammoniakk (NH3)
- Ammonium (NH4)
- Blåsyre eller hydrogencyanid (HCN)
- Ulike nitrogenoksid
- Salpetersyre (HNO3)
Nitrogenets kretsløp
Planter, dyr og mennesker trenger nitrogen for oppbygning av proteiner og DNA/RNA. Nitrogen finner man også i klorofyll og en rekke andre biomolekyler. Selv om det meste av lufta består av nitrogengass N2 (78 %), må alle planter ta opp nitrogen i form av nitrat (NO3-) eller som ammonium (NH4+) fra jord og vann.
Siden begynnelsen av industrialiseringen har nitrogenforbindelser av forskjellige slag blitt sluppet ut i naturen. De største bidragene kommer fra forbrenning av fossile energikilder og kunstgjødsel. Som en samlebetegnelse på mange forbindelser snakker en om reaktivt nitrogen, noen eksempler er nitorgenoksider (NOx), ammonium (NO3), amoniumnitrat (NO3-) og lystgass (N2O). Enkelt sagt har alle disse stoffene negative konsekvenser for miljø og mennesker om de ikke reagerer og blir til N2. Konsekvenser er smogdannelse, dimming av troposfæren, forsuring av jord og vann, økt bioproduksjon i skog, på gressmarker og i hav som leder til eutrofiering (overgjøtsling).[2]
Det lille kretsløpet
Når organismer dør blir de brutt ned av bakterier og sopp. Proteiner og nukleinsyrer blir spaltet til aminosyrer og nukleotider som bakteriene bruker til sin egen vekst, men det nitrogenet som blir igjen blir frigjort som ammoniakk, NH3. Det frigjør vi også gjennom avføring og ved forbrenning av proteiner.
Ammoniakk er en svak base. Baser tar opp H+ (hydrogen-ioner) fra vann, så i vannløsninger vil ammoniakk foreligge som:
- NH3(aq) + H2O(l) ⇌ NH4+(aq) + OH-(aq)
Dette tas opp av planter og kommer på den måten inn i næringskjeden igjen.
Nitrifiserende bakterier
Bakterier som omdanner ammoniakk (NH3) til nitritt (NO2-) og nitrat (NO3-). Formålet er å skaffe seg energi til syntese av eget cellemateriale fra CO2 og vann. Slike bakterier kan altså leve i mørke på bare uorganiske forbindelser, og tilhører de kjemoautotrofe organismene.
Denitrifiserende bakterier
Bakterier som omdanner nitrat (NO3-) til nitrogengass (N2) eller lystgass (N2O). Formålet er å skaffe seg oksygen til sin egen celleånding. Disse bakteriene kan fjerne næringsstoffene fra jordsmonnet og gjøre forholdene svært karrige etterhvert. Vi finner dem der det er lite oksygen til stede, for eksempel i myrer.
Nitrogenbindende bakterier
Bakterier som omdanner nitrogengass (N2) fra lufta til ammoniakk (NH3). Formålet er å skaffe seg nitrogenholdige forbindelser til oppbyggingen av egne celler. Til denne gruppa hører nitrogenfikserende blågrønnbakterier som vi finner bl.a. i rismarker, og i knoller på belgplanter. De nitrogenbindende bakteriene lever da i symbiose med planterøttene,- de forsyner seg selv og plantene med tilgjengelige nitrogenforbindelser, og mottar til gjengjeld energirike organiske forbindelser fra planten.
At belgplanter som kløver, erter og bønner forbedrer jorda, har man visst siden oldtiden. Ved å dyrke belgplanter på åkeren med jevne mellomrom og pløye dem ned, kan man tilføre jorda nitrogenforbindelser uten å bruke kunstgjødsel.
Klimapåvirkning fra nitrogen
De viktigste prosessene for direkte påvirkning mellom menneskeskapt reaktivt nitrogen og klimaet er: Utslipp av N2O, som er en potent drivhusgass, hovedsakelig ved produksjon av kunstgjødsel og forbrenning. Utslipp av NOx til atmosfæren som skaper ozon (O3) i troposfæren som gir stor drivhuseffekt, men som også reduserer CH4 og i tillegg bidrar til aerosoldannelse. En tredje prosess er utslipp av NO3 i atmosfæren som også fører til dannelse av aerosoler. Aerosoler som har en nedkjølende effekt (reduksjon av strålingspådriv) i seg selv, samt at en indirekte nedkjølende effekt på grunn av skydannelse.[2]
Anvendelse
- Ammoniakk og nitrat blir brukt industrielt til å lage kunstgjødsel.
- Innen vitenskapen blir flytende nitrogen brukt som kjølemiddel.
- I industrien er det et stort antall anvendelser for nitrogen. Kjøling, frysing og pakking av næringsmidler, inertering offshore og i kjemisk industri, trykksetting osv.
- Flytende nitrogen blir ofte brukt som kjøling innenfor ekstremoverklokking på PC.
- Som erstatning for luft i dekk.
- Nitrogenforbindelsen "Ammonium Nitrate Fuel Oil", ANFO-slurry benyttes som sprengstoff.
Referanser
Litteratur
Eksterne lenker
Wikiwand in your browser!
Seamless Wikipedia browsing. On steroids.
Every time you click a link to Wikipedia, Wiktionary or Wikiquote in your browser's search results, it will show the modern Wikiwand interface.
Wikiwand extension is a five stars, simple, with minimum permission required to keep your browsing private, safe and transparent.
