Nitrogen er en fargeløs og luktfri gass som tidligere ble kalt kvelstoff på norsk.

Nitrogen er det første grunnstoffet i gruppe 15 i periodesystemet.

Nitrogenmolekylet har formel N2. I tørr luft utgjør nitrogen 78 prosent av volumet.

Det er to stabile isotoper av nitrogen:  14N (99,6 %) og 15N (0,4 %) 

Nitrogengass hverken  lukter og smaker. Ved 0 °C og et trykk på 1 atm løses 23 mL nitrogengass i 1 liter vann.

Ved avkjøling kondenserer nitrogen til en fargeløs væske med tetthet på 0,808 g/mL ved kokepunktet. 

Fast nitrogen danner hvite krystaller med tetthet på 1,026 g/mL ved –252 °C.  

Tørr, ren luft inneholder 78,08 volumprosent fritt nitrogen. Luft inneholder også små mengder nitrogenforbindelser som ammoniakk og nitrogenoksider. Betydelige mengder nitrogen finnes i naturgass og i noen grad i varme kilder.

Nitrogen forekommer hovedsakelig som nitrater i kjemiske forbindelser som finnes i naturen. Først og fremst som natriumnitrat (chilesalpeter), i mindre mengder som kalium- og kalsiumnitrat og ammoniumforbindelser. Jord inneholder opp til 1 vektprosent nitrogen i bundet form. I proteiner, nukleinsyrer, vitaminer, hormoner m.m. er det gjennomsnittlig 16 % nitrogen. Totalt inneholder jordskorpen 25 ppm nitrogen. Regnes også atmosfæren og hydrosfæren med, øker nitrogens andel til 0,03 %.

Ved vanlig temperatur er nitrogen svært lite reaktivt. Dette skyldes at atomene i nitrogenmolekylene er meget fast bundet til hverandre (nitrogenmolekylet har høy bindingsenergi, 941 kJ/mol). Reaktiviteten øker med økende temperatur. Særlig reaktivt er nitrogen når det foreligger i atomær form.  I en elektriske lysbue eller i lyn spaltes nitrogenmolekyler til nitrogenatomer.

Nitrogen danner kjemiske forbindelser i alle oksidasjonstrinn fra –III til +V. Eksempler på slike forbindelser er: –III ammoniakk; –II, hydrazin og –I, hydroksylamin; 0. Se også nitrogenoksider. De viktigste oksidasjonstallene er –III, som opptrer bl.a. i ammoniakk og ammoniumforbindelser, +III som i salpetersyrling, HNO2, og dets salter, nitritter, og +V som i salpetersyre, HNO3, og dets salter, nitrater.

Ved høye temperaturer reagerer nitrogen direkte med metaller og danner nitrider.

Nitrogen løses interstitielt i mange av innskuddsmetallene, det har særlig høy løselighet i metallene i gruppe 4 (titan, zirkonium og hafnium). Innskuddsmetallene danner også nitrider med tilnærmet støkiometrisk sammensetning. Eksempler på slike er titannitrid, TiN, wolframnitrid, W2N o.a. Blant nitrogens reaksjoner med ikke-metaller er særlig reaksjonene med hydrogen og oksygen viktige. Reaksjon med hydrogen gir ammoniakk:

N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)

Reaksjon med hydrogen gir nitrogenoksider, eks.

N2(g) + O2(g) → 2NO(g)

Reaksjonen utført i lysbuer med en temperatur på ca. 3000 °C dannet grunnlaget for Birkeland-Eydeprosessen.

I industriell skala fremstilles nitrogen av luft. Luften avkjøles til flytende luft, og nitrogen skilles fra den andre hovedkomponenten i luft, oksygen, ved fraksjonert destillasjon. Fordi nitrogenets kokepunkt (–195,8 °C) er noe lavere enn oksygenets (–183 °C), er nitrogen mer flyktig enn oksygen og fordamper fortrinnsvis i de første fraksjonene.

En kjemisk metode til teknisk fremstilling av nitrogen i luft er å binde oksygenet ved reaksjon med karbon ved å brenne kull i luft:

(4N2 (g) + O2(g))luft +C(s) → 4N2(g) + CO2(g)

Deretter fjernes karbondioksidet fra gassblandingen. Ved å bruke mindre luft, brennes karbonet til karbonmonoksid, CO:

(4N2 (g) + O2(g))luft + 2C(s) → 4N2 (g)+ 2CO(g)

En slik blanding av nitrogen og karbonmonoksid kalles generatorgass. Nitrogenet kan fremstilles ved å fjerne karbonmonoksidet. Nitrogen som er fremstilt av luft ved å fjerne oksygenet inneholder også edelgassene som finnes i luften.

I laboratoriet kan nitrogen fremstilles ved å lede luft over glødende kobber. Her blir oksygenet bundet som kobberoksid, CuO, Cu2O.

Nitrogen uten edelgassene kan fremstilles ved å spalte ammoniumnitritt. Dette skjer vanligvis ved å varme opp en konsentrert løsning av ammoniumnitritt:

NH4+(aq) + NO2(aq) → 2H2O(l) + N2(g)

Vanndampen må fjernes for å oppnå rent nitrogen. Nitrogen kan også fremstilles ved å spalte ammoniakk ved 600 °C i nærvær av en katalysator.

Nitrogen kommer i handelen fylt på stålflasker under høyt trykk eller som flytende nitrogen i dewarbeholdere. Flytende nitrogen må behandles med forsiktighet for å unngå frostskader. Den viktigste bruk av nitrogen er i fremstilling av ammoniakk. Det tjener videre som utgangsmateriale for fremstilling av mange viktige nitrogenforbindelser, f.eks. nitrogenholdige kunstgjødselsprodukter, nitrogenoksider, salpetersyre, aminer, cyanider, kaliumcyanamid m.m. (Se også nitrogengjødsel, nitrogenindustri.) Nitrogen brukes også som beskyttelsesatmosfære for å hindre oksidasjon av metaller, matvarer, oksygenømfintlige kjemikalier. Flytende nitrogen blir i økende grad brukt som kjølemiddel og for rask nedfrysing av matvarer og andre stoffer.

Helt til langt på 1700-tallet ble luft ansett å være en ensartet gass, og det var den svenske kjemikeren Carl Wilhelm Scheele som trolig allerede i 1769 og senest 1772 påviste at luft består av minst to gasser. Den ene, som kunne underholde forbrenningen, kalte han ildluft (oksygen), og den andre, som ikke kunne underholde forbrenningen, fordervet luft (nitrogen). Denne oppdagelsen ble først offentliggjort i 1777. I mellomtiden hadde den britiske botanikeren Daniel Rutherford i 1772 kommet til lignende resultater. Han kalte den gassen som ikke underholdt forbrenningen for mephitic air, forpestet luft. Joseph Priestley kalte den samme gassen «flogistert luft». Den franske kjemikeren Antoine Laurent Lavoisier var den første som ble klar over at gassen var et grunnstoff. Han kalte den mofette (giftig luft), men forandret dette senere til azote (av gr. azotikos, 'uten liv'), en betegnelse som også i dag brukes på fransk. Senere, da man ble klar over sammenhengen mellom gassen og salpetersyre og salpeter, foreslo franskmannen Jean Antoine Chaptal (1756 - 1832) navnet nitrogène.

Nitrogen er et livsnødvendig grunnstoff fordi det er en viktig bestanddel i proteiner, nukleinsyrer, enzymer, vitaminer og hormoner. Det inngår i et kretsløp mellom den uorganiske og organisk/biologiske naturen. Plantene opptar nitrogen fra uorganiske nitrogenforbindelser og det bygges inn i plantenes proteiner (nitrogenassimilasjon). Ved forråtnelse av planter blir en del av nitrogenet ført tilbake til jorden i form av uorganiske nitrogenforbindelser og blir igjen tilgjengelig for planter. Luftens frie nitrogen deltar også i kretsløpet ved at nitrogen kan opptas av enkelte mikroorganismer som lever fritt i jorden, f.eks. Azotobacter eller Clostridium, eller i rotknollene til belgplantene (se belgplantebakterier). Omvendt vil nedbrytning av proteiner avgi nitrogen og nitrogenholdige gasser til atmosfæren. Lokalt kan nitrogenbalansen forskyves, f.eks. ved intensiv dyrking av planter eller ved bruk av for mye kunstgjødsel.

Atomsymbol N
Atomnummer 7
Atomvekt 14,0067
Smeltepunkt -210,0 °C
Kokepunkt -195,8 °C
Tetthet 1,25046·10-3g/mL
Oksidasjonstall -III, -II, -I, I, II, III, IV, V
Elektronkonfigurasjon [He]2s22p3

Foreslå endringer i tekst

Foreslå bilder til artikkelen

Kommentarer

Har du spørsmål om artikkelen? Skriv her, så får du svar fra fagansvarlig eller redaktør.

Du må være logget inn for å kommentere.