Warum ist stickstoff zweiatomig? (+ 3 überraschende fakten, die man wissen sollte)

Stickstoff ist ein zweiatomiges Molekül, das heißt, es besteht aus zwei chemisch miteinander verbundenen Stickstoffatomen. Seine chemische Formel ist _N2 .

Nun, das war nur eine einfache Antwort. Zu diesem Thema gibt es aber noch ein paar weitere Dinge zu wissen, die Ihr Konzept deutlich verdeutlichen.

Also lasst uns gleich loslegen.

Erläuterung: Warum ist Stickstoff ein zweiatomiges Molekül?

Stickstoff (N2) ist ein zweiatomiges Molekül, da es eine sehr starke Dreifachbindung zwischen den beiden Stickstoffatomen aufweist. Diese Bindung entsteht durch die gemeinsame Nutzung von sechs Elektronen zwischen den beiden Atomen, was dem Molekül eine sehr hohe Bindungsenergie und Stabilität verleiht.

Die elektronische Konfiguration von Stickstoff (Ordnungszahl 7) ist 1s ² 2s ² 2p ³ mit fünf Valenzelektronen in seiner äußersten Schale. Um eine stabile Konfiguration zu erhalten, muss Stickstoff drei Elektronen gewinnen oder fünf verlieren, was energetisch ungünstig ist.

Durch die gemeinsame Nutzung von Elektronen mit einem anderen Stickstoffatom können die beiden Atome jedoch eine stabile Konfiguration mit acht Valenzelektronen erreichen (Oktettregel). Diese gemeinsame Bindung führt zu einer Dreifachbindung zwischen den beiden Stickstoffatomen, der stärksten Bindung, die in jedem zweiatomigen Molekül gefunden wird.

Die Dreifachbindung zwischen Stickstoffatomen ist sehr stabil und erfordert viel Energie, um sie aufzubrechen. Diese Stabilität erklärt, warum Stickstoffgas sehr unreaktiv ist und in industriellen Anwendungen häufig als Inertgas verwendet wird.

Gibt es einatomigen Stickstoff?

Ja, es gibt einatomigen Stickstoff, geschrieben als N, aber er ist selten und sehr reaktiv. Es entsteht, wenn Stickstoffgas (N2) sehr hohen Temperaturen ausgesetzt wird, beispielsweise bei Blitzeinschlägen, nuklearen Explosionen oder Hochtemperaturplasmen.

Bei Raumtemperatur und -druck liegt der überwiegende Teil des Stickstoffs jedoch in Form von N2-Molekülen vor, die viel stabiler sind als einatomiger Stickstoff.

Dies liegt daran, dass die Dreifachbindung zwischen den Stickstoffatomen in N2 eine sehr hohe Bindungsenergie aufweist, deren Aufbrechen eine große Energiemenge erfordert.

Einatomiger Stickstoff ist sehr reaktiv, da er nur fünf Valenzelektronen hat und versucht, ein Elektron zu gewinnen oder zu verlieren, um eine stabilere Konfiguration zu erreichen.

Daher kommt einatomiger Stickstoff häufig in sehr reaktiven Verbindungen vor, beispielsweise in Stickoxiden (NOx) oder Ammoniak (NH3).

Wie verbinden sich Stickstoffatome zu einem zweiatomigen Molekül?

Stickstoffatome verbinden sich über eine kovalente Bindung zu einem zweiatomigen Molekül. Die beiden Stickstoffatome teilen sich Elektronen und bilden eine starke Dreifachbindung, die die Atome im zweiatomigen Molekül Stickstoffgas (N2) zusammenhält.

Die Bindung erfolgt durch die Überlappung der äußersten Atomorbitale der beiden Stickstoffatome. Jedes Stickstoffatom verfügt über fünf Valenzelektronen, die sich in der 2p-Unterschale befinden.

Wenn sich Atome einander nähern, überlappen sich die 2p-Orbitale jedes Atoms und bilden drei Molekülorbitale: ein bindendes Orbital und zwei antibindende Orbitale.

Das Bindungsorbital entsteht durch die konstruktive Interferenz der beiden 2p-Orbitale, die es den beiden Atomen ermöglicht, sich ein Elektronenpaar zu teilen und eine kovalente Bindung einzugehen. Dieses Bindungsorbital hat eine niedrigere Energie als die ursprünglichen Atomorbitale und ist daher stabiler.

Die beiden antibindenden Orbitale resultieren aus der destruktiven Interferenz der beiden 2p-Orbitale. Diese Orbitale haben eine höhere Energie als die ursprünglichen Atomorbitale und sind daher weniger stabil.

Das resultierende N2-Molekül hat eine Dreifachbindung, bestehend aus einer Sigma-Bindung und zwei Pi-Bindungen. Die Dreifachbindung ist sehr stark und erfordert viel Energie, um sie zu brechen.

Aufgrund dieser Stabilität ist Stickstoffgas eine sehr reaktionsträge Substanz, weshalb es häufig als Inertgas verwendet wird.

Weiterführende Literatur

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