Stickstoffverbindungen Seite 6 von 7

STICKSTOFF UND ANORGANISCHE STICKSTOFFVERBINDUNGEN

Der größte Teil unserer Luft [ca. ¾] besteht aus dem Stickstoff. Pflanzen benötigen Stickstoff zum Wachsen. Schmetterlingsblütler besitzen in ihren Wurzelknöllchen Bakterien, die Luftstickstoff binden können. Daher bestellen Biobauern ihre Äcker oft ein Jahr mit Lupinen o.ä. Kulturen, um diese unterzupflügen und als natürlichen Stickstoffdünger für andere Pflanzen zu nutzen.

Das Element Stickstoff ist Bestandteil vieler anorganischer [z.B. Stickstoffoxide, Ammoniak, Salpetersäure oder Nitraten] und organischer Stoffe [z.B. DNA, Amine einschließlich Aminosäuren, Eiweiße, Harnstoff, verschiedene Kunststoffe].

Wir konzentrieren uns hier nur auf einige anorganischen Stickstoffverbindungen und behandeln einige auch nur oberflächlich, da die Vielfalt sehr groß ist.

Stickstoff1

Stickstoff und Knöllchenbakterien3

Ammoniak4

Technische Ammoniaksynthese7

einige Stickstoffoxide9

salpetrige Säure11

Salpetersäure12

Stickstoffverbindungen in unserer Umwelt13

Nitrite13

Nitrate14

Ammoniumsalze15

Blausäure [Cyanwasserstoffsäure]16

Lexikon einiger Fachbegriffe17

Quellenangaben und Hinweise19

Stickstoff

Geschichtliches

1771 Nachweis von Stickstoff durch Carl Wilhelm Scheele [1742–1786]

1774 Herstellung von reinem Stickstoff durch Joseph Priestley [1733–1804]

natürliche Vorkommen

· als Elementsubstanz in der Luft

Luftbestandteil

Volumenanteil in %

Luftbestandteil

Volumenanteil in %

Stickstoff

ca. 78 %

Kohlenstoffdioxid

ca. 0,04 %

Sauerstoff

ca. 21 %

Edelgas Argon

< 1 %

Wasserdampf

unterschiedlich

Andere Gase*

< 0,01 %

*andere Gase sind z.B. Spuren der Edelgase Helium, Neon, Krypton, Xenon, außerdem geringe Mengen an Wasserstoff, Methan, Feinstaub sowie diversen Schadstoffen aus Abgasen

· als ein Element in den Aminosäuren und damit in allen Eiweißen [z.B. in Form von Enzymen, Hormonen, Zellstrukturen]

· Bestandteil der Erbsubstanz DNA

· gebunden bzw. in Mineralsalzionenform im Boden in Form von Nitriten und Nitraten [auch aus Düngemitteln stammend]

der Vorrat an natürlichen Stickstoffdüngern [z.B. Guano, Chilesalpeter] ist begrenzt

englisch

nitrogen

Eigenschaften

farbloses, geruchloses Gas, etwas geringere Dicht als Luft [ρ ≈ 1,25 g · L−1; im Vergleich: Dichte der Luft ρ ≈ 1,29 g · L−1], kaum wasserlöslich, nicht brennbar [erstickende Wirkung], fördert die Verbrennung nicht; Siedetemperatur –196°C

Aufbewahrung

Druckflaschen aus Stahl

Gefahrstoff-kennzeichnung

Gesundheitsgefahren

Vorsicht: Behälter unter Druck.

Struktur [Bau]

Stickstoff besteht aus Molekülen [ist somit eine Molekülsubstanz]; Moleküle bestehen stets jeweils aus 2 Stickstoffatomen, also desselben Elements [Elementsubstanz]; große Anziehungskräfte im Molekül [chemische Bindung], geringe Anziehungskräfte zwischen Molekülen

Bindungsverhältnisse im Molekül

die beiden Stickstoffatomen bestehend sind durch eine Dreifachbindung, also einer Elektronenpaarbindung [Atombindung] aus 3 gemeinsamen Elektronenpaaren verbunden; beide positiv geladenen Atomkerne ziehen die 3 gemeinsamen [bindenden] Elektronenpaare an

außerdem gibt es je 1 nichtbindendes Elektronenpaar pro Stickstoffatom

Molekülmodell

LEWIS-Formel

Molekülformel

N2

Formel N2

chemisches Zeichen für 1 Molekül Stickstoff und für den Stoff [die Elementsubstanz, also das Gas] Stickstoff sowie 1 mol Stickstoff

Atombindung und Edelgaskonfiguration

Stickstoffatome besitzen je 5 Außenelektronen – daher werden 3 gemeinsame Elektronenpaare [Dreifachbindung] ausgebildet, denn 8 Außenelektronen ergeben eine stabile Elektronenanordnung für das Molekül, wie sie sonst nur Edelgasatome bereits besitzen; jeweils 2 Außenelektronen beider N-Atome sind daher nicht in die Bindung einbezogen [diese bilden nichtbindende Elektronenpaare]

Edelgaskonfiguration können Teilchen durch Molekülbildung oder Ionenbildung erreichen

industrielle Gewinnung

Variante 1 • Luftverflüssigung

durch hohen Druck und tiefe Temperaturen, dann Abdestillieren des Sauerstoffs bei –183°C [Stickstoff  bei –196°C, Helium bei –269°C], z.B. nach dem LINDE-Verfahren

Variante 2 • Binden des Sauerstoffs

Binden des Sauerstoffs an andere Stoffe [z.B. Kupfer oder Kohle], sodass Stickstoff sowie andere Luftinhaltsstoffe zurückbleiben [kaum mehr gebräuchlich]

Gewinnung im Labor

meist durch Erhitzen von Ammoniumnitritlösung

NH4NO2 N2 + 2 H2O ; ΔH = +n kJ · mol –1

Oxide

Distoffmonooxid N2O, Stickstoffmonooxid NO, Stickstoffdioxid NO2, Distickstofftetraoxid N2O4, Nistickstoffpentaoxid N2O5; z.B. durch Reaktion mit Sauerstoff

Reaktion mit Wasserstoff

Ammoniaksynthese siehe weiter unten

Verwendung von elementarem Stickstoff

Gas

als Füllung der Flugzeugreifen großer Flugzeuge, Schutzgas beim Schweißen, als Füllgas für Glühlampen, als Treibgas für Sahne, zur Verpackung einiger Lebensmittel zwecks Sauerstoffverdrängung [z.B. Obst, Weinflaschen vor dem Verkorken] u.v.a.

flüssiger Stickstoff [unter Druck]

als Kältemittel u.a. zur Kühlung bzw. zum Einfrieren von Zellmaterial [Kryokonservierung unter –130°C; z.B. Blut, Samen- und Eizellen, Embryonen, Pflanzenmaterial], zum Erzeugen des supraleitenden Zustandes

Stickstoff als Ausgangsstoff

Ausgangsstoff zur Herstellung von Ammoniak, Stickstoffoxiden und Salpetersäure und anderen Stickstoffverbindungen [z.B. Harnstoff, Stickstoffdüngemittel]; Ausgangsstoff zur Herstellung von Sprengstoffen

Stickstoff und Knöllchenbakterien

die in einer Symbiose lebenden Knöllchenbakterien in den Wurzeln von Schmetterlingsblütengewächsen [Leguminosen] wandeln Luftstickstoff in Ammoniumionen bzw. Ammoniak um [sie erhalten im Gegenzug von der Pflanze organische Stoffe]

im ökologischen Landbau werden im Zuge der Fruchtfolge Felder mit Leguminosen [z.B. Lupinen, Klee] bestellt – diese dienen durch Unterpflügen als natürlicher Gründünger [also ohne Chemikalien], in dem der Boden mit Stickstoff angereichert wird, was die Folgekultur[en] gut gedeihen lässt

Lies dazu auch unsere Skripte auf der Seite Stoffkreisläufe.

Ammoniak

Geschichtliches

· wurde bereits in der Antike aus natürlich vorkommenden Stickstoffverbindungen erzeugt [z.B. aus Kamelmist]

· 1774 konnte Joseph Priestley [1733–1804] das Gas erstmalig isolieren

· um 1840 veröffentlicht Justus von Liebig [1803–1873] nach vielen Untersuchungen literarische Werke, in denen er die förderliche Wirkung von Stickstoffdüngemitteln auf das Pflanzenwachstum verdeutlicht

[Liebig gilt außerdem auch als Begründer der Organischen Chemie]

· um 1900 Friedrich Wilhelm Ostwald [1853–1932] schlägt vor, die Ammoniaksynthese unter Druck mit Hilfe eins Katalysators durchzuführen

· ab 1900 beginnt Fritz Haber [1868–1934] mit der Erforschung der Ammoniaksynthese aus den Elementsubstanzen Stickstoff und Wasserstoff

1909 synthetisiert Haber Ammoniak im Labor mit Hilfe eines teuren Osmium-Katalysators bei 450°C und 220 bar Druck

· ab 1909 beginnt Carl Bosch [1874–1940] die Grundlagen der technischen Ammoniaksynthese mit Hilfe eines Katalysators zu schaffen [Haber-Bosch-Verfahren]

· 1910/11 Alwin Mittasch [1869–1953] findet bei der BASF einen billigeren Mischkatalysator [aus Eisen mit Zusätzen]

· 1911 Carl Bosch löst das Reaktorproblem [Doppelrohr aus druckfestem Stahl mit Bohrungen für entweichenden Wasserstoff]

· 1913 erste Ammoniakfabrik im Stickstoffwerk Oppau der BASF

· 1914 begann die großtechnische Ammoniaksynthese bei der BASF Ludwigshafen

· 1921 Kesselwagenexplosion von Ammoniumnitrat NH4NO3 [Ammonsalpeter; Hauptbestandteil einiger Sprengmittel und Chemiedünger] in Oppau – das Unglück kostete 561 Menschen das Leben und es gab ca. 2000 Verletzte

natürliche Vorkommen

nur in Spuren [z.B. bei der Zersetzung von Tierexkrementen oder Pflanzenresten]

der Großteil allerdings gelangt durch die Nutztierhaltung in die Luft

außerdem im Weltall, z.B. auf Gasplaneten

Eigenschaften bei 20°C

farbloses, stechend und charakteristisch riechendes Gas, giftig; geringere Dichte als Luft; brennbar; reagiert mit Wasser unter Bildung einer basischen Lösung; reagiert mit Säuren unter Bildung von Ammoniumsalzen; unterhalb –33°C wird Ammoniak flüssig, unter –77,7°C fest

Gefahrstoffkennzeichnung

Ammoniak

Arbeits- und Brandschutz

Ammoniak ist giftig, ätzend und umweltschädlich. Stahlflaschen mit Ammoniak stehen unter Druck.

Struktur [Bau]

Molekülmodell

Molekülmodell

LEWIS-Formel

Bindungswinkel

zwischen den Wasserstoff- und dem Stickstoffatom[en] liegen polare Elektronenpaarbindungen vor; der Bindungswinkel kommt zustande, weil das nichtbindende Elektronenpaar am Stickstoffatom die bindenden Elektronenpaare abstößt – dadurch entstehen Ladungsschwerpunkte [Dipolmolekül]

Wasserstoffbrückenbindungen zwischen Molekülen im flüssigen Zustand

Molekülformel NH3

chemisches Zeichen für 1 Ammoniakmolekül [bestehend aus 1 Stickstoff- und 3 Wasserstoffatomen], 1 mol Ammoniak und für den Stoff [das Gas] Ammoniak

Reaktion von Ammoniak mit Wasser

im Labor wird oft wässrige Ammoniaklösung verwendet – dazu leitet man gasförmiges Ammoniak in Wasser ein

jedes Ammoniak-Molekül nimmt jeweils ein Protonen [H+] von einem Wassermolekül auf [Protolyse]:

· Protonenabgabe: H2O ⇄ H+ + OH–

· Protonenaufnahme: H+ + NH3 ⇄ NH4+

· Protonenübergang gesamt: NH3 + H2O ⇄ NH4+ + OH– ; ΔH = –b kJ · mol –1

LEWIS-Schreibweise:

wässrige Ammoniaklösung nannte man früher auch Salmiakgeist

Nachweis der Ammoniumionen in der Gasphase

z.B. durch Zugabe von Natronlauge wird die Rückreaktion gefördert und es entweicht Ammoniak gasförmig – Nachweismittel Chlorwasserstoff (Salzsäure am Glasstab) in der Gasphase möglich [weißer Rauch von Ammoniumchlorid] NH3 (g) + HCl (g) ⇄ NH4Cl (s)

Nachweis der Hydroxidionen

frei bewegliche Hydroxidionen verursachen eine Blaufärbung von Universalindikator [Unitest]

Lies in unserem Skript Protolyse mehr dazu.

elektrische Leitfähigkeit von Ammoniaklösung

die wässrige Lösung von Ammoniak leitet den elektrischen Strom infolge frei beweglicher Ionen

Reaktion mit Säurelösungen

bei der Reaktion von Ammoniak[-lösung] mit Säurelösungen entstehen die entsprechenden Ammoniumsalze [Reaktionsart: Protolyse]

Reaktion mit Salzsäure [Chlorwasserstoffsäure] in wässriger Lösung

jedes Ammoniak-Molekül nimmt jeweils ein Protonen [H+] von einem Chlorwasserstoffmolekül auf [Protolyse]:

· Protonenabgabe: HCl ⇄ H+ + Cl–

· Protonenaufnahme: H+ + NH3 ⇄ NH4+

· Protonenübergang gesamt: NH3 + HCl ⇄ NH4+ + Cl– ; ΔH = – x kJ · mol –1

· Reaktionsgleichung: NH3 + HCl ⇄ NH4Cl

Reaktion mit Schwefelsäure

bei dieser Protolyse entsteht Ammoniumsulfat

2 NH3 + H2SO4 ⇄ (NH4)2SO4

Reaktion mit Salpetersäure

bei dieser Protolyse entsteht Ammoniumnitrat

NH3 + HNO3 ⇄ NH4NO3

Reaktion mit Schwefelwasserstoff

bei dieser Protolyse entsteht Ammoniumsulfid

2 NH3 + H2S ⇄ (NH4)2S

Bedeutung von Ammoniak

Kältemittel; Herstellung von Stickstoffoxiden, Harnstoff, Salpetersäure und Nitraten sowie Ammoniumsalzen; Herstellung von Kunstdüngern [Stickstoffdüngemitteln], Kunstharzen und Kunststoffen [z.B. Aminoplaste] u.v.a.m.

Herstellung in der Industrie

siehe Ammoniaksynthese aus den Elementsubstanzen weiter unten

Darstellung im Labor

Variante 1 • Erhitzen von Ammoniaklösung [NH4+ + OH–]

endotherme Rückreaktion der Reaktion von Ammoniak mit Wasser [exotherm]; demnach fördert Temperaturerhöhung die Rückreaktion

NH4+ + OH– ⇄ NH3 + H2O ; ΔH = +b kJ · mol –1

vgl. Prinzip von Le Chatelier in unserem Skript zum chemischen Gleichgewicht.

Variante 2 • Zugabe festen Natriumhydroxids zu Ammoniaklösung

Ausgangsstoff im Überschuss [hier OH–] begünstigt Reaktion, wo der Stoff verbraucht wird [hier Hinreaktion]

NH4+ + OH– ⇄ NH3 + H2O ; ΔH = +b kJ · mol –1

vgl. Prinzip von Le Chatelier in unserem Skript zum chemischen Gleichgewicht.

der hierbei entweichende Ammoniak kann z.B. mit HCl-Gas nachgewiesen werden [Glasstab mit Salzsäure befeuchten

Nachweis von Ammoniak NH3

durch Reaktion mit Chlorwasserstoff HCl [in der Gasphase], Bildung eines weißen Rauches von festem Ammoniumchlorid [Protolyse]

NH3 (g) + HCl (g) ⇄ NH4Cl (s) ; ΔH = – a kJ · mol –1

· Protonenabgabe: HCl ⇄ H+ + Cl–

· Protonenaufnahme: H+ + NH3 ⇄ NH4+

In unserem Skript Protolyse findest Du mehr darüber.

Technische Ammoniaksynthese

Grundlagen

Ausgangsstoffe

Stickstoff, Wasserstoff

Produkte

Ammoniak

Hilfsstoffe

fester Katalysator [Kontakt], meist ein Mischkatalysator aus Eisen mit Zuschlägen wie Aluminiumoxid oder Calciumoxid [alternativ, aber teuer: Katalysator Osmium]

chemische Reaktion

3 H2 + N2 ⇄ 2 NH3 ; ΔH = –92,4 kJ · mol –1 [exotherm]

in Anwesenheit eines Katalysators

theoretische und praktische Reaktionsbedingungen

Änderung der Reaktionsbedingungen

Auswirkung theoretisch (laut Le Chatelier)

Ammoniaksynthese in der Praxis

Temperatur-erniedrigung

fördert Hinreaktion [da exotherm]

praktisch bei ca. 450–550°C, da sonst der Katalysator nicht arbeitet

Druckerhöhung

fördert Hinreaktion [da Volumenabnahme; siehe 4 mol Gase vor und 2 mol Gase nach der Reaktion

hoher Druck wird auch in der Praxis angewandt [ca. 250–350 bar]

Entzug des Reaktionsprodukts

fördert Hinreaktion [Ammoniak müsste entzogen werden]

Ammoniak wird ständig aus dem Stoffkreislauf herausgekühlt und nicht umgesetzte Ausgangsstoffe zurückgeführt

Ausgangsstoff im Überschuss

Überschuss an Stickstoff günstig

wird praktisch auch so gemacht [und nicht 3:1 laut Reaktionsgleichung]

Katalysator

[Eisen] beschleunigt die Reaktion allgemein [Hin- und Rückreaktion], so dass ökonomischer gearbeitet wird [benötigt eine Arbeitstemperatur, was die Rückreaktion etwas begünstigt – die Ausbeute mit Katalysator ist aber infolge höherer Reaktionsgeschwindigkeit besser]

Reaktionsapparat [Reaktor]

in der Regel Etagenreaktoren [Katalysator in mehreren Etagen eingebracht]; je nach Anlage Rohrreaktor aus sehr beständigem Chrom-Molybdän-Stahl [einwandig] oder traditioneller Stahl, dickwandig und doppelwandig mit drucktragendem Stahlrohr und innerem Futterrohr

Verfahrensschema Ammoniaksynthese

technologische Verfahrensprinzipien

kontinuierliche Arbeitsweise [die Reaktionen im Reaktor laufen ständig ab]

Kreislaufprinzip [Ammoniak wird ständig aus dem Gelichgewicht entfernt und nichtumgesetzte Ausgangsstoffe zurückgeführt]

bei einmaligem Stoffdurchsatz beträgt die Ausbeute etwa nur 11-20% NH3

Jahresproduktion

weltweit ca. 150 Mio. Tonnen [Hauptproduzent ist China]

Ammoniakproduktion aus Erdgas

auch aus Erdgas [im Prinzip Methan CH4], Wasserdampf H2O und Luft [4 N2, O2] lässt sich Ammoniak [bei 1400°C und 40-80 bar Druck] über Zwischenschritte erzeugen [Bruttogleichung]:

7 CH4 + 10 H2O + 8 N2 + 2 O2 16 NH3 + 7 CO2

vorab wurde die Luft verflüssigt und in ihre Bestandteile zerlegt

einige Stickstoffoxide

Stickstoffoxide und Gewitter

elektrische Entladungen bei Gewittern führen dazu, dass aus Stickstoff und Sauerstoff teilweise Stickstoffoxide entstehen, die mit Luftfeuchtigkeit zu salpetriger bzw. Salpetersäure reagieren und abregnen

Stickstoffoxide und Autoabgase

Benzin- und Dieselmotoren arbeiten mit Luft – daher bilden sich bei der Verbrennung auch Stickstoffoxide, die Katalysatoren nur teilweise reduzieren – auch hier können mit Luftfeuchtigkeit Säuren entstehen

dadurch tragen Stickstoffoxide zum sauren Regen bei und so zur Umweltbelastung auf Kosten der Tiere, Pflanzen und Gewässer

außerdem begünstig der durch Abgaskatalysatoren entstehende Ammoniak die Eutrophierung von Gewässern [d.h. übermäßiges Algenwachstum und Kippen des ökologischen Gleichgewichts]

Stickstoffmonooxid und Stickstoffdioxid im Vergleich

Stickstoffmonooxid

Stickstoffdioxid

Molekülformel

NO

NO2

Eigenschaften

farbloses giftiges Gas; wenig wasserlöslich; brandfördernd

braunes giftiges Gas; gut wasserlöslich; schleimhautreizend; ätzend; brandfördernd

Umweltbelastung

beteiligt am sauren Regen und Waldsterben

Struktur

Molekül mit polarer Elektronenpaarbindung

Molekül mit polaren Elektronenpaarbindungen

siehe unter der Tabelle

Dimerisierung

-

2 NO2 (g) ⇄ N2O4 (g); ΔH = –57 kJ · mol –1

Verwendung

Medizin [Behandlung akuter Herzerkrankungen]; Herstellung von salpetriger Säure HNO2 und von NO2

Herstellung von Salpetersäure HNO3

Beispiel für die Herstellung

4 NH3 + 5 O2 ⇄ 4 NO + 6 H2O ; ΔH = – x kJ · mol –1

katalytische Ammoniakverbrennung

2 NO + 5 O2 ⇄ 2 NO2 ; ΔH = – y kJ · mol –1

mittels Katalysator

N2 + O2 2 NO

im Lichtbogen

Gefahren-kennzeichung für beide Stoffe

geringe Mengen von Stickstoffmonooxid steuern im menschlichen Körper bestimmte Vorgänge im Kreislauf- und im Nervensystem, aber ebenso pflanzliche Prozesse

Struktur von Stickstoffdioxid

weitere Stickstoffoxide

Distickstoffmonooxid [Lachgas] N2O

· wurde erstmals 1772 als auch durch Joseph Priestley [1733–1804] beschrieben

· Horace Wells [1815–1848] nutzte es erstmals in der Zahnmedizin als Narkosemittel

· beim Einatmen kommt es zu Muskelkrämpfen, die scheinbar ein Lachen suggerieren

· farbloses, geruchloses und brandförderndes Gas, wirkt narkotisierend und schmerzstillend; in großen Mengen jedoch Gefahr von Kreislaufstillstand und Hirnschäden

· kommt auch in der freien Natur vor; wirkt als Treibhausgas

· entsteht auch teilweise aus Stickstoffdüngern z.B. beim Anbau von sog. Energiepflanzen [z.B. Raps]

· wird auch heute noch für Narkosezwecke eingesetzt, außerdem zum Aufschäumen als Treibgas in Sprüh-Schlagsahne, zur Leistungssteigerung von Kraftfahrzeugen [Lachgaseinspritzung als Tuning], in der Raketentechnik als Oxidationsmittel

Distickstofftetraoxid N2O4 farbloses Gas; Dimer des Stickstoffdioxid; zerfällt oberhalb +21°C großteils wieder zu Stickstoffdioxid; es wird als lagerfähiges Oxidationsmittel verwendet [z.B. in Raketen notwendig zur Treibstoffverbrennung unter Weltraumbedingungen ohne freien Sauerstoff]

Distickstoffpentaoxid N2O5

farblose Kristalle, die mit Wasser heftig reagieren, wobei Salpetersäure entsteht; beim Erhitzen zersetzlich zu Stickstoffdioxid und Sauerstoff

salpetrige Säure

HNO2

nur kalt und in wässriger Lösung beständige Säure

entsteht u.a. bei der Reaktion von Stickstoffdioxd mit Wasser

2 NO2 + H2O HNO2 + HNO3

Salze: Nitrite

Dissoziation

[vereinfacht ohne Berücksichtigung des Wassers, nach ARRHENIUS]

HNO2 ⇄ H+ + NO2– ; ΔH = –n kJ · mol –1

NO2– – Nitrition

Salpetersäure

Geschichtliches

wurde vermutlich bereits im 9. Jahrhundert durch Erhitzen aus Salpeter [Kaliumnitrat] hergestellt

Eigenschaften konzentrierter Salpetersäure [ca. 70%-ig]

farblose, stechend riechende Flüssigkeit, stark ätzend, brandfördernd; zersetzt sich unter Lichteinwirkung unter Bildung von Stickstoffdioxid, dass ständig und riechbar aus der Lösung entweicht [wirkt ätzend auch auf Atemwege]; greift auch einige Halbedel- und Edelmetalle an [z.B. Reaktion mit Kupfer und Silber] – nicht aber mit Gold und Platin

Gefahrstoffkennzeichnung

Salpetersäure

Arbeits- und Brandschutz

Salpetersäure ist giftig, ätzend und brandfördernd. Aus rauchender Salpetersäure entweicht zudem giftiges und ätzendes NO2.

rauchende Salpetersäure [ca. 90%-ig]

gelbliche bis rötliche, stechend riechend Flüssigkeit, stark ätzend, brandfördernd; es entweicht sehr viel braunes NO2; sehr stark oxidierende Wirkung [noch mehr als die konzentrierte Säure]

Königswasser

Mischung aus konzentrierter Salzsäure und Salpetersäure im Verhältnis 3 : 1; reagiert auch mit Gold [löst es auf] – daher nimmt man es zum Nachweis von Gold

Bau

Moleküle mit polaren Elektronenpaarbindungen

Molekülformel

HNO3

Verwendung

Herstellung von Nitraten, Düngemitteln [ca. 75-80%], Sprengmitteln [zunächst Nitroglycerin und daraus wiederum Dynamit], Königswasser, zur Schmuckprüfung und als starkes Oxidationsmittel; zur Herstellung von Nitrofarben, Farbstoffen, Desinfektionsmitteln usw.

auch zum Eiweißnachweis durch Xanthoproteinreaktion [Eiweiß gerinnt und färbt sich gelb]

technische Herstellung

Ostwaldverfahren [seit 1908]

1. Schritt: Bildung von Stickstoffmonooxid aus Ammoniakdurch katalytische Oxidation [aus Platin und Rhodium] von Ammoniak bei 800-900°C4 NH3 + 5 O2 4 NO + 6 H2O ; ΔH = –906 kJ · mol –1

2. Schritt: Erzeugung von Stickstoffdioxiddurch Oxidation des Stickstoffmonooxids bei 50°C2 NO + O2 ⇄ 2 NO2 ΔH = –114,22 kJ · mol –1NO2 dimerisiert teilweise zu Distickstofftetraoxid 2 NO2 ⇌ N2O4

3. Schritt: Erzeugung von Salpetersäure aus Stickstoffdioxid, Wasser und Sauerstoff4 NO2 + 2 H2O + O2 4 HNO3 bzw. 2 N2O4 + 2 H2O + O2 4 HNO3

Reaktion in wässriger Lösung

Reaktionsgleichung ausführlich nach Brønsted [Protolyse]

das HNO3-Molekül gibt ein Proton [H+] an das Wassermolekül ab [Protolyse] – nach Brønsted ist es also eine Säure [Protonendonator]

HNO3 + H2O ⇄ H3O+ + NO3– ; ΔH = –n kJ · mol –1

Reaktionsgleichung vereinfacht nach Arrhenius

HNO3 ⇄ H+ + NO3– ; ΔH = –n kJ · mol –1

HNO3 als einprotonige Säure

jedes Molekül kann nur 1 Proton H+ abgeben

Einige Reaktionen der Salpetersäure

· Reaktion mit dem Halbedelmetall Kupfer [nur konzentriert]Cu + 4 HNO3 Cu(NO3)2 + 2 H2O + 2 NO2

· Reaktion mit unedlen Metallen [Redoxreaktion], z.B. Mg + 2 HNO3 Mg(NO3)2 + H2

· Reaktion mit Hydroxidlösungen [Neutralisation; eine Protolyse], z.B. NaOH + HNO3 NaNO3 + H2O

· Reaktion mit Ammoniak zu Ammoniumnitrat [Protolyse]: NH3 + HNO3 ⇄ NH4NO3

In unseren Skripten Protolyse sowie Redoxreaktionen findest Du weitere Details über die Reaktionsarten.

Stickstoffverbindungen in unserer Umwelt

da Verbrennungsanlagen mit Luft [und nicht mit reinem Sauerstoff] arbeiten, entstehen in Verbrennungsmotoren [Diesel, Benzin], Kraftwerken, Heizungs- und Industrieanlagen auch Stickstoffoxide

Stickstoffoxide sind giftig und ätzend [daher für alle Lebewesen sehr schädlich], sind teilweise auch Treibhausgase und verstärken den Treibhauseffekt und bilden mit Wasser Säuren [d.h. HNO2 und HNO3], die Mitbestandteil des sauren Regens sind – z.T. bilden sich daraus auch giftige Nitrite

Nitrite

Salze der salpetrigen Säure

Nitrite sind in der Regel sehr giftig, indem das Hämoglobin für den Sauerstoff ausgeschaltet wird – das führt zu Blutdruckabfall, Schock und letztlich zum Tod

Nitrite in Lebensmitteln [als Konservierungsmittel] sind daher gesundheitsschädlich und für Säuglinge gar tödlich

· Natriumnitrit NaNO2, Bestandteil des Nitritpökelsalzes [0,5% Natriumnitrit im Gemisch mit Kochsalz], ist als Konservierungsmittel E250 [verhindert Bakterienwachstum und verleiht Fleisch eine rötliche Farbe] zwar zugelassen, dennoch gesundheitlich bedenklich und gilt als krebsfördernd/-erzeugend; Säuglinge würden durch den blockierten Sauerstofftransport innerlich ersticken; wird auch zur Herstellung von Rostschutzmitteln benutzt

· Kaliumnitrit KNO2, kann ebenso im Nitritpökelsalz als E249 eingesetzt werden, ist aber genauso schädlich

Nitrate

Salze der Salpetersäure

Vorkommen in der Natur

z.B. in Gewässern und im Boden, u.a. aus Düngemitteln stammend

menschengemachte Vorkommen

leider auch im Trinkwasser u.a. durch Einträge aus der Landwirtschaft

gesundheitliche Wirkung

erhöhen das Krebsrisiko [z.B. Darmkrebs]

da sie auch in Nitrite umgewandelt werden, sind sie gesundheitlich bedenklich

allgemeine Eigenschaften

· gut wasserlöslich [dissoziieren], z.B.:NaNO3 ⇄ Na+ + NO3–Ca(NO3)2 ⇄ Ca2+ + 2 NO3–NH4NO3 ⇄ NH4+ + NO3–

· sind thermisch zersetzlich und entwickeln so bei Hitze Sauerstoff – es bilden sich Nitrite; z.B.:2 KNO3 2 KNO2 + O2 ; ΔH = +n kJ · mol –1

diese Reaktion macht man sich in Feuerwerkskörpern und Sprengstoffen zu Nutze

einige Nitrate im Überblick

Kaliumnitrat KNO3 [Kalisalpeter, Salpeter] weißer, kristalliner Feststoff; Hauptbestandteil des Schwarzpulvers und von Zündgemischen, auch in Feuerwerkskörpern; zum Haltbarmachen von Lebensmitteln [umstritten]; in Düngemitteln und in Zahnpasta gegen schmerzempfindliche Zähne

Natriumnitrat NaNO3 [Chilesalpeter, Natronsalpeter] weiß, kristallin; in Stickstoffdüngemitteln und zur Lebensmittelkonservierung [u.a. Wurst, Käse; als möglicher Bestandteil des Pökelsalzes]; bei der Glasherstellung; für pyrotechnische Erzeugnisse; Zusatz zum Zement

Calciumnitrat Ca(NO3)2 [Kalksalpeter] Verwendung als Düngemittel und als Betonzusatz

Ammoniumnitrat NH4NO3 [Ammonsalpeter] farblose, hygroskopische Kristalle; entsteht z.B. durch Reaktion von Ammoniak mit Salpetersäure NH3 + HNO3 ⇄ NH4NO3 ; zerfällt durch Erhitzen in Lachgas und Wasserdampf NH4NO3 N2O + 2 H2O; wichtiger Bestandteil von Sprengstoffen und von vielen Düngemitteln; als Treibmittel in Auto-Airbags

Ammoniumsalze

natürliche Vorkommen

relativ häufig in der Natur, z.B. Ammoniumchlorid [Salmiak], Diammoniumhydrogenphosphat und Ammoniumsulfat

Darstellung

u.a. aus Ammoniak und den entsprechenden Säuren, z.B. ...

Ammoniumnitrat NH3 + HNO3 ⇄ NH4NO3

Ammoniumchlorid NH3 + HCl ⇄ NH4Cl

Ammoniumnitrat NH3 + HNO3 ⇄ NH4NO3

Ammoniumsulfat 2 NH3 + H2SO4 ⇄ (NH4)2SO4

Ammoniumsulfid 2 NH3 + H2S ⇄ (NH4)2S

Dissoziation

in wässriger Lösung in Ammoniumionen NH4+ und Säurerestionen, z.B. ...

Ammoniumnitrat NH4NO3 ⇄ NH4+ + NO3–

Ammoniumchlorid NH4Cl ⇄ NH4+ + Cl–

Ammoniumnitrat NH4NO3 ⇄ NH4+ + NO3–

Ammoniumsulfat (NH4)2SO4 ⇄ 2 NH4+ + SO42–

Ammoniumcarbonat (NH4)2CO3 ⇄ 2 NH4+ + CO32–

Ammoniumhydrogencarbonat NH4HCO3 ⇄ NH4+ + HCO3–

Nachweis von Ammoniumionen NH4+

und damit von Ammoniumsalzen

dazu ist es praktisch günstig, auf eine zu testende Stoffprobe [am besten Feststoff, z.B. ein Ammoniumsalz] Natronlauge zu tropfen – dabei entweicht Ammoniak, der mit einem mit Salzsäure befeuchteten Glasstab, den man über die Probe hält, durch Bildung eines weißen Rauches nachweisen kann...

1. Reaktion mit Natriumhydroxidlösung [Natronlauge] NH4+ + OH– ⇄ NH3 + H2O

2. Nachweis des entweichenden Ammoniaks NH3 (g) + HCl (g) ⇄ NH4Cl (s)

... so findet man schnell heraus, ob ein Ammoniumsalz vorliegt oder nicht

Hinweise auf Ammoniak bekommt man bereits durch eine Geruchsprobe nach Schritt 1 [nicht empfohlen, da Ammoniak giftig ist] bzw. einen angefeuchteten Universalindikatorstreifen, der sich blau färbt [da bei der Reaktion von Ammoniak mit Wasser Hydroxidionen entstehen] – beides sind aber keine eindeutigen Nachweise

Einige Ammoniumsalze im Überblick

Ammoniumnitrat NH4NO3 [Ammonsalpeter] farblose, hygroskopische Kristalle; entsteht z.B. durch Reaktion von Ammoniak mit Salpetersäure NH3 + HNO3 ⇄ NH4NO3 ; zerfällt durch Erhitzen in Lachgas und Wasserdampf NH4NO3 N2O + 2 H2O; wichtiger Bestandteil von Sprengstoffen und von vielen Düngemitteln; als Treibmittel in Auto-Airbags

Ammoniumchlorid NH4Cl [Salmiak] farbloses, gut wasserlösliches Salz; als Mineral Salmiak auch natürlich vorkommend; entsteht bei der Reaktion von Chlorwasserstoff mit Ammoniak NH3 + HCl ⇄ NH4Cl; für Kältemischungen, als Lötmittel [Lötstein], zum Gerben von Fellen, Bestandteil in Salmiak-Lakritz-Pastillen sowie in Hustenlösern

Lakritz ist ein Extrakt aus der Wurzel des Echten Süßholzes [einem Schmetterlingsblütler] und wird oft mit Salmiak kombiniert

Süßholz erhöht allerdings den Blutdruck

Ammoniumcarbonat (NH4)2CO3 farbloses, pulvriges Salz; auch als Backtriebmittel eingesetzt [Bestandteil des Hischhornsalzes]

Ammoniumhydrogencarbonat NH4HCO3 farbloses Salz; sehr gut wasserlöslich; auch als Backtriebmittel eingesetzt [Hauptbestandteil des Hischhornsalzes] sowie in Stickstoffdüngern

Hirschhornsalz zersetzt sich unter Hitzeeinfluss unter CO2-Entwicklung, was den Kuchenteig hochgehen lässt

thermische Zersetzung: NH4HCO3 NH3 + CO2 + H2O

Hirschhornsalz verwendet man u.a. bei Spekulatius und Lebkuchen

Ammoniumsulfat (NH4)2SO4 Düngemittelzusatz und zur Herstellung von Flammschutz- sowie Feuerlöschmitteln

Ammoniumphosphat (NH4)3PO4 als Flammschutzmittel

Diammoniumhydrogenphosphat (NH4)2HPO4 Düngemittelzusatz und zum Imprägnieren von Zündhölzern

Blausäure [Cyanwasserstoffsäure]

Geschichtliches

wurde in den NS-Vernichtungslagern [z.B. Auschwitz] zur Ermordung der Häftlinge missbraucht sowie im 1. Weltkrieg als Giftgas

Name

Blausäure geht auf den Farbstoff „Berliner Blau“ zurück

natürliche Vorkommen

u.a. in Bittermandeln und den Steinen von Aprikosen, Pfirsichen oder Kirschen; auch in Maniok und Yams [daher nicht roh verzehrbar]

Eigenschaften

farblose bis gelbliche Flüssigkeit, brennbar [hochentzündlich], gut wasserlöslich; betäubend nach Bittermandeln riechend [lähmt aber die Wahrnehmung allmählich]; hoch giftig [tödlich]; siedet bei 26°C und verdampft

Dissoziation vereinfacht nach Arrhenius

HCN ⇄ H+ + CN–

Gefahrstoffkennzeichnung

Cyanwasserstoff

Arbeits- und Brandschutz

Blausäure ist hoch giftig, ätzend und umweltschädlich.

Struktur des Cyanwasserstoffmoleküls

Molekülmodell

LEWIS-Formel

Molekülformel

HCN

Cyanide

sind Salze der Blausäure und ebenfalls tödlich giftig; z.B. Kaliumcyanid KCN [Cyankali]

das Cyanidion CN– blockiert die Sauerstoffaufnahme und ist oral oder über die Haut aufnehmbar

Lexikon einiger Fachbegriffe

Reaktionswärme

exotherm [Abgabe von Wärmeenergie] ΔH = –n kJ · mol –1 [bzw. Q = –n kJ · mol –1

endotherm [Aufnahme von Wärme] ΔH = +n kJ · mol –1 [bzw. Q = +n kJ · mol –1]

oft mit Q statt ΔH angegeben (Q für Wärmemenge); Schreibweise der Einheit kJ · mol-1 auch als kJ/mol möglich; n o.a. Buchstabe als Variable für beliebige Zahlenangabe
Bei umkehrbaren Reaktionen gilt die Angabe für die Hinreaktion[für die Rückreaktion dann das Gegenteil]!

ΔH

Änderung der Enthalpie bei einer Reaktion, also die Energiebilanz bei einer chemischen Reaktion unter konstantem Druck [Differenz der Enthalpie der Reaktionsprodukte und Ausgangsstoffe, d.h. ihrer chemischen Energien]

saure Lösung

wässrige Lösung, die Wasserstoffionen H+ enthält [diese bilden gemeinsam mit je einem Wassermolekül die Oxoniumionen H3O+] – diese färben Universalindikator [Unitest] rot; pH-Wert ist kleiner als 7

H+ + H2O ⇄ H3O+

basische [alkalische] Lösung

wässrige Lösung, die Hydroxidionen OH–
 enthält; ihr pH-Wert ist größer als 7; Beispiel: Dissoziation von NatriumhydroxidlösungNaOH ⇄ Na+ + OH–


Base [nach Brønsted]

Teilchen, die Protonen H+ aufnehmen können [Protonenakzeptoren]

Säure [nach Brønsted]

Teilchen, die Protonen H+ abgeben können [Protonendonatoren]

Protolyse [nach Brønsted]

Reaktion mit Protonenübergang; mindestens ein Proton H+ wird von einem Teilchen abgegeben [Protonendonator; Säure], das von einem anderen Teilchen [Protonenakzeptor; Base] wieder aufgenommen wird

Base [nach Arrhenius]

Stoffe die in wässriger Lösung in frei bewegliche positiv geladene Metallionen und negativ geladenen Hydroxidionen OH– dissoziieren

Säure [nach Arrhenius]

Stoffe die in wässriger Lösung in frei bewegliche positiv geladene Wasserstoffionen H+ und negativ geladenen Säurerestionen dissoziieren [die Säurerestionen der Salzsäure sind Chloridionen]

Dissoziation [dissoziieren]

Zerfall von Stoffen in frei bewegliche Ionen durch Einwirkung von Wassermolekülen; diese Eigenschaft besitzen insbesondere Säuren, Basen und Salze

· Säure, hier Salzsäure HCl ⇄ 
H+ + Cl–
dabei entstehen immer Wasserstoffionen und je nach Säure verschiedene Säurerestionen

· Metallhydroxid [Base], hier Lithiumhydroxid LiOH ⇄ 
Li+ + OH–
dabei entstehen Metallionen und in jedem Fall Hydroxidionen

· Salz [salzartiger Stoff], hier Kaliumbromid KBr ⇄ 
K+ + Br–
dabei entstehen Metallionen und Säurerestionen

umkehrbare chemische Reaktion

Einstellung eines chemischen Gleichgewichts zwischen Hin- und Rückreaktion; gekennzeichnet mit einem Doppelpfeil ⇄

Redoxreaktion

Reaktion mit Elektronenübergang; mindestens ein Elektron wird von einem Teilchen abgegeben [Reduktionsmittel; wird oxidiert], das ein anderes Teilchen [Oxidationsmittel, wird reduziert] wieder aufnimmt

Protolyse

Reaktion mit Protonenübergang [H+]

Kation

positiv geladenes Ion

Anion

negativ geladenes Ion

Ionenbindung

Art der chemischen Bindung, die auf [elektrostatischen] Anziehungskräften zwischen entgegengesetzt geladenen Ionen beruht

Ionensubstanz

Stoff, der aus Ionen besteht

Elektronenpaarbindung [Atombindung]

Art der chemischen Bindung, die auf Anziehungskräften zwischen einem gemeinsamen Elektronenpaar [negativ geladen] und den positiv geladenen Atomkernen der beteiligten Atome beruht; typische Bindung in Molekülen

polare Elektronenpaarbindung [polare Atombindung]

Atombindung, bei der das gemeinsame Elektronenpaar von einem Atom stärker angezogen wird als vom anderen; typische Bindung in Molekülen aus verschiedenartigen Atomen

Dipol, Dipolmolekül

Molekül mit Ladungsschwerpunkten, die infolge polarer Bindung entstanden [negativer Ladungsschwerpunkt δ– an dem Atom, zu dem das gemeinsame [bindende] Elektronenpaar stärker hingezogen wird; positiver Ladungsschwerpunkt δ+ an dem Atom mit der geringeren Anziehungskraft]

Aggregatzustände in Reaktionsgleichungen

(g) gasförmig [gaseous], (l) flüssig [liquid], (s) fest [solid]; (aq) wässrige Lösung

LEWIS-Formel [Elektronenformel]

chemisches Zeichen in Elektronenschreibweise [nur die Außenelektronen bzw.-elektronenpaare als Punkte bzw. Striche]

Eutrophierung

übermäßige Anreicherung von Nährstoffen z.B. in Gewässerökosystemen [führt zur Massenvermehrung von Algen, Wasserpest usw., was zum Absterben anderer Lebewesen führt]

Amine

organische Stoffe mit Aminogruppen –NH2 im Molekül [z.B. Aminosäuren, Anilin]

Guano

natürlicher Stickstoffdünger; feinkörniges Gemenge, dass aus den Exkrementen von Seevögeln [z.B. Pinguine, Tölpel, Kormorane] und Kalkstein entsteht und meistens an den südamerikanischen Küsten gewonnen wird

Chilesalpeter

Natriumnitrat NaNO3

Dimer

Molekülverbund aus 2 Molekülen

Radikal

Atom oder Molekül mit ungepaarten Außenelektronen; sehr reaktionsfähig; z.B. freie Sauerstoffatome, die mit Sauerstoff Ozon bilden oder auch Stickstoffmonooxid

hygroskopisch

wasseranziehende Wirkung

Mol [mol]

Einheit der Stoffmenge n; Quotient aus Masse und molarer Masse einer Stoffprobe; 1 mol ≈ 6,022 · 1023 Teilchen

Quellenangaben und Hinweise

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3D-Molekülmodelle wurden mit dem MolView Open-Source Project [molview.org] erzeugt.

Dieses Skript wurde speziell auf dem Niveau der Sekundarstufen I und II erstellt.