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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.