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Salpetersäure
Strukturformel und Molekülmodell
Strukturformel aus Salpetersäure
Molekülmodell aus Salpetersäure
Rauchen, fast 100 % reine Salpetersäure
Allgemeines
Molekularformel	HNO3
IUPAC-Name	Salpetersäure
Andere Namen	acidum nitricum, Hydrogennitrat, Nitrylhydroxid, aquafortis
Molmasse	63,01284 G/Maulwurf
LÄCHELN	[N ](=O)(O)[O-]
in Chile	1/HNO3/c2-1(3)4/h(H,2,3,4)/f/h2H
CAS-Nummer	7697-37-2
EG-Nummer	231-714-2
PubChem	944
Beschreibung	Starke Säure, stark ätzende Flüssigkeit
Ähnlich zu	Salpetersäure
Warnungen und Sicherheitsvorkehrungen
Achtung
H-Sätze	H272 - H314
EUH-Sätze	Nein
P-Sätze	P220 - P280- P305 P351 P338 - P310
Verkehr	Mit äußerster Vorsicht handhaben, säurebeständige Handschuhe und eine Gesichtsmaske tragen.
Lager	In einer verschlossenen Glasflasche an einem gut belüfteten Ort. Reagiert heftig mit Basen und Metallen.
EG-Indexnummer	007-004-00-1
UN-Nummer	2031
ADR-Klasse	Gefahrenklassen 5.1 und 8
MAC-Wert	2,6 ml/m³[1]
Physikalische Eigenschaften
Aggregatzustand	Flüssigkeit
Farbe	farblos bis gelb
Dichte	1,5129[1] g/cm³
Schmelzpunkt	−41,59[1] °C
Siedepunkt	83[1] °C
Dampfdruck	6000[1] pa
Gut löslich in	Wasser
Viskosität	0,746 × 10−3pa·so
Brechungsindex	1.397 (589 nm, 20°C)
Geometrie und Kristallstruktur
Dipolmoment	2,17 d
Thermodynamische Eigenschaften
ΔfhuhÖl	−207 kJ/Maulwurf
soÖl, 1 bar	146 J/Maulwurf·k
Gleichgewichtskonstante(n)	pkein = −1,4444[2]
Wenn nicht anders angegeben normale Bedingungen gebraucht (298.15k oder 25 °C, 1 Bar).
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Salpetersäure oder Wasserstoffnitrat ist ein anorganische Verbindung Mit als Bruttoformel HNO₃. Es ist ein starkanorganische Säure das hat viele technische Anwendungen. Salpetersäure ist am stabilsten Sauerstoffsäure von Stickstoff-. Im reinen Zustand ist es ein farbloses Flüssigkeit mit intensiv stechendem Geruch, der gut löslich ist in Wasser. Schadstoffe (normalerweise Stickoxide) kann der Flüssigkeit eine helle bis ockergelbe Farbe verleihen. Die Hauptanwendungen liegen in der Düngemittel- und Sprengstoffindustrie. Es ist auch im Labor für verschiedene Zwecke verwendet.

Etymologie

Der Begriff Salpeter kommt davon Lateinsal petra (Salz des Gesteins). Ursprünglich waren die Salze der Salpetersäure (hauptsächlich Natrium- und Calciumnitrat) nämlich von den Steinen drumherum Misthaufen und von Latrinen abgekratzt.

Geschichte

Salpetersäure wird erstmals im Manuskript erwähnt Die Inventione Veritatis der anonymen AlchimistPseudo-Geber, die sich auf die im 9. Jahrhundert von den arabischen Alchemisten angewandte Methode bezog Jabir ibn Hayyan angewendet wurde.^[3] Es wurde durch gemeinsames Erhitzen von Salpeter gebildet (Kaliumnitrat), blaues Vitriol (Kupfer(II)sulfat) und Alaun (Kaliumaluminiumsulfat). Im 13. Jahrhundert, Albert Magnus habe die Säure benutzt, um Gold und Silber- voneinander: Das Silber wurde aufgelöst, während das Gold unverändert blieb.

Mitte des 17. Jahrhunderts war die Synthese von Salpetersäure Johann Rudolph Glauber verbessert: es gelang ihm, die konzentrierte Säure durch die Reaktion von Schwefelsäure und Kaliumnitrat herzustellen, gefolgt von Destillation:

${displaystyle {ce {KNO3 H2SO4 -> KHSO4 HNO3}}}$

Bis heute ist dies einer in der Labor noch verwendete Synthesemethode. Die resultierende Flüssigkeit wurde dann als bezeichnet Wasserkraft oder aqua valens, was so viel bedeutet wie kraftvolles Wasser. Antoine Lavoisier versuchte im 18. Jahrhundert die atomare Zusammensetzung von Salpetersäure zu bestimmen und kam zu dem Ergebnis, dass Sauerstoff war in den Molekülen vorhanden.^[3] Die tatsächliche Zusammensetzung (nämlich Stickstoff, Sauerstoff und Wasserstoff) wurde später bestimmt durch Henry Cavendish; er zeigte, dass er es schaffen konnte, indem er elektrische Funken durch die Luft schickte und diese Luft dann durch Wasser leitete.^[3] 1903 bildete dies die Grundlage für die Birkeland-Eyde-Verfahren.

Die Massenproduktion von Salpetersäure begann im 19. Jahrhundert. Zunächst wurde die Reaktion von Schwefelsäure und Natrium- oder Kaliumnitrat verwendet, aber 1838 entdeckt Charles Frederic Kuhlmann die katalytische Oxidation von Ammoniak über einen PlatinKatalysator. Da noch keine gute Synthesemethode für Ammoniak gefunden wurde (die Haber-Bosch-Verfahren wurde erst 1909) entwickelt, eine Weiterentwicklung dieses Verfahrens stand nicht in Aussicht. Erst 1906 wurde es Ostwald-Prozess entwickelt, der noch heute zur Synthese von Salpetersäure verwendet wird.

Natürliches Vorkommen

Im freien Zustand wird Salpetersäure in sehr geringen Mengen freigesetzt Atmosphäre als Produkt der Gewitter gefunden elektrische Entladungen (Blitz). Perlmuttwolken sein Wolken die in sehr großer Höhe, in der Stratosphäre (15 bis 25 Kilometer hoch), kommen vor und bestehen zu einem geringen Teil aus kristallisierter Salpetersäure (de Temperatur bei der sich die Wolken bilden, bei −78 °C oder weniger).

Salpetersäure ist ein Bestandteil in saurer Regen, es wird gebildet durch Oxidation von Ammoniak, gefolgt von Hydrolyse.

Synthese

Laborsynthese

Im Labormaßstab Salpetersäure vor Ort werden durch die Reaktion von Schwefelsäure mit Kupfer(II)-nitrat:

${displaystyle {ce {H2SO4 Cu(NO3)2 -> CuSO4 2 HNO3}}}$

Dann wird das Reaktionsgemisch destilliert: die Fraktion bei etwa 83 °C ist Salpetersäure und wird unter vermindertem Druck gesammelt. Dieser reduzierte Druck (27 kPa) dient zum Lösen des gelösten Stickoxide aus der Salpetersäure entfernt werden.

Industrielle Synthese

Die industrielle Herstellung von Salpetersäure folgt heute hauptsächlich der Ostwald-Prozess.^[4][5] Tatsächlich war es Charles Frédéric Kuhlmann, der 1838 entdeckte, dass als Ammoniak und Luftsauerstoff in Gegenwart eines Platinkatalysators zu Stickoxid umgesetzt, das die Grundlage für die Herstellung von Salpetersäure bildet. Es dauerte bis 1906, dass Wilhelm Ostwald wendete das Verfahren großtechnisch an und absorbierte die im Wasser gebildeten NO-Gase zu Salpetersäure. Für seine Entwicklungen in der Katalyse wurde Ostwald mit dem Nobelpreis für Chemie.

Der Ostwald-Prozess besteht aus drei Schritten. Der erste Schritt betrifft die Oxidation von Ammoniak unter Verwendung eines Katalysators, bei a Temperatur von 900°C. Die Antwort ist exotherm (H = −905 kJ/mol).^[6]

${displaystyle {ce {4 NH3 5 O2 -> 4 NO 6 H2O}}}$

Das Katalysator ist ein Legierung von 90% Platin und 10 % Rhodium.^[7] Manchmal ist ein kleiner Betrag Palladium hinzugefügt. Im Ammoniak vorhandene Verunreinigungen und der Kontakt mit der Luft können zu Katalysatorvergiftung. Ohne Katalysator findet eine wichtige Nebenreaktion zwischen Ammoniak und Stickstoffmonoxid statt, was es extrem stabil macht Stickstoffgas gebildet:

${displaystyle {ce {4 NH3 6 NO -> 5 N2 6 H2O}}}$

Im zweiten Schritt wird Stickoxid auf ca. 25°C abgekühlt und weiter zu Stickstoffdioxid oxidiert:

${displaystyle {ce {2NOO2 -> 2NO2}}}$

Das entstehende Stickstoffdioxid ist schließlich hydrolysiert:

${displaystyle {ce {3 NO2 H2O -> 2 HNO3 NO}}}$

Das im letzten Schritt freigesetzte Stickoxid wird im zweiten Schritt wieder eingeführt. Die Endkonzentration der Salpetersäure beträgt etwa 50 % in Wasser. Dieser kann durch Destillation auf 68 % gesteigert werden.

Die jährliche Produktion von Salpetersäure beträgt weltweit etwa 8 Millionen Tonnen.

Funktionen und Reaktionen

Physikalische Eigenschaften

Reine und wasserfreie Salpetersäure ist eine farblose Flüssigkeit mit einer Dichte von ca. 1,5 g/ml. Bei etwa 25 °C ist die Viskosität 0,746 mPa·so. Bei einer Temperatur von −42 °C kristallisiert es weiß Kristalle. Es gibt zwei von Salpetersäure Hydrat bekannt (in festem Zustand): das Mono- und Trihydrat. Die ideale Lagertemperatur für Salpetersäure liegt unter 0 °C, da bei höheren Temperaturen Zersetzungsreaktionen. Dabei entstehen Stickoxide, die der Flüssigkeit eine charakteristische gelbe oder sogar braune Farbe verleihen.

Wenn die reine Flüssigkeit auf die trifft Himmel exponierten, weißen Dämpfen entstehen (in diesem Zusammenhang spricht man von a Rauchflüssigkeit). Enthält die Flüssigkeit bereits gelöstes Stickstoffdioxid, entstehen rotbraune nitrose Dämpfe. Rauchen von Salpetersäure besitzt a Molare Konzentration von 16 mol/l; dies ist die konzentrierteste Form von Salpetersäure bei normale Bedingungen. Salpetersäure bildet mit Wasser eine azeotrope Mischung jetzt sofort Konzentration von 68 %. Diese Mischung siedet bei 120,5 °C (unter Luftdruck).

Salpetersäure zersetzt sich unter dem Einfluss von Temperatur und Licht zu unter anderem Stickstoffdioxid:

${displaystyle {ce {4 HNO3 -> 2 H2O 4 NO2 O2}}}$

Diese Zerlegung kann Variationen in der Dampfdruck über der Flüssigkeit, da sich das entstehende Stickstoffdioxid teilweise oder vollständig in der Säure löst. Um die Zersetzung zu begrenzen, wird Salpetersäure am besten in einem braune Flasche und unter kühlen Bedingungen.

Die folgende Tabelle gibt einen Überblick über einige relevante physikalische Parameter verschiedener wässrige Lösungen Salpetersäure (bei 20 °C und 1 bar):^[8]

Chemische Eigenschaften

Die Reaktion von Salpetersäure mit Strontiumcarbonat posiert Kohlendioxid frei und führt zu a wässrige Lösung von Strontiumnitrat.

Säure-Base-Eigenschaften

Wie andere starke Säuren (Schwefelsäure und Chlorwasserstoff) löst auch Salpetersäure sehr gut in Wasser, da sie fast vollständig ist dissoziiert:

${displaystyle {ce {HNO3 H2O -> H3O^ NO3^-}}}$

Das Säurekonstante (pk_ein) von Salpetersäure beträgt etwa −1.4. Da die Säurekonstante des Hydroxonium-Ion −1.7 (und damit formal eine etwas stärkere Säure als Salpetersäure), ist die Reaktion keine vollständige Reaktion.

Mögen Wasser Salpetersäure in reinem Zustand geht auch a Autoprotolyse:

${displaystyle {ce {2 HNO3 <=> NO2^ NO3^- H2O}}}$

Salpetersäure reagiert mit Base, um (Lösungen von) Nitratsalzen zu bilden. Somit ist bei der Reaktion mit Kaliumcarbonat bildete eine Lösung von Kaliumnitrat:

${displaystyle {ce {2HNO3 K2CO3 -> 2KNO3 H2O CO2 ^}}}$

Resonanz

In Salpetersäure haben sowohl die Stickstoff- als auch die Sauerstoffatome formelle Gebühren. Als Ergebnis zwei Resonanzstrukturen möglich:

Oxidationskraft

Die Reaktion von Kupferdraht mit Salpetersäure führt zur Bildung einer blauen Kupfer(II)-nitratlösung und braunroter salpetriger Dämpfe.

Die Säure kann als hydratisierte Form von . verstanden werden Lachgas (Nein₂Ö₅). Das Stickstoffatom ist am höchsten Oxidationszustand (V) und die Verbindung ist nicht nur eine starke Säure, sondern auch eine starke Oxidationsmittel.

Salze zu Salpetersäure werden Nitrate erwähnt. Sie sind im Allgemeinen gut bis ausgezeichnet wasserlösliches. Dies macht Salpetersäure zu einem guten Mittel zum Auflösen von Metallen (die hauptsächlich in der analytische Chemie). Unter den unedlen Metallen Magnesium, Mangan und Zink ist es sauer Proton verantwortlich für diesen Lösungsprozess. In der Reaktion, Wasserstoffgas gebildet:

${displaystyle {ce {Mg 2 HNO3 -> Mg(NO3)2 H2}}}$

Bei den anderen Metallen, wie z Kupfer oder Silber-, das Nitration wirkt als Oxidationsmittel und wird gebildet Stickoxid:^[9]

${displaystyle {ce {3 Cu 8 HNO3 -> 3 Cu(NO3)2 4 H2O 2 NO}}}$

Das Stickoxid reagiert dann wieder mit Sauerstoff vom Himmel zu Stickstoffdioxid (NEIN₂). Dies ist als braun-rot sichtbar nitrose Dämpfe.

${displaystyle {ce {2NOO2 -> 2NO2}}}$

Bei der Umsetzung in konzentrierter Salpetersäure entsteht sofort Stickstoffdioxid:

${displaystyle {ce {Cu 2 HNO3 2 H^ -> Cu^2 2 NO2 2 H2O}}}$

Die Oxidationskraft der Salpetersäure wird auch durch ihre Konzentration bestimmt. Wenn Quecksilber mit einer verdünnten Lösung umgesetzt wird, Quecksilber(I)nitrat, während die Reaktion mit der konzentrierten Säure Quecksilber(II)-nitrat ergibt.

Obwohl die meisten Metalle mit der Säure zu den entsprechenden Nitraten reagieren, Halbmetalle und Metalle, die zu ihren Oxiden oxidiert sind. Dies ist der Fall bei Zinn, Arsen, Antimon und Titan: sie werden entsprechend oxidiert Zinn(IV)oxid, Arsen(V)oxid, Antimon(V)oxid und Titan(IV)oxid.^[9]

Reaktionen mit Nichtmetallen

Da Salpetersäure ein stark oxidierendes Reagens ist, reagiert es sehr heftig und exotherm mit allen arten organische Verbindungen. Salpetersäure reduziert die Nichtmetalle (außer Stickstoff, Sauerstoff, Silizium, Fluor, Chlor, Brom und der Edelgase) in ihre höchste Oxidationsstufe. Die Reaktion mit Kohlenstoff ergibt Kohlendioxid:

${displaystyle {ce {C 4 HNO3 -> CO2 4 NO2 2 H2O}}}$

di-jew wird oxidiert zu Wasserstoffjodat:^[9]

${displaystyle {ce {3 I2 10 HNO3 -> 10 NO 6 HIO3 2 H2O}}}$

Phosphor wird oxidiert zu Phosphorsäure:^[9]

${displaystyle {ce {P4 20 HNO3 -> 20 NO2 4 H3PO4 4 H2O}}}$

Schwefel wird oxidiert zu Schwefelsäure:^[9]

${displaystyle {ce {S8 48 HNO3 -> 48 NO2 8 H2SO4 16 H2O}}}$

Passivierung

obwohl Chrom, Eisen, Kobalt, Nickel und Aluminium lösen sich gut in verdünnter Salpetersäure, diese Metalle lösen sich nicht in der konzentrierten Säure. Der Grund dafür ist, dass die Metalle ihre Oberfläche durch a passivierend Schicht der entsprechenden Nitrate. Dies verhindert eine weitere Oxidation des darunterliegenden Materials.^[9] Dieses Phänomen wird auch bei Kupfer beobachtet. Beim Verdünnen mit Wasser läuft die Reaktion schlagartig sehr schnell ab und es entstehen die bekannten braunen nitrosen Dämpfe.

Anwendungen

Messkolben gefüllt mit Königswasser.

Salpetersäure ist nicht nur eine starke Säure, sondern auch ein starkes Oxidationsmittel und kann auch die edleren Metalle wie Silber und Kupfer lösen. Bei Zugabe zu konzentriertem Chlorwasserstoff wird die gebildete Lösung zu Königswasser (Königswasser) erwähnt. Diese Mischung kann Gold lösen sich auf und wird auch im Labor verwendet, um organische Rückstände zu entfernen Laborglaswaren löschen.

Bei bestimmten Typen Raketen wird es sein wie Oxidationsmittel benutzt. Salpetersäure wird bei der Herstellung von verwendet Farbstoffe und Desinfektionsmittel. Außerdem dient es als Oxidationsmittel von Cyclohexen in der Produktion von Nylon.

Basic Salze (wie Hydroxide und Karbonate) in Kombination mit Salpetersäure ergeben die entsprechenden Nitrate. Ein Beispiel ist die Reaktion zwischen Zinkhydroxid und Salpetersäure, wobei Zinknitrat wird gebildet:

${displaystyle {ce {Zn(OH)2 2 HNO3 -> Zn(NO3)2 2 H2O}}}$

Von kommerzieller Bedeutung ist die Synthese von Ammoniumnitrat, die verwendet wird als Dünger und wenn explosiv. Dieses Salz wird gebildet durch die Säure-Base-Reaktion zwischen Ammoniak und Salpetersäure:

${displaystyle {ce{NH3HNO3 -> NH4NO3}}}$

Darüber hinaus werden mehrere andere Verbindungen aus Salpetersäure synthetisiert. Ein Beispiel ist Wasserstoffazid (HN₃), die von den sorgfältigen Oxidation von Hydrazin mit einer wässrigen Salpetersäurelösung (bei 40 °C):

${displaystyle {ce {17 N2H4 16 HNO3 -> 4 HN3 4 NH4NO3 4 N2O 11 N2 32 H2O}}}$

In der veralteten Bleikammerprozess Salpetersäure wurde bei hoher Temperatur zu Stickstoffdioxid zersetzt, das schweflige Säure zu oxidieren Schwefelsäure:

${displaystyle {ce {H2SO3 NO2 -> H2SO4 NO}}}$

Mit fortgeschrittenen analytische Techniken wenn ICP-MS und ICP-AES als Matrixelement zur Bestimmung von . wird verdünnte Salpetersäure (0,5 bis 5,0 %) verwendet MetallSpuren bei Lösungen. Dafür wird sehr reine Salpetersäure benötigt, da kleinste Verunreinigungen (zB aus dem Produktionsprozess) die Messergebnisse beeinflussen können. Darüber hinaus wird die Säure auch verwendet, um Standardlösungen oder um schwer lösliche Lösungen zu erhalten (hierfür wird hochkonzentrierte Salpetersäure verwendet).

In dem Elektrochemie wird Salpetersäure zur Reinigung von Kohlenstoff-Nanoröhren.

In geringen Konzentrationen (typischerweise < 10 %) wird es verwendet, um Ahorn- und Kiefernholz künstlich zu altern.

Aromatische Nitrierung

In Kombination mit Schwefelsäure wird Salpetersäure gebildet, dass die reaktiven Nitroniumion (NEIN₂) enthält:

${displaystyle {ce {HNO3 2 H2SO4 -> NO2^ 2 HSO4^- H3O^}}}$

Dieses Reagenz wird verwendet, um aromatische Verbindungen zu Nitrieren in dem Prozess bekannt als die elektrophile aromatische Substitution. Ein Beispiel ist die Nitrierung von 2,6-Dibromphenol:

So kann TNT und Pikrinsäure werden durch die Nitrierung von jeweils Toluol und Phenol.

Veresterung mit Salpetersäure ist eine andere chemische Reaktion was oft angewendet wird. So entstehen organische Nitrate. Dieses Verfahren ist von großer industrieller Bedeutung: Zusammen mit Schwefelsäure z. Nitrozellulose und Nitroglycerin bereit.

Toxikologie und Sicherheit

Rauchen von Salpetersäure.

Salpetersäure ist sowohl eine starke Säure als auch ein starkes Oxidationsmittel; es ist sowohl irritierend als auch stark ätzend. Die Hauptgefahren sind brennt bei Kontaktaufnahme mit Haut oder der Augen. Salpetersäure hydrolysiert nämlich die Proteine und Fette (formell Amide und Ester), die schwere Gewebeschäden verursachen kann. Durch die Interaktion mit dem Keratin die Haut wird gelb. Die ablaufende Reaktion wird als Xanthoproteinreaktion bezeichnet. Das Verschlucken oder Einatmen der Dämpfe (z. B. von rauchender Salpetersäure) kann schwere innere Schäden (auch der Speiseröhre, das Atemwege und der Bauch). Intensive oder längere Exposition kann zu Blindheit, Husten, Atemprobleme und sogar die Tod. Salpetersäure ist nicht Karzinogen oder mutagen.^[10] Das LD₅₀-Wert für den Menschen beträgt 430 mg/kg.

Aufgrund ihrer stark oxidierenden Eigenschaften reagiert Salpetersäure heftig mit Zyanide, Karbide, Nitride, Phosphide, Wasserstoffperoxid, Schwefelwasserstoff, Hydrazin, Ammoniak, organische Verbindungen (Aceton, Essigsäure, Ethanol), Metalle in Pulverform, Metalloxide und Legierungen. Wenn es in Kontakt mit . kommt Terpentin, Kohle, Carbide, Cyanide, Sulfide oder Alkali Metalle kann a Explosion Performance.^[11]

Externe Links

•  Internationale Chemikaliensicherheitskarte von Salpetersäure
• (und) Daten von Salpetersäure in der GESTIS-Stoffdatenbank des Deutschen Institut für Arbeitsschutz der Deutschen Gesetzlichen Unfallversicherung (WENN EIN) (JavaScript erforderlich)

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Dieser Artikel wurde am 22. Juni 2012 veröffentlicht diese Version in der Vitrine enthalten.