Salpetersäure
| Strukturformel | ||
|---|---|---|
| Datei:StructCAS7697372.PNG | ||
| Allgemeines | ||
| Name | Salpetersäure | |
| Summenformel | HNO3 | |
| Andere Namen | Scheidewasser | |
| Kurzbeschreibung | farblos (rein), hellgelb bis rötliche Flüssigkeit (je nach gelöstem Stickoxid) | |
| CAS-Nummer | 7697-37-2 | |
| Sicherheitshinweise | ||
| ätzend Datei:Gefahrensymbol O.png Ätzend und Brandfördernd | ||
| R- und S-Sätze | R: 35 S: 23.2-26-36-45 | |
| MAK | 2 ml/m3 | |
| LD50 (Mensch) | 430 mg/kg | |
| Physikalische Eigenschaften | ||
| Aggregatzustand | flüssig | |
| Farbe | farblos (rein), hellgelb bis rötliche Flüssigkeit (je nach gelöstem Stickoxid) | |
| Dichte | 1,513 g/cm3 (100%ig);
1,452 g/cm3(80%ig); 1,367 g/cm3(60%ig); 1,12 g/cm3(20%ig) | |
| Molmasse | 63,02 g/mol | |
| Schmelzpunkt | -42 °C (100%ig);
-39°C (80%ig); -22°C (60%ig); -19°C (20%ig) | |
| Siedepunkt | 86 °C (100%ig);
117°C (80%ig); 122 °C (68%ig, Azeotrop); 120°C (60%ig); 104°C (20%ig) | |
| Dampfdruck | 56 hPa (20°, 100%ig); 9,4 hPa (20°C, 68%ig) | |
| Weitere Eigenschaften | ||
| Löslichkeit | mit Wasser in jedem Verhältnis mischbar | |
| Gut löslich in | Wasser | |
| Schlecht löslich in | Lösungsmittel | |
| Unlöslich in | Lösungsmittel | |
| Analytik | ||
| Klassische Verfahren | Nitratnachweis mit Ringprobe
Nitratnachweise mit Lunges Reagenz | |
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SI-Einheiten wurden, wo möglich, verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, wurden Normbedingungen benutzt. | ||
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Salpetersäure ist die bekannteste und stabilste Sauerstoffsäure des Stickstoffs. Die chemische Formel lautet HNO3. Salpetersäure liegt in wässriger Lösung weitgehend dissoziiert vor. Ihre Salze heißen Nitrate. Als starke anorganische Säure zählt sie zu den Mineralsäuren.
Eigenschaften
Salpetersäure ist in reinem Zustand farblos. Konzentrierte Salpetersäure jedoch, zersetzt sich leicht (besonders unter Lichteinwirkung) und hat aufgrund des in ihr gelösten Stickstoffdioxids (NO2) oft einen gelblichen oder rötlichen Farbton. Reine 99%ige Salpetersäure, die freies Stickstoffdioxid enthält, wird rauchende Salpetersäure genannt. Sie wirkt stark oxidierend und kann manche leicht brennbare Stoffe entzünden.
Salpetersäure löst die meisten Metalle auf. Ausnahmen sind die Edelmetalle Gold, Platin und Iridium. Auch Titan, Zirkonium, Hafnium, Niob, Tantal und Wolfram widerstehen in Folge Ihrer Passivität der Salpetersäure. Da man somit Gold und Silber trennen konnte, wurde sie früher Scheidewasser genannt. Gemischt mit Salzsäure (Königswasser) kann sie auch diese Edelmetalle auflösen. Weiter sind Aluminium und Eisen infolge Passivierung resistent gegenüber kalter, Chrom gegenüber heißer Salpetersäure.
Physikalische Eigenschaften von HNO3/H2O-Mischungen
in Abhängigkeit von der Konzentration bei 20°C und 1,013 bar
| Gew % HNO3 | 0 | 10 | 20 | 30 | 40 | 50 | 60 | 70 | 80 | 90 | 100 |
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| Dichte (g/cm³) |
1,00 | 1,05 | 1,12 | 1,18 | 1,25 | 1,31 | 1,37 | 1,42 | 1,46 | 1,48 | 1,513 |
| Viskosität (mPa·s) |
1,00 | 1,04 | 1,14 | 1,32 | 1,55 | 1,82 | 2,02 | 2,02 | 1,84 | 1,47 | 0,88 |
| Fp (°C) | 0 | -7 | -17 | -36 | -30 | -20 | -22 | -41 | -39 | -60 | -42 |
| Kp (°C) | 100,0 | 101,2 | 103,4 | 107,0 | 112,0 | 116,4 | 120,4 | 121,6 | 116,6 | 102,0 | 86,0 |
| p(HNO3) (mbar) | 0,0 | 0,0 | 0,0 | 0,0 | 0,0 | 0,3 | 1,2 | 3,9 | 14,0 | 36,0 | 60,0 |
| p(H2O) (mbar) | 23,3 | 22,6 | 20,2 | 17,6 | 14,4 | 10,5 | 6,5 | 3,5 | 1,2 | 0,3 | 0,0 |
Herstellung
Salpetersäure wird technisch seit 1908 nach dem Ostwaldverfahren hergestellt. Es handelt sich dabei um die katalytische Oxidation von Ammoniak. Das Ammoniak-Luft-Gemisch wird rasch (1/5000s Berührungszeit) durch heiße Platin-Rhodium-Netze (Katalysator) geleitet. Bei 800°C entsteht Stickstoffmonoxid, das beim Abkühlen mit überschüssigem Sauerstoff zu Stickstoffdioxid und dann in Rieseltürmen mit Wasser zu etwa 60%iger Salpetersäure reagiert. Die 60%ige Salpetersäure kann durch Destillation bis 68% konzentriert werden, was einem Azeotrop mit Siedepunktmaximum (122°C) entspricht. Höhere Konzentrationen lassen sich durch Entwässerung mit Magnesiumnitrat (Mg(NO3)2) oder durch Behandlung von Distickstofftetroxid (N2O4) mit der stöchiometrisch nötigen Menge von Luft und Wasser erreichen.
Eine leichtere Weise ist es indem man hochkonzentrierte Schwefelsäure und ein Nitrat verwendet, man könnte ein recht billiges wie Ammoniumnitrat nehmen, doch bei diesem Nitrat ist der Nachteil, das der Stoff sehr hygroskopisch ist. Daher sollte man am besten Kaliumnitrat nehmen. Man gibt langsam den Salpeter zur Schwefelsäure, welche man in einen Rundkolben eingefüllt hat und wartet bis die Reaktion abgeschlossen ist. Nun kann man anfangen das ganze in einer Normschliff-Destille abzudestillieren. Nach dem alles destilliert ist, sollte die enstandene hochkonzentrierte Salpetersäure (100%) luftdicht verschlossen werden, bis sie zu gebrauch kommt.
Verwendung
- Salpetersäure wurde bis in die späten 1980er Jahre in der Raketentechnik als Oxidator verwendet (z.B. in der Agena Oberstufe)
Salpetersäure ist einer der wichtigsten Grundstoffe der chemischen Industrie.
- Neutralisiert mit Basen zu Nitraten als Düngesalz und Explosivstoffe
- Mit Silber zu Silbernitrat für die Photoindustrie und zum Versilbern
- Mit Salzsäure als Königwasser und Gold zu Goldsalzen zum Vergolden
- Zum Beizen und Brennen von Metallen (grafische und galvanische Technik)
- Zur Nitrierung von organischen Stoffen bei der Herstellung von Farbstoffen, Heilmitteln, Explosivstoffen und Desinfektionsmitteln
- Über die Veresterung zur Herstellung von Explosivstoffen (Sprengöl), Celluloid, Nitro- und Zaponlacke
- Über die Oxidation zu Polyester- und Polyamidherstellung (beispielsweise Nylon)
Gemische mit Schwefelsäure (zwei Teile Schwefelsäure und ein Teil Salpetersäure) werden Nitriersäure genannt und zur Nitrierung von organischen Verbindungen verwendet.
Geschichte
Bereits im 9. Jahrhundert gewann der arabische Alchimist Geber rohe Salpetersäure ("Aqua dissolutiva") durch trockenes Erhitzen von Salpeter (lat. sal petrae = Felsensalz ; KNO3), Cyprischem Vitriol (CuSO4.5H2O) und Alaun (KAl(SO4)2.12H2O; erwähnt in De inventione veritatis aus dem 12. Jahrhundert. Im 13. Jahrhundert benutzte Albertus Magnus die Salpetersäure, um Gold und Silber zu trennen ("Scheidewasser"). Schon 1225 stellte Raymund von Lullius sie fabrikmäßig durch Glühen von Salpeter mit Ton her. Später wurde Salpeter mit Eisenvitriol (FeSO4.7H2O) erhitzt, was höhere Ausbeuten bei niedrigerer Temperatur lieferte.
J. R. Glauber gewann Mitte des 17. Jahrhunderts reinen spiritus nitri durch Umsetzung und Destillation von Salpeter mit Schwefelsäure, einem bis heute gebräuchlichen Laborverfahren zur Herstellung der Salpetersäure, die im Mittelalter auch aqua fortis oder aqua valens und im englischen Sprachraum strong water genannt wurde. Als Bestandteile der Salpetersäure erkannte A. L. Lavoisier Mitte des 18. Jahrhunderts die chemischen Elemente Stickstoff und Sauerstoff. Die genaue Zusammensetzung wurde von Henry Cavendish bestimmt, dem auch die Synthese aus dem Stickstoff der Luft durch elektrische Entladung gelang.
Eine rationelle Fabrikation begann erst Anfang des 19. Jahrhunderts, als billige Schwefelsäure und Chilesalpeter in ausreichenden Mengen verfügbar waren. Auch die "Luftverbrennung" in einem elektrischen Lichbogen wurde zu einem großtechnischen Verfahren entwickelt (Birkeland - Eyde), das jedoch nur in Ländern mit billigem Strom konkurrenzfähig war. Die Katalytische Oxidation von Ammoniak über Platin wurde von C. F. Kuhlmann (1838) entdeckt. Bis zur Erfindung der Ammoniaksynthese durch Haber und Bosch blieb jedoch Ammoniak zu teuer im Vergleich zu Chilesalpeter. Zu Beginn des 20. Jahrhunderts entwickelte Wilhelm Ostwald die Herstellung von Salpetersäure aus Ammoniak zur industriellen Reife. Die billige Ammoniak-Oxidation hat heute alle anderen großtechnischen Verfahren verdrängt.