Benutzer:Roland.chem/Werkeln

Nitrate

Datei:Nitrat Anion.svg

Nitrat-Anion

Salpetersäureester

Nitrate sind die Salze und Ester der Salpetersäure (HNO₃). Die Salze haben die allgemeine Zusammensetzung M^INO₃ mit M^I als einwertiges Kation. Einige der Salze werden mit dem Trivialnamen Salpeter bezeichnet. Das planare Anion NO₃^- trägt eine negative Ladung. Die Ester der Salpetersäure werden auch Salpetersäureester genannt und haben die allgemeine Struktur R–O–NO₂ mit R als organischer Rest. Einige Salpetersäureester wie z.B. Glycerintrinitrat werden oft missverständlich als Nitroglyzerin bezeichnet. Nitro-Verbindungen (R-NO₂) haben jedoch im Gegensatz zu Nitraten eine C-N-Bindung.

Beispiele

Salze der Salpetersäure Name Formel Trivialname Kaliumnitrat KNO3 Kalisalpeter Natriumnitrat NaNO3 Natronsalpeter, Chilesalpeter Bariumnitrat Ba(NO3)2 Barytsalpeter Calciumnitrat Ca(NO3)2 Mauersalpeter Ammoniumnitrat NH4NO3 Ammonsalpeter, Düngesalz Silbernitrat AgNO3 Höllenstein Aluminiumnitrat Al(NO3)3 Eisen(III)-nitrat Fe(NO3)3 Weitere Beispiele siehe Kategorie:Nitrat

Ester der Salpetersäure Name Formel Ethylnitrat Glycerintrinitrat Zellulosenitrat Weitere Beispiele siehe Kategorie:Salpetersäureester

Struktur

Das Nitrat-Ion ist "planar" gebaut. Alle Bindungswinkel O–N–O betragen 120°. Ebenso sind die Bindungslängen der N–O-Bindungen gleich lang und liegen zwischen den Längen für Einfach- bzw. Doppelbindungen. Die reale Struktur des Nitrat-Ions muss deshalb zwischen drei mesomeren Grenzstrukturen existieren:

Das Stickstoff (N) verfügt als Element der zweiten Periode über keine Oktettaufweitung durch d-Orbitale, so dass die auf den ersten Blick ungünstig erscheinenden mesomeren Grenzstrukturen mit positiven und negativen Ladungen vorliegen.

Eigenschaften

Die Salze sind gut löslich in Wasser und spielen eine wichtige Rolle als Nährstoff für Pflanzen. Nitrat-Anionen selbst sind weitgehend ungiftig. Grenzen zur Toxizität für Säugetiere und Menschen liegen in der gleichen Größenordnung wie diejenigen von Chloriden und Sulfaten, nämlich im zweistelligen Gramm-Bereich. Grosse Mengen führen — wie alle Salze — zu osmotischen Problemem (siehe: Osmoregulation). Als Lebensmittelzusatzstoffe werden Nitrate im Milligramm-Bereich verwendet.

Beim trockenden erhitzen (Schmelzen) wirken Nitrate als Oxidationsmittel. So reagiert Natriumnitrat unter Sauerstoffabspaltung zu Natriumnitrit:

Fehler beim Parsen (SVG (MathML kann über ein Browser-Plugin aktiviert werden): Ungültige Antwort („Math extension cannot connect to Restbase.“) von Server „http://localhost:6011/de.wikipedia.org/v1/“:): {\displaystyle \mathrm{2 \ NaNO_3 \ \xrightarrow{\Delta} \ 2 \ NaNO_2 \ + \ O_2}}

Bleinitrat bildet Bleioxid und Stickstoffdioxid wird freigesetzt:

$\mathrm {2\ Pb(NO_{3})_{2}\ \xrightarrow {\Delta } \ PbO\ +\ 4\ NO_{2}\ +\ O_{2}}$

Als Oxidationsmittel werden Alkalinitrate z.B. als Komponente in Schwarzpulver verwendet.

Herstellung

Nitratsalze sind durch Umsetzung von Salpetersäure beispielsweise mit Hydroxiden, Carbonaten, Metallen o. ä. leicht zugänglich:

$\mathrm {Ba(OH)_{2}\ +\ 2HNO_{3}\ \rightarrow \ Ba(NO_{3})_{2}\ +\ 2\ H_{2}O}$

Umsetzung von Salpetersäure mit Bariumhydroxid zu Bariumnitrat und Wasser

$\mathrm {K_{2}CO_{3}\ +\ 2\ HNO_{3}\ \rightarrow \ 2\ KNO_{3}\ +\ H_{2}O\ +\ CO_{2}}$

Umsetzung von Salpetersäure mit Kaliumcarbonat zu Kaliumnitrat, Wasser und Kohlendioxid

$\mathrm {Zn\ +\ 2\ HNO_{3}\ \rightarrow Zn(NO_{3})_{2}\ +\ 2\ H_{2}}$

Umsetzung von Salpetersäure mit Zink zu Zinknitrat und Wasserstoff

Nitrate sind auch durch vollständige Oxidation von Stickstoffverbindungen wie Nitriten, Ammoniak oder Hydroxylamin zugänglich.

Verwendung

Pflanzen können Nitrate als Nährstoff verwerten und werden in der Landwirtschaft als Düngemittel verwendet. Als Lebensmittelzusatzstoff kann Natriumnitrat (E 251) oder Kaliumnitrat (E 252) als Konservierungsmittel z.B. zum Pökeln von Fleisch- und Wurstwaren verwendet werden. Kaliumnitrat ist Bestandteil des Schwarzpulvers (Sprengsalpeter). Es werden gegebenenfalls auch andere Nitrate ersetzt werden, wenn farbige Lichteffekte in der Pyrotechnik gewünscht werden.

Vorkommen

Nitrate sind in der Biosphäre / Hydrosphäre allgegenwärtig. Abbauwürdige Mengen von Nitraten finden hauptsächlich in Form von Natriumnitrat. Der Hauptfundort dieses Salzes ist Chile, daher auch der Trivialname Chilesalpeter. Weitere natürliche Vorkommen gibt es in Ägypten, Kleinasien, Kolumbien und Kalifornien. Nitrate der häufigen Alkali- und Erdalkalimetalle kommen in natürlicher Form als Chile-, Kalk- oder Kalisalpeter vor.

Bildung und Abbau von Nitraten

Im Boden und in Gewässern werden Nitrate durch bakterielle Nitrifikation gebildet. Als Endprodukt eines Prozesses entstehen sie durch Zersetzung insbesondere eiweißhaltiger Stoffe. Die Oxidation durch Bakterien der Gattung Nitrosomonas führen von Ammoniak zu Nitriten, welche durch Bakterien der Gattung Nitrobakter zum Nitraten oxidiert werden. Bei Mangel an Sauerstoff führt hingegen bakterielle Denitrifikation zu elementarem Stickstoff.

Düngung

Das Nitrat kann direkt von pflanzlichen Organismen als Stickstoffquelle aufgenommen und verwertet werden. In der Landwirtschaft wurde in den

• Dünger
• Gülle-Wirtschaft forciert.
• sauerstoffarmen Verhältnissen, wie sie in Kläranlagen und in tieferen Schichten von Seen auftreten, findet eine bakterielle Nitratreduktion zu Nitrit statt.

Die Folge war ein drastischer Anstieg des Nitratgehaltes im Grundwasser. In vielen Gegenden wurde dadurch die Gewinnung von Trinkwasser gefährdet. Eutrophierung, Besonders bei Gewässern mit geringer Fließgeschwindigkeit kann im Zusammenwirken mit Phosphorverbindungen ein vermehrtes Algenwachstum beobachtet werden.

• EU-Nitratrichtlinie auf die ökologische Bedeutung reagiert.

Bei übermäßigem Eintrag verschiebt sich der Nährstoffhaushalt oligotropher Standorte (Böden, Gewässer) zugunsten eutropher Bedingungen, wodurch nitrophytische Pflanzengesellschaften bevorzugt werden. Damit geht eine Reduktion von Biodiversität einher.

Trinkwasser

Der aktuelle Grenzwert für NO₃⁻ liegt laut der deutschen Trinkwasserverordnung bei 50 mg/L, laut der schweizerischen Gewässerschutzverordnung bei 25 mg/L. Wässer, die diesen Grenzwert überschreiten, werden von Wasserversorgern oft mit nitratärmerem Wasser vermischt, um den Grenzwert einzuhalten.

Gesundheitliche Bedeutung

Die Ursache für gesundheitliche Risiken liegt in der Gefahr einer Reduktion des Nitrats zu Nitrit. Diese ist gegeben, wenn der Darm durch entsprechende Bakterien fehlbesiedelt ist, die eine solche Reduktion durchführen können. Insbesondere bei Säuglingen bis zum sechsten Monat besteht die Gefahr einer akuten Vergiftung. Die Erstlingsflora des Darmes kann bevorzugt auch Nitrit-bildende Bakterien enthalten. Auch beim Tränkewasser von Wiederkäuern (z. B. Rindern) besteht durch Nitratreduktion im Pansen eine akute Gefahr der Nitritvergiftung. Hier werden sogar Nitratkonzentrationen über 20 mg/L als gefährlich betrachtet. Zur Toxizität von Nitriten siehe ebenda.

In der Aquaristik bedeutet ein zu hoher Nitrat-Wert des Wassers eine Gefährdung der niederen Wassertiere (Korallentiere etc.), die mitunter zum Tode führen kann. Für die Fische sind dagegen auch mehrere Hundert mg/L ungefährlich.

Salpetersäureester

• Instabile org. Verbindungen -> Sprengstoffe. Organische Nitrate - Salpetersäureester - sind häufig stark endotherme Verbindungen, die sich explosionsartig zersetzen können. Daher finden einige von ihnen als Explosivstoffe Verwendung (Nitropenta, Glycerintrinitrat).

Nitrierungsmittel in der organischen Synthese.

Die Ester der Salpetersäure werden durch eine Veresterung eines Alkohols mit Salpetersäure erhalten.

• Nitrierung, Nitriersäure, Nitryl-Kation NO₂⁺
• Die Substiution an einem Alkohol verläuft analog:

Nachweise

• Ringprobe
• Devarda-Legierung
• Lunges Reagenz

Literatur

• Ulrich Rohmann und Heinrich Sontheimer: Nitrat im Grundwasser, Karlsruhe 1985

Weblinks

• Nitrat, Nitrit und Nitrosamine: Alles Wurscht?
• Informationen der Behörden über Nitrat im Trinkwasser (Schweiz)
• Nitratnachweis mit Diphenylamin

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Bunte Bildchen

Stellungsisomere
Linolsäure	cis-cis-Fettsäure	Nicht konjugierte Doppelbindungen
Octadeca-9c,12c-diensäure		—C=C—C—C=C—
Derivate der Linolsäure	cis-trans-Fettsäuren	Konjugierte Doppelbindungen
Octadeca-9c,11t-diensäure		—C=C—C=C—
Octadeca-10t,12c-diensäure		—C=C—C=C—
Stearinsäure	gesättigte Fettsäuren	keine Doppelbindung
Octadecansäure		—C—C—C—C—C—

Liste

• Elaidinsäure, ,
• Ölsäure, ,
• Linolsäure, , en:Linoleic acid -> Hydrierung -> Stearinsäure,
  • • Konjugierte Linolsäure; , ,
• Linolensäure, Stoffgruppe, , en:Linolenic acid
• Vaccensäure, trans-, , en:Vaccenic acid, CAS: 693-72-1
• Isovaleriansäure
• 
• Gluconsäure_Anion Datei:Gluconsäure Anion.svg
• Gluconsäure

Beispiel

ungesättigte Fettsäuren
trans-Fettsäuren	cis-Fettsäuren
Elaidinsäure ist eine trans-Fettsäure, ist Bestandteil des Milchfetts und wird oft in gehärteten Pflanzenölen gefunden. Der Schmelzpunkt liegt bei 46.5 °C.	Ölsäure ist cis-Fettsäure, die zu 55-80% in Olivenöl enthalten ist. Diese Fettsäure hat einen Schmelzpunkt bei 13.5 °C.