Salpetersäure und Nitrate einfach erklärt: Eigenschaften

Wusstest du, dass dieselbe Chemikalie, die Pflanzen zum Wachsen bringt, auch Berge sprengen kann? Salpetersäure und Nitrate sind der Schlüssel zu Düngemitteln, die Milliarden Menschen ernähren, aber auch ein Hauptbestandteil von Sprengstoffen wie Dynamit.

In diesem Artikel schauen wir uns an, was Salpetersäure so besonders macht, wie man sie im großen Maßstab herstellt und wofür ihre Salze, die Nitrate, in der Industrie und im Labor verwendet werden.

Schnellantwort

Salpetersäure ($\text{HNO}_3$) ist eine starke, farblose Säure, die in Wasser vollständig zu Oxonium- und Nitrationen dissoziiert. Ihre Salze nennt man Nitrate. Sie werden großtechnisch aus Ammoniak hergestellt und weltweit vor allem als Düngemittel sowie für die Produktion von Sprengstoffen eingesetzt.

Vorwissen

• Säuren nach Brønsted: Säuren sind Teilchen, die Protonen ($\text{H}^+$) abgeben können.

  Beispiel: Salzsäure ($\text{HCl}$) gibt in Wasser ein Proton ab und bildet $\text{H}_3\text{O}^+$.

• Massenanteil ($w$): Gibt an, wie viel Prozent der Masse einer Lösung aus dem reinen Stoff bestehen.

  Beispiel: Eine Lösung mit $w = 10\ \%$ enthält $10\ \text{g}$ des gelösten Stoffes in $100\ \text{g}$ der Gesamtlösung.

Aufgabentyp 1: Eigenschaften und Verhalten in Wasser

Um die Reaktionen von Salpetersäure zu verstehen, betrachten wir zunächst ihre Eigenschaften. Reine Salpetersäure ($\text{HNO}_3$) ist eine farblose Flüssigkeit, die bei $84\ ^\circ\text{C}$ siedet. Wenn sie an der Luft steht, bildet sie weiße Nebel. Deshalb nennt man sie auch „rauchende Salpetersäure“. Im Labor verwenden wir meistens konzentrierte Salpetersäure. Das ist eine wässrige Lösung mit einem Massenanteil von $w = 65$ bis $69\ \%$.

Wenn Salpetersäure mit Wasser gemischt wird, reagiert sie als starke Säure. Sie gibt ein Proton an das Wasser ab. Dabei entstehen hydratisierte (von Wasser umhüllte) Oxoniumionen und Nitrationen:

$\textcolor{#08BFFF}{\text{H}}\text{NO}_3 + \text{H}_2\text{O} \to \text{NO}_3^- + \textcolor{#08BFFF}{\text{H}}_3\text{O}^+$

Durch diese vollständige Reaktion liegen in verdünnter Salpetersäure keine intakten $\text{HNO}_3$-Moleküle mehr vor, sondern nur noch Ionen.

Aufgabentyp 2: Industrielle Herstellung von Salpetersäure

Die großtechnische Produktion von Salpetersäure ist ein zentraler Prozess in der chemischen Industrie. Früher nutzte man das sogenannte Lichtbogenverfahren („Luftverbrennung“). Dabei wurden Stickstoff und Sauerstoff aus der Luft bei über $3000\ ^\circ\text{C}$ in einem elektrischen Lichtbogen zur Reaktion gebracht:

$2\ \text{N}_2 + 2\ \text{O}_2 \to 4\ \text{NO}$

Diese Reaktion ist stark endotherm, sie benötigt also extrem viel Energie. Wegen des riesigen Stromverbrauchs wird dieses Verfahren heute nicht mehr genutzt.

Merksatz: Salpetersäure wird heute großtechnisch aus Ammoniak hergestellt.

Schritt-für-Schritt-Anleitung

Das moderne Verfahren läuft in drei Schritten ab:

1. Verbrenne Ammoniak ($\text{NH}_3$) mit Sauerstoff an einem Platin-Katalysator zu Stickstoffmonoxid: $4\ \text{NH}_3 + 5\ \text{O}_2 \to 4\ \text{NO} + 6\ \text{H}_2\text{O}$
2. Lasse das entstandene Stickstoffmonoxid ($\text{NO}$) mit weiterem Sauerstoff zu Stickstoffdioxid reagieren: $4\ \text{NO} + 2\ \text{O}_2 \to 4\ \text{NO}_2$
3. Setze das Stickstoffdioxid mit Wasser und Sauerstoff zur fertigen Salpetersäure um: $4\ \text{NO}_2 + \text{O}_2 + 2\ \text{H}_2\text{O} \to 4\ \text{HNO}_3$

Aufgabentyp 3: Nitrate: Die Salze der Salpetersäure

Die Salze der Salpetersäure spielen eine ebenso wichtige Rolle wie die Säure selbst.

Merksatz: Die Salze der Salpetersäure heißen Nitrate.

Natürliche Vorkommen gibt es zum Beispiel als Kaliumnitrat (Kalisalpeter) in Indien und China oder als Natriumnitrat (Chilesalpeter) in der trockenen Atacama-Wüste in Chile.

Merksatz: Nitrate werden heute hauptsächlich zur Produktion von Dünger verwendet.

Darüber hinaus braucht die Industrie Salpetersäure und Nitrate für die Herstellung von Medikamenten, Pestiziden, Farbstoffen, Kunststoffen und Sprengstoffen (wie Dynamit).

Im Chemielabor hat ein spezielles Nitrat eine wichtige Aufgabe: Silbernitrat ($\text{AgNO}_3$). In Wasser gelöst, wird es als Nachweismittel verwendet, um Halogenide (wie Chlorid in Kochsalz) aufzuspüren.

Aufgabentyp 4: Nachweis von Halogeniden mit Silbernitrat

Ein klassisches Experiment im Labor ist der Nachweis von Halogeniden mithilfe von Nitraten.

Zweck: Sichtbarmachen von unsichtbaren Chlorid-Ionen durch eine Fällungsreaktion mit Silbernitrat.

Materialien: Reagenzglas, $5\ \text{mL}$ verdünnte Kochsalzlösung (enthält Chlorid-Ionen), $3\ \text{Tropfen}$ Silbernitratlösung ($0{,}1\ \text{mol/L}$).

⚠️ Sicherheitshinweis: Silbernitratlösung verursacht hartnäckige schwarze Flecken auf der Haut und Kleidung und ist giftig für Wasserorganismen. Schutzbrille und Handschuhe tragen. Reste im Schwermetallabfall entsorgen.

Schritt-für-Schritt-Anleitung

Durchführung:

1. Fülle $5\ \text{mL}$ der Kochsalzlösung in das Reagenzglas.
2. Gib $3\ \text{Tropfen}$ der Silbernitratlösung hinzu.

Beobachtung: Sofort nach der Zugabe der Tropfen bildet sich ein flockiger, weißer Niederschlag in der vorher klaren Flüssigkeit.

Erklärung: Die Silberionen aus dem Silbernitrat verbinden sich mit den Chloridionen zu Silberchlorid. Da Silberchlorid nicht in Wasser löslich ist, fällt es als weißer Feststoff aus.

Wichtige Erkenntnisse

• Reine Salpetersäure ($\text{HNO}_3$) ist eine farblose, an der Luft rauchende Flüssigkeit.
• In Wasser dissoziiert sie vollständig zu Oxonium- und Nitrationen.
• Die moderne Herstellung erfolgt aus Ammoniak ($\text{NH}_3$) an einem Platin-Katalysator.
• Die Salze der Salpetersäure heißen Nitrate und werden vor allem als Düngemittel eingesetzt.
• Silbernitrat ($\text{AgNO}_3$) dient im Labor zum Nachweis von Halogeniden.