EL-MO Elemente und Moleküle, Schulbuch

124 124 Salpetersäure – Eigenschaften – Schwarzpulver Salpetersäure – HNO 3 Salpetersäure gehört zu den technisch wichtigsten Säuren. Reine Salpetersäu- re zerfällt unter Lichteinfluss teilweise in Wasser, Stickstoffdioxid und Sauerstoff. Das Stickstoffdioxid löst sich und färbt die Säure rot. Sie wird auch rote oder rauchende Salpetersäure genannt. Sie ist sehr gefährlich (NO 2 , ein starkes Lun- gengift) und kommt in mit Kunststoff ummantelten Glasflaschen in den Handel. „Konzentrierte Salpetersäure“ ist 69%ig. Sie enthält die höchste HNO 3 - Konzent- ration, die man aus verdünnten Lösungen durch Destillation erzeugen kann, da 69%ige Salpetersäure wie ein Reinstoff siedet, also ihre Konzentration im Dampf dieselbe ist wie in der Flüssigkeit. Üblicherweise wird Salpetersäure für das Labor höchstens in dieser Konzentration verkauft. Eigenschaften der Salpetersäure HNO 3 ist eine starke Säure und ein starkes Oxidationsmittel (= entzieht anderen Stoffen zB Metallen Elektronen). In konzentrierter Form wirkt sie brandfördernd. Sie greift alle Metalle außer Gold und Platinmetalle (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt) an. Dabei reagiert sie zu Stickstoffoxiden. Je nach Konzentration entstehen NO oder NO 2 . Sie wird zum Trennen von Gold/Silber Legierungen verwendet. Silber reagiert zu Silbernitrat und Gold wird nicht angegriffen. Daher nannte man Salpetersäure früher auch „Scheidewasser“ (Abscheiden von Gold aus der Legierung). Auch mit vielen anderen Stoffen bildet konzentrierte Salpetersäure die giftigen Stickstoffoxide. Daher sind solche Reaktionen nur unter dem Abzug durchzufüh- ren (Abb. 124–2) Schwarzpulver Ihren Namen hat Salpetersäure von Salpeter (Sal = Salz, Petrus = Fels) dem alten Namen des Kaliumnitrats. Dieses wurde aus Mauersalpeter (Calciumnitrat) und Pottasche (Kaliumcarbonat) hergestellt („Salpetersieden“ siehe Abb. 124–3) und als reaktiver Bestandteil im Schwarzpulver verwendet. Ca(NO 3 ) 2 + K 2 CO 3 → CaCO 3 + 2 KNO 3 Das Schwarzpulver, eine Mischung aus Salpeter (Kaliumnitrat), Schwefelpulver und Holzkohlestaub wurde im 11. Jh. in China erfunden und kam wahrscheinlich im 13. Jh. über die Mongolen nach Europa. Durch seine Eignung als Schießpulver wurde im Spätmittelalter die bis dahin vorherrschende Kriegstechnik obsolet. Frühere Herstellung der Salpetersäure Natriumnitrat, welches in großen Lagerstätten in der Atacamawüste in Chile vorkommt, wird Chilesalpeter genannt. Aus diesem gewann man Salpetersäure durch Erhitzen mit Schwefelsäure. Dies war lange Zeit die einzige Salpetersäure- gewinnungsmethode. Da Salpetersäure eine zentrale Rolle sowohl bei der Düngemittelherstellung, als auch bei der Produktion von Sprengstoffen spielt, war Chilesalpeter ein strate- gisch bedeutsamer Rohstoff. Dies spielte in Deutschland während des ersten Weltkrieges eine wichtige Rolle, da die Mittelmächte durch die englische Seeblo- ckade von Chilesalpeterlieferungen abgeschnitten waren. Es war schon seit 1838 durch Kuhlmann bekannt, dass sich Ammoniak mit Platinkatalysatoren zu NO verbrennen lässt, von wo aus Salpetersäure leicht zugänglich wird. Dieser Weg wurde von Wilhelm Ostwald zu Beginn des 20. Jahrhunderts zum Industriever- fahren entwickelt, aber es fehlte eine ergiebige Ammoniakquelle. Daher wurde von der Deutschen Chemischen Industrie die Entwicklung der Ammoniaksynthe- se mit Hochdruck vorangetrieben. Fritz Haber entwickelte 1908 die theoretischen Grundlagen zur Ammoniak-Synthese, Carl Bosch setzte sie 1913 in die Industrielle Produktion um (siehe S. 100). Mit der Lösung des Ammoniakproblems war auch Salpetersäure ohne Chilesalpeter zugänglich. Im Jahr 1914 gab es einen Vertrag zwischen der BASF und der Deutschen Heeresleitung, der als „Salpeterverspre- chen“ bezeichnet wurde. Die BASF bekam finanzielle Mittel und garantierte die Lieferung von Salpeter (bzw. Salpetersäure). Die Produktion konnte allerdings erst 1917, also gegen Ende des Krieges, mit dem Bau neuer Werke (Merseburg, Leuna) den Bedarf annähernd decken. Abb. 124–1: Eigenschaften der Salpetersäure Konzentrierte Salpetersäure ist ein azeotro- pes (nicht durch Destillation trennbares) Gemisch von 68 % Säure mit Wasser. Festpunkt (als Monohydrat) –37,6 °C Kochpunkt (69%ige Lösung) 121,8 °C Dichte 1,41 g/cm 3 Gutes Oxidationsmittel (konz. HNO 3 ) Wasserfreie Salpetersäure Festpunkt –41,6 °C Kochpunkt 82,6 °C Dichte 1,50 g/cm 3 Wasserfreie Salpetersäure zersetzt sich leicht. Dabei bildet sich NO 2 , das gelöst bleibt und die Säure rot färbt ⇒ „rau- chende Salpetersäure“ HNO 3 Abb. 124–2: Stickstoffoxide – gebildet bei der Reaktion von HNO 3 mit Kupfer Abb. 124–3: Salpetersieder Nur zu Prüfzw cken – Eigentum des Verlags öbv