Chemie

Details

Zuletzt aktualisiert: 17. Januar 2022

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Name: Anastasia Martens, 2022-01

Vorkommen

- In geringen Mengen in der Natur zu finden (beispielsweise im Regenwasser oder in Ackererde)
- Ebenfalls im Speichel- und Nasensekret des Menschen zu finden
- Tritt vorrangig in Verbindungen auf

Eigenschaften

- Formel: HNO₂
- Aggregatzustand: flüssig
- pH-Wert: 3,29
- Dichte: 1000,00 kg/m³
- Siedetemperatur: 158 °C
- instabile Säure (zersetzt sich in kurzer Zeit in ihre Bestandteile)
- schwache Säure (pKs-Wert: 3,35)
- starkes Oxidationsmittel im sauren Milieu
- negative, toxische Wirkung auf Organismen

Synthese/ Herstellung

Birkeland-Eyde Verfahren:

Stickstoff wird in einem Erlenmeyerkolben verbrannt, was mithilfe von zwei Nägeln durchgeführt wird, die mit einer starken Stromquelle verbunden sind. Durch den starken Elektronenfluss wird Hitze erzeugt. Als Folge reagieren Sauerstoff und Stickstoff zu Stickstoffdioxid.

N₂ + 2 O₂ → 2 NO₂

Mithilfe eines Gasrohrs wird das Stickstoffdioxid in ein Reagenzglas mit Wasser geleitet. Beim Einleiten disproportioniert das Stickstoffdioxid in Salpetersäure und Salpetrige Säure.

2 NO₂ + H₂O → HNO₃ + HNO₂

Aufgrund ihrer Instabilität zerfällt die Salpetrige Säure jedoch nach sehr kurzer Zeit in ihre Bestandteile Salpetersäure und Wasser.

3 HNO₂ → HNO₃ + 2 NO + H₂O

OSTWALD-Verfahren

Zunächst wird Ammoniak in einem Kontaktofen mit dem Luftsauerstoff oxidiert. Mithilfe von Platinnetzen als Katalysator wird die Reaktion beschleunigt, um zu sichern, dass möglichst viel Stickstoffmonoxid entsteht. Dieses muss nach Reaktionsende auf Raumtemperatur abgekühlt werden, damit es nicht in seine einzelnen Bestandteile zerfällt.

4 NH₃ + 5 O₂ → 4 NO + 6 H₂O

Daraufhin wird das entstandene Stickstoffmonoxid in einem Oxidationsturm mithilfe des Luftsauerstoffs zu Stickstoffdioxid oxidiert.

2 NO + O₂ ⇌ 2 NO₂

Im letzten Schritt reagiert das Stickstoffdioxid innerhalb eines Rieselturms mit Wasser zu Salpetersäure. Als Zwischenprodukte entstehen dabei auch Stickstoffmonoxid und Salpetrige Säure.

2 NO₂ + H₂O → HNO₃ + HNO₂

3 HNO₂ → HNO₃ + 2 NO+ H₂O

2 NO + O₂ ⇌ 2 NO₂ (wie Schritt 2)

Reaktionsverhalten

Bei Erwärmung zerfällt Salpetrige Säure zu Salpetersäure und Stickstoffmonoxid.

3 HNO₂ → HNO₃ + 2 NO + H₂O

Wird Salpetrige Säure mit alkalischen Lösungen versetzt, so bilden sich stabilere Salze der salpetrigen Säure, genannt Nitrite. Beispielsweise bildet sich bei der Reaktion von Salpetriger Säure und verdünnter Natronlauge Natriumnitrit.

HNO₂ + NaOH → NaNO₂ + H₂O

Salpetrige Säure kann mithilfe starker Oxidationsmittel auch zu Salpetersäure (Oxidationsstufe +IV) oxidiert werden, da das Stickstoff-Atom der Salpetrigen Säure die Oxidationsstufe +III besitzt. Dies gelingt beispielsweise mit schwefelsaurer Kaliumpermanganat-Lösung.

2 MnO₄^- + 5 NO₂^- + 6 H⁺ → 2 Mn²⁺ + 5 NO₃^- + 3H₂O 

Verwendung 

Salpetrige Säure wird meistens in der chemischen Industrie für die Herstellung von Diazoniumsalzen (Stoffklasse organisch-chemischer Verbindungen) verwendet, die der Herstellung von Azofarbstoffen dienen.

Nachweis

Eine einfache, aber unspezifische Nachweismethode ist die Oxidation von Iodid zu Iod durch salpetrige Säure in saurer Lösung. Man bedient sich hierbei Iod-Stärke-Reaktion, wobei bereits sehr geringe Konzentrationen (wenige ppm) Salpetriger Säure durch den entstandenen Polyiodid-Stärke-Komplex mittels Blaufärbung anzeigt werden können. Hierzu wird das sogenannte Kaliumiodid-Stärkepapier benutzt.

Spezifisch können Salpetrige Säure bzw. Nitrite mit Lunges Reagenz (Lösung aus Sulfanilsäure und 1-Naphtylamin, die dem Nachweis von Nitraten bzw. Nitriten dient) nachgewiesen werden, wobei sich ein roter Azofarbstoff bildet.