Calciumnitrat
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| Allgemeines | ||||||||
| Name | Calciumnitrat | |||||||
| Andere Namen |
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| Summenformel |
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| Kurzbeschreibung |
farblose, zerfließende, monokline Prismen (Tetrahydrat)[1] | |||||||
| Externe Identifikatoren/Datenbanken | ||||||||
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| Eigenschaften | ||||||||
| Molare Masse | 164,09 g·mol−1 | |||||||
| Aggregatzustand |
fest | |||||||
| Dichte | ||||||||
| Schmelzpunkt | ||||||||
| Löslichkeit |
gut in Wasser (1470 g·l−1 bei 0 °C, 2710 g·l−1 bei 40 °C als Tetrahydrat)[2] | |||||||
| Sicherheitshinweise | ||||||||
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| Toxikologische Daten | ||||||||
| Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen. | ||||||||
Calciumnitrat ist das Calciumsalz der Salpetersäure und hat die Summenformel Ca(NO3)2. „Kalk- oder Norgesalpeter“ wird als Düngemittel verwendet.
Vorkommen
Calciumnitrat entsteht, wenn Ammoniumnitrat aus Tierdung durch Feuchtigkeit Mauern durchdringt und mit dem Kalk aus dem Mörtel reagiert. So entsteht das sogenannte Mauersalz oder Mauersalpeter, das die Wände langsam zerstört. In der Geschichte gab es Salpeterer, die herumwanderten und dieses Salz von den Mauern kratzten, säuberten und verkauften. Auf Grund seines hohen Wasseranziehungsvermögens ist es nicht direkt verwendbar, sondern muss zu Kaliumnitrat konvertiert werden. Aus diesem Produkt wurde dann Schwarzpulver hergestellt.
Wegen fluoreszierender Eigenschaften war es im 17. Jahrhundert nach dem Entdecker Christian Adolf Balduin auch als Balduins Phosphor bekannt.
Das Tetrahydrat von Calciumnitrat kommt natürlich in Form des Minerals Nitrocalcit vor.
Gewinnung und Darstellung
Calciumnitrat lässt sich aus Calciumcarbonat bzw. Calciumoxid und Salpetersäure darstellen:
Die Reaktion von Calcium mit Salpetersäure ist ebenso möglich:
Calciumnitrat bildet zudem auf Mauern eine Art weißen Schleier, der die Konsistenz von Watte hat. Man kann es mit einem Besen abfegen oder mit einem Spachtel abkratzen. Das Salz wird in Wasser gelöst, die Verunreinigungen sinken dann auf den Boden. Die Salzlösung wird abgegossen, vorsichtig eingedampft und getrocknet. Es ist jedoch meist mit anderen Salzen verunreinigt.
Siehe: Salpetersieder
Eigenschaften
Calciumnitrat ist ein weißer, hygroskopischer, oxidierender Feststoff, der sehr leicht löslich in Wasser ist. Es bildet eine Reihe vn Hydraten so ein Di-, Tri- und Tetrahydrat.[4] Die Verbindung zersetzt sich bei Erhitzung, wobei Sauerstoff und Stickstoffoxide entstehen. So beginnt die Kristallwasserabspaltung des Tetrahydrats bei Temperaturen über 100 °C, oberhalb von 130 °C erfolgt Sauerstoffabspaltung und ab 225 °C beginnende Zersetzung zu Calciumoxid.[2] Als Tetrahydrat bildet es farblose, zerfließende, monokline Prismen.[1]
Das Tetrahydrat hat eine monokline Kristallstruktur mit der Raumgruppe P21/n (Raumgruppen-Nr. 14, Stellung 2) und ist dimer.[5] Es existiert jedoch auch eine zweite monokline Form des Tetrahydrates mit der Raumgruppe P21/c (Raumgruppen-Nr. 14).[6] Das Anhydrat besitzt eine kubische Kristallstruktur mit der Raumgruppe Pa3 (Raumgruppen-Nr. 205).[7]
Verwendung
Calciumnitrat wird neben seinem Einsatz als Düngemittel auch als Bestandteil von Kühlsolen und von Koagulierungsbädern von Latex empfohlen. Außerdem findet es Verwendung als Ausgangsmaterial zur Herstellung anderer Calciumverbindungen oder Calcium-haltiger Materialien, z. B. Calciumphosphat, Calciumsilicat-Nanokristalle, Hydroxylapatit-Fasern sowie elektrisch leitfähigen Keramikmaterialien. Es findet auch Verwendung bei der Herstellung von pyrotechnischen Artikeln (Sprengschlämme[8]), Knochenimplantaten und in der Elektronikindustrie für Radioröhren.[1]
Einzelnachweise
- ↑ a b c Eintrag zu Calciumnitrat. In: Römpp Online. Georg Thieme Verlag
- ↑ a b c d e f g h i Eintrag zu Calciumnitrat in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA (JavaScript erforderlich)
- ↑ David R. Lide (Hrsg.): CRC Handbook of Chemistry and Physics. 90. Auflage. (Internet-Version: 2010), CRC Press / Taylor and Francis, Boca Raton FL, Physical Constants of Inorganic Compounds, S. 4-55.
- ↑ C. Doelter: Die Elemente und Verbindungen von: Ti, Zr, Sn, Th, Nb, Ta, N, P, As, Sb, Bi, V und H Band III. Erste Abteilung. Springer-Verlag, 2013, ISBN 978-3-642-49781-0, S. 290 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).
- ↑ B. Ribár, V. Divjaković: A new crystal structure study of Ca(NO3)2.4H2O. In: Acta Crystallographica Section B Structural Crystallography and Crystal Chemistry. Band 29, Nr. 7, 15. Juli 1973, ISSN 0567-7408, S. 1546–1548, doi:10.1107/S0567740873004929.
- ↑ Richard C. Ropp: Encyclopedia of the Alkaline Earth Compounds. Newnes, 2012, ISBN 0-444-59553-8, S. 219 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).
- ↑ Angel Vegas: Inorganic 3D Structures. Springer, 2011, ISBN 978-3-642-20341-1, S. 48 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).
- ↑ Josef Köhler, Rudolf Meyer, Axel Homburg: Explosivstoffe. Zehnte, vollstandig uberarbeitete Auflage. John Wiley & Sons, 2012, ISBN 3-527-66007-0 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).