Salpetrige Säure

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Strukturformel
Strukturformel von Salpetriger Säure
Allgemeines
Name Salpetrige Säure
Andere Namen
  • Hydrogennitrit
  • Stickstoff(III)-säure
Summenformel HNO2
CAS-Nummer 7782-77-6
Eigenschaften
Molare Masse 47,01 g·mol−1
Aggregatzustand

nur in kalter wässriger Lösung beständig[1]

pKs-Wert

3,29 [2]

Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung [3]
keine Einstufung verfügbar
H- und P-Sätze H: siehe oben
P: siehe oben
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.
Vorlage:Infobox Chemikalie/Summenformelsuche vorhanden

Salpetrige Säure (nach der Nomenklatur der IUPAC Hydrogennitrit genannt) ist eine nur in kalter und verdünnter wässriger Lösung beständige, mittelstarke Säure.

Synthese[Bearbeiten]

Stickstoffdioxid NO2 disproportioniert beim Einleiten in Wasser, z. B. im Rahmen des Ostwald-Verfahrens, in Salpetersäure und Salpetrige Säure:

\mathrm{2\, NO_2 + H_2O \ \rightarrow \ HNO_2 + HNO_3}

Daher kann NO2 formal als gemischtes Anhydrid von HNO2 und HNO3 betrachtet werden. In ähnlicher Weise lassen sich die Salze der Salpetrigen Säure, die Nitrite mit dem Anion NO2, durch Disproportionierung von Stickstoffmonoxid NO in konzentrierten Laugen bei hohen Temperaturen herstellen[2]:

\mathrm{4\, NO + 2\,OH^- \ \rightarrow \ N_2O + 2 \,NO_2^- + \ H_2O }

Als Zwischenprodukt entsteht hierbei Hyponitrit N2O22−, das bei den Reaktionsbedingungen instabil ist und unter Freisetzung von Distickstoffmonoxid zerfällt. Im Labormaßstab lässt sich Salpetrige Säure aus der Reaktion von verdünnter Schwefelsäure mit Bariumnitritlösung synthetisieren.[4]

Eigenschaften[Bearbeiten]

Bindungsverhältnisse der Salpetrigen Säure

Sie lässt sich nicht als Reinstoff isolieren, da sie bei Erwärmung in einer Disproportionierungsreaktion zu Salpetersäure und Stickstoffmonoxid zerfällt:[4]

\mathrm{3\ HNO_2 \ \longrightarrow \ HNO_3 + 2\ NO + H_2O}

Versetzt man Salpetrige Säure mit alkalischen Lösungen, bilden sich die stabileren Nitrite. Beispielsweise entsteht bei der Reaktion von Salpetriger Säure mit verdünnter Natronlauge Natriumnitrit:

\mathrm{HNO_2 + NaOH \ \longrightarrow \ NaNO_2 + H_2O}

Da das Stickstoffatom in der Salpetrigen Säure die Oxidationsstufe +III besitzt, kann Salpetrige Säure durch starke Oxidationsmittel zu Salpetersäure oxidiert werden (Oxidationsstufe +V). So gelingt eine Oxidation der Salpetrigen Säure mit schwefelsaurer Kaliumpermanganatlösung:

\mathrm{2\ {MnO_4}^- + 5\ {NO_2}^- + 6\ H^+ \ \longrightarrow \ 2\ Mn^{2+} + 5\ {NO_3}^- + 3\ H_2O}

Im sauren Milieu ist die Säure ein starkes Oxidationsmittel.[5]

Gasförmige Salpetrige Säure besteht aus planaren Molekülen von cis- und trans-HNO2, wobei das trans-Isomer um 2 kJ mol–1 stabiler ist.[6]

Nachweis[Bearbeiten]

Eine einfache, aber nicht spezifische Nachweismethode ist die Oxidation von Iodid zu Iod durch Salpetrige Säure in saurer Lösung[5]. Man bedient sich hierbei der Iod-Stärke-Reaktion, die schon sehr geringe Konzentrationen (wenige ppm) Salpetriger Säure durch den entstandenen Polyiodid-Stärke-Komplex mittels Blaufärbung anzeigt. Hierzu wird das sogenannte Kaliumiodidstärkepapier benutzt.

Spezifisch können Salpetrige Säure bzw. Nitrite mit Lunges Reagenz nachgewiesen werden, wobei sich ein roter Azofarbstoff bildet.

Verwendung[Bearbeiten]

Salpetrige Säure wird vor allem in der chemischen Industrie zur Herstellung von Diazoniumsalzen verwendet.[4]

Toxizität[Bearbeiten]

Salpetrige Säure ist ein Mutagen und hat eine negative Wirkung auf Organismen. Die Säure kann Cytosin in Uracil umwandeln. Uracil paart aber im Gegensatz zu Cytosin mit Adenin, weswegen sich das Basenpaar C-G nach zwei Replikationen zu T-A umwandelt (eine Punktmutation). Da Uracil jedoch in der DNA nicht vorkommt, werden solche Fehler relativ leicht erkannt und korrigiert.

Einzelnachweise[Bearbeiten]

  1. Eintrag: Salpetrigsäure. In: Römpp Online. Georg Thieme Verlag, abgerufen am 15. Juli 2014.
  2. a b Holleman-Wiberg, Lehrbuch der Anorganischen Chemie, 101. Auflage, de Gruyter Verlag, 1995, ISBN 3-11-012641-9.
  3. Diese Substanz wurde in Bezug auf ihre Gefährlichkeit entweder noch nicht eingestuft oder eine verlässliche und zitierfähige Quelle hierzu wurde noch nicht gefunden.
  4. a b c  M. Binnewies et alii: Allgemeine und Anorganische Chemie. 2. Auflage. Spektrum, 2010, ISBN 3-82742533-6, S. 491.
  5. a b  E. Schweda: Jander/Blasius: Anorganische Chemie I - Einführung & Qualitative Analyse. 17. Auflage. Hirzel, 2012, ISBN 978-3-7776-2134-0, S. 235–236.
  6.  Ralf Steudel: Chemie der Nichtmetalle: mit Atombau, Molekülgeometrie und Bindungstheorie. Walter de Gruyter, 1998, ISBN 3-11-012322-3, S. 416 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).