Stickstoffdioxid

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Strukturformel
Strukturformel von Stickstoffdioxid
Allgemeines
Name Stickstoffdioxid
Andere Namen
  • Nitrogendioxid
  • Stickstoff(IV)-oxid
  • Stickstoffperoxid
Summenformel NO2
CAS-Nummer 10102-44-0
Kurzbeschreibung

rotbraunes, stechend riechendes Gas [1]

Eigenschaften
Molare Masse 46,01 g·mol−1
Aggregatzustand

gasförmig

Dichte
  • 3,66 g·l−1 (Gasdichte bei 0 °C) [1]
  • 1,439 g·cm−3 (flüssig am Siedepunkt)[1]
Schmelzpunkt

−11,2 °C [1]

Siedepunkt

21,2 °C [1]

Dampfdruck

963 hPa [1] (20 °C)

Löslichkeit

Hydrolyse in Wasser[1]

Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung aus EU-Verordnung (EG) 1272/2008 (CLP) [2]
04 – Gasflasche 03 – Brandfördernd 06 – Giftig oder sehr giftig 05 – Ätzend

Gefahr

H- und P-Sätze H: 270​‐​330​‐​314
P: 260​‐​280​‐​244​‐​220​‐​304+340​‐​303+361+353Vorlage:P-Sätze/Wartung/mehr als 5 Sätze 305+351+338​‐​370+376​‐​315​‐​405​‐​403 [1]
EU-Gefahrstoffkennzeichnung [3] aus EU-Verordnung (EG) 1272/2008 (CLP) [2]
Brandfördernd Sehr giftig
Brand-
fördernd
Sehr giftig
(O) (T+)
R- und S-Sätze R: 8​‐​26​‐​34
S: (1/2)​‐​9​‐​26​‐​28​‐​36/37/39​‐​45Vorlage:S-Sätze/Wartung/mehr als 5 Sätze
MAK

0,95 mg/m³ (Empfehlung)[1]

Thermodynamische Eigenschaften
ΔHf0

33,2 kJ/mol[4]

Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.
Vorlage:Infobox Chemikalie/Summenformelsuche nicht möglich

Stickstoffdioxid, NO2, ist ein rotbraunes, giftiges, stechend chlorähnlich riechendes Gas, das leicht unter Dimerisierung zu N2O4 (Distickstofftetraoxid) verflüssigt werden kann und als Spurengas in der Atmosphäre mit den höchsten Werten in Bodennähe vorkommt.

Stickstoffdioxid gehört zur Gruppe der Stickoxide.

Nitrose Gase ist die triviale Bezeichnung für ein Gemisch aus Stickstoffmonoxid (NO) und Stickstoffdioxid NO2.

Eigenschaften[Bearbeiten]

Bindungswinkel
Stickstoffdioxid

Oberhalb von 200 °C zerfällt NO2 in O2 und NO, zusätzlich ist es relativ gut löslich in Wasser und hat einen stechenden, hustenreizenden Geruch. Das rotbraune paramagnetische NO2 wirkt stark oxidierend sowie reduzierend und steht mit dem diamagnetischen farblosen Distickstofftetroxid N2O4 im Gleichgewicht, wobei sich dieses Gleichgewicht mit zunehmender Temperatur nach links verschiebt und unter 0 °C vollständig zu farblosem Distickstofftetroxid dimerisiert:

 \mathrm{2\,NO_2 \ \rightleftharpoons \ N_2O_4 \quad \Delta H=-57~{\rm kJ/mol }}

Gleichzeitig ändert sich die beim Abkühlen des Gases dessen Farbe von rotbraun bräunlich nach blassgelb. Durch dieses Gleichgewicht ändert sich auch die Dichte. Diese beträgt bei 0 °C für das ideale reine Gas NO2 2,05 g/l und für das ideale Gas N2O4 4,1 g/l. Der reale Wert von 3,6 g/l gilt somit für ein Gleichgewichtsgemisch der beiden Gase. Der kritische Punkt liegt bei 157,8 °C, 101,32 bar und 0,557 kg/l; der Tripelpunkt bei −11,20 °C und 0,1864 bar.[1]

N2O4 und NO2 verhalten sich wie das gemischte Anhydrid der Salpetersäure und der Salpetrigen Säure. Mit Alkalihydroxidlösungen bilden sie Nitrate und Nitrite, z. B:

\mathrm{ 2\,NO_2 + 2\,NaOH \ \rightarrow \ NaNO_2 + NaNO_3 +H_2O}

Bei der Einleitung von NO2 in Wasser erfolgt Disproportionierung zu Salpetersäure und Salpetriger Säure, wobei letztere in der sauren Lösung zu NO2, NO und Wasser zerfällt.

In Anwesenheit von Luft wird NO zu NO2 oxidiert, so dass letztlich das gesamte eingeleitete NO2 in Salpetersäure überführt wird:

 \mathrm{4\,NO_2 + O_2 + 2 \, H_2O \ \rightarrow\ 4\,HNO_3}

Herstellung[Bearbeiten]

Labortechnisch kann NO2 durch Erhitzen von Schwermetallnitraten hergestellt werden.[5] Technisch wird es als Zwischenprodukt bei der Salpetersäuresynthese durch Luftoxidation von NO gewonnen. Außerdem entsteht es bei der Reaktion von Salpetersäure mit Kupfer, da diese Säurereaktion nicht unter Bildung von Wasserstoff abläuft. Zudem entsteht es bei Lichtbögen an Luft, z. B. an Jakobsleitern.

Entstehung durch natürliche und industrielle Prozesse[Bearbeiten]

NO2 entsteht bei der Verbrennung fossiler Energieträger, wie Gas, Kohle und Öl, und ist daher unter anderem Bestandteil des Abgases von Kraftfahrzeugen, von Öl- und Gas-Heizkesseln sowie von Gas- und Kohlekraftwerken.

In geringerem Umfang entsteht Stickstoffdioxid bei der Papierproduktion.

NO2 verursacht die braune Färbung der Pilzwolke bei oberirdischen Nuklearwaffentests.

Stickstoffdioxid nimmt Einfluss auf die Atmosphärenchemie und den Ozongehalt in der Troposphäre.

Saurer Regen entsteht durch die Bildung von Salpetersäure (HNO3) in der Erdatmosphäre durch Reaktion von (2 NO2 + H2O → HNO3 + HNO2) oder durch Aufnahme von N2O5 in Aerosolpartikeln und nachfolgender Bildung von NO3 in der flüssigen Phase.

Gewitter sind eine natürliche Quelle von atmosphärischem Stickstoffdioxid.

Verwendung[Bearbeiten]

Stickstoffdioxid wird zur Herstellung von Salpetersäure verwendet, wozu es in Wasser eingeleitet wird und mit diesem reagiert. Sein Dimer Distickstofftetroxid wird in der Raketentechnik als Oxidationsmittel verwendet. Es dient weiterhin als nichtwässriges Lösungsmittel und wird zur Herstellung von Additionsverbindungen mit Metallen (z.B. Kupfer, Nickel) und Ammoniumnitrat (im Gemisch mit NO) verwendet.[1]

Sicherheitshinweise[Bearbeiten]

Stickstoffdioxid ist sehr giftig und wird in geringen Konzentrationen kaum wahrgenommen. Eingeatmetes Stickstoffdioxid löst Kopfschmerzen und Schwindel aus. Höhere Konzentrationen können Atemnot und Lungenödeme auslösen. Wird Stickstoffdioxid in Konzentrationen von 40-100 µg/m3 über längere Zeit eingeatmet, kommt es zu gesundheitlichen Schäden.[6]

Nitrose Gase haben einen charakteristischen stechenden Geruch und können mit Verzögerung von mehr als 24 Stunden (Latenzzeit) nach dem Einatmen noch zu einem Lungenödem führen. Bei Männern kann zudem Impotenz bei häufigerem Einatmen als Spätfolge eintreten.

Siehe auch[Bearbeiten]

Einzelnachweise[Bearbeiten]

  1. a b c d e f g h i j k Eintrag zu CAS-Nr. 10102-44-0 in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 30. März 2008 (JavaScript erforderlich)
  2. a b Eintrag aus der CLP-Verordnung zu CAS-Nr. 10102-44-0 in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA (JavaScript erforderlich).
  3. Seit 1. Dezember 2012 ist für Stoffe ausschließlich die GHS-Gefahrstoffkennzeichnung zulässig. Bis zum 1. Juni 2015 dürfen noch die R-Sätze dieses Stoffes für die Einstufung von Gemischen herangezogen werden, anschließend ist die EU-Gefahrstoffkennzeichnung von rein historischem Interesse.
  4. David R. Lide (Hrsg.): CRC Handbook of Chemistry and Physics. 90. Auflage. (Internet Version: 2010), CRC Press/Taylor and Francis, Boca Raton, FL, Standard Thermodynamic Properties of Chemical Substances, S. 5-16.
  5. G. Brauer (Hrsg.), Handbook of Preparative Inorganic Chemistry 2nd ed., vol. 1, Academic Press 1963, S. 488-9.
  6. Health Aspects of Air Pollution with Particulate Matter,Ozone and Nitrogen Dioxide (PDF; 558 kB), Report on a WHO Working Group, Bonn, Deutschland, 13. bis 15. Jänner 2003 (engl.).