Salpetersäure 2 mol/l (2N) Maßlösung

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Salpetersäure ist die anorganische Verbindung mit der Formel HNO3. Es ist eine stark ätzende Mineralsäure. Die Verbindung ist farblos, aber ältere Proben neigen aufgrund der Zersetzung in Stickoxide zu einem Gelbstich. Die meisten handelsüblichen Salpetersäuren haben eine Konzentration von 68 % in Wasser. Wenn die Lösung mehr als 86 % HNO3 enthält, spricht man von rauchender Salpetersäure. Abhängig von der Menge an vorhandenem Stickstoffdioxid wird rauchende Salpetersäure weiter als rote rauchende Salpetersäure bei Konzentrationen über 86 % oder als weiße rauchende Salpetersäure bei Konzentrationen über 95 % charakterisiert.

Salpetersäure ist das primäre Reagenz für die Nitrierung – die Addition einer Nitrogruppe, typischerweise an ein organisches Molekül. Während einige resultierende Nitroverbindungen stoß- und wärmeempfindliche Sprengstoffe sind, sind einige stabil genug, um in Munition und Sprengungen verwendet zu werden, während andere noch stabiler sind und als Pigmente in Tinten und Farbstoffen verwendet werden. Salpetersäure wird auch häufig als starkes Oxidationsmittel verwendet.
Physikalische und chemische Eigenschaften

Kommerziell erhältliche Salpetersäure ist mit Wasser bei einer Konzentration von 68 % HNO3 ein Azeotrop. Diese Lösung hat eine Siedetemperatur von 120,5 °C (249 °F) bei 1 atm. Es ist als "konzentrierte Salpetersäure" bekannt. Das Azeotrop aus Salpetersäure und Wasser ist bei Raumtemperatur eine farblose Flüssigkeit.

Zwei feste Hydrate sind bekannt: das Monohydrat HNO3·H2O oder Oxoniumnitrat [H3O]+[NO3]− und das Trihydrat HNO3·3H2O.

Gelegentlich ist eine ältere Dichteskala zu sehen, in der konzentrierte Salpetersäure mit 42 Baumé angegeben ist.

Verunreinigung mit Stickstoffdioxid

Salpetersäure unterliegt thermischer oder leichter Zersetzung und wurde aus diesem Grund oft in Braunglasflaschen gelagert:

4 HNO3 → 2 H2O + 4 NO2 + O2

Diese Reaktion kann zu einigen nicht vernachlässigbaren Schwankungen des Dampfdrucks über der Flüssigkeit führen, da sich die erzeugten Stickoxide teilweise oder vollständig in der Säure lösen.

Das Stickstoffdioxid (NO2) bzw. Distickstofftetroxid (N2O4) bleibt in der Salpetersäure gelöst und färbt diese bei höheren Temperaturen gelb oder sogar rot. Während die reine Säure dazu neigt, an der Luft weiße Dämpfe abzugeben, gibt Säure mit gelöstem Stickstoffdioxid rotbraune Dämpfe ab, was zu den gebräuchlichen Namen "rote rauchende Salpetersäure" und "weiße rauchende Salpetersäure" führt. Stickoxide (NOx) sind in Salpetersäure löslich.

Salpetersäure rauchen
Handelsübliche rauchende Salpetersäure enthält 98 % HNO3 und hat eine Dichte von 1,50 g/cm3. Diese Sorte wird häufig in der Sprengstoffindustrie verwendet. Es ist weder so flüchtig noch so korrosiv wie die wasserfreie Säure und hat eine ungefähre Konzentration von 21,4 M.

Rote rauchende Salpetersäure oder RFNA enthält erhebliche Mengen an gelöstem Stickstoffdioxid (NO2), wodurch die Lösung eine rotbraune Farbe hat. Aufgrund des gelösten Stickstoffdioxids ist die Dichte der rot rauchenden Salpetersäure mit 1,490 g/cm3 geringer.

Eine inhibierte rauchende Salpetersäure, entweder weiße inhibierte rauchende Salpetersäure (IWFNA) oder rote inhibierte rauchende Salpetersäure (IRFNA), kann durch Zugabe von 0,6 bis 0,7 % Fluorwasserstoff (HF) hergestellt werden. Dieses Fluorid wird zur Korrosionsbeständigkeit in Metalltanks hinzugefügt. Das Fluorid erzeugt eine Metallfluoridschicht, die das Metall schützt.
Wasserfreie Salpetersäure

Weiße rauchende Salpetersäure, reine Salpetersäure oder WFNA, ist wasserfreier Salpetersäure sehr ähnlich. Es ist als 99,9 %ige Salpetersäure nach Assay erhältlich. Eine Spezifikation für weiße rauchende Salpetersäure ist, dass sie maximal 2 % Wasser und maximal 0,5 % gelöstes NO2 enthält. Wasserfreie Salpetersäure hat eine Dichte von 1,513 g/cm3 und eine ungefähre Konzentration von 24 molar. Wasserfreie Salpetersäure ist eine farblose, bewegliche Flüssigkeit mit einer Dichte von 1,512 g/cm3, die bei −42 °C (−44 °F) zu weißen Kristallen erstarrt [Klärung erforderlich]. Da es sich zu NO2 und Wasser zersetzt, erhält es einen gelben Farbton. Es siedet bei 83°C (181°F). Es wird normalerweise in einer bruchsicheren braunen Glasflasche mit doppelt so viel Kopfraum aufbewahrt, um den Druckaufbau zu ermöglichen, aber selbst mit diesen Vorsichtsmaßnahmen muss die Flasche monatlich entlüftet werden, um den Druck abzubauen.

Struktur und Bindung
Zwei der N-O-Bindungen (zwei N-O-Bindungen mit endständigen O-Atomen) sind äquivalent und relativ kurz. Dies kann durch Resonanztheorien erklärt werden; Die beiden wichtigsten kanonischen Formen zeigen in diesen beiden Bindungen einen gewissen Doppelbindungscharakter, wodurch sie kürzer sind als einzelne N-O-Bindungen. Die dritte N-O-Bindung ist verlängert, weil ihr O-Atom an ein H-Atom gebunden ist.
Rückmeldung
Säure-Basen-Eigenschaften

Salpetersäure wird normalerweise als starke Säure bei Umgebungstemperatur angesehen. Es gibt einige Meinungsverschiedenheiten über den Wert der Säuredissoziationskonstante, obwohl der pKa-Wert normalerweise mit weniger als –1 angegeben wird. Dies bedeutet, dass die Salpetersäure in verdünnter Lösung vollständig dissoziiert ist, außer in extrem sauren Lösungen. Bei einer Temperatur von 250 °C steigt der pKa-Wert auf 1 an.

Salpetersäure kann gegenüber einer Säure wie Schwefelsäure als Base wirken:

HNO3 + 2 H2SO4 ⇌ [NO2]+ + [H3O]+ + 2 HSO−4; Gleichgewichtskonstante: K ≈ 22

Das Nitroniumion, [NO2]+, ist das aktive Reagens in aromatischen Nitrierungsreaktionen. Da Salpetersäure sowohl saure als auch basische Eigenschaften hat, kann sie eine Autoprotolysereaktion durchlaufen, ähnlich der Selbstionisation von Wasser:

2 HNO3 ⇌ [NO2]+ + NO−3 + H2O

Reaktionen mit Metallen

Salpetersäure reagiert mit den meisten Metallen, aber die Details hängen von der Konzentration der Säure und der Art des Metalls ab. Verdünnte Salpetersäure verhält sich in ihrer Reaktion mit den meisten Metallen wie eine typische Säure. Magnesium, Mangan und Zink setzen H2 frei:

Mg + 2 HNO3 → Mg(NO3)2 + H2
Mn + 2 HNO3 → Mn(NO3)2 + H2
Zn + 2 HNO3 → Zn(NO3)2 + H2

Salpetersäure kann nicht aktive Metalle wie Kupfer und Silber oxidieren. Bei diesen nicht aktiven oder weniger elektropositiven Metallen hängen die Produkte von der Temperatur und der Säurekonzentration ab. Beispielsweise reagiert Kupfer mit verdünnter Salpetersäure bei Umgebungstemperatur mit einer 3:8-Stöchiometrie:

3 Cu + 8 HNO3 → 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O

Das entstehende Stickoxid kann mit Luftsauerstoff zu Stickstoffdioxid reagieren. Mit höher konzentrierter Salpetersäure entsteht Stickstoffdioxid direkt in einer Reaktion mit 1:4-Stöchiometrie:

Cu + 4 H+ + 2 NO−3 → Cu2+ + 2 NO2 + 2 H2O

Bei der Reaktion mit Salpetersäure ergeben die meisten Metalle die entsprechenden Nitrate. Einige Halbmetalle und Metalle ergeben die Oxide; beispielsweise werden Sn, As, Sb und Ti zu SnO2, As2O5, Sb2O5 bzw. TiO2 oxidiert.

Einige Edelmetalle wie reines Gold und Metalle der Platingruppe reagieren nicht mit Salpetersäure, obwohl reines Gold mit Königswasser, einer Mischung aus konzentrierter Salpetersäure und Salzsäure, reagiert. Einige weniger edle Metalle (Ag, Cu, ...), die in einigen Goldlegierungen enthalten sind, die relativ arm an Gold sind, wie farbiges Gold, können jedoch leicht oxidiert und durch Salpetersäure aufgelöst werden, was zu Farbveränderungen der Goldlegierungsoberfläche führt. Salpetersäure wird als billiges Mittel in Juweliergeschäften verwendet, um niedriggoldhaltige Legierungen (< 14 Karat) schnell zu erkennen und die Goldreinheit schnell zu beurteilen.

Als starkes Oxidationsmittel reagiert Salpetersäure mit vielen nichtmetallischen Verbindungen, manchmal explosionsartig. Je nach Säurekonzentration, Temperatur und eingesetztem Reduktionsmittel können die Endprodukte variabel sein. Die Reaktion findet mit allen Metallen außer der Edelmetallreihe und bestimmten Legierungen statt. In der Regel treten vor allem mit der konzentrierten Säure Oxidationsreaktionen auf, die die Bildung von Stickstoffdioxid (NO2) begünstigen. Die starken oxidierenden Eigenschaften von Salpetersäure sind jedoch thermodynamischer Natur, aber manchmal sind ihre Oxidationsreaktionen kinetisch eher ungünstig. Die Anwesenheit kleiner Mengen salpetriger Säure (HNO2) erhöht die Reaktionsgeschwindigkeit stark.

Obwohl sich Chrom (Cr), Eisen (Fe) und Aluminium (Al) leicht in verdünnter Salpetersäure auflösen, bildet die konzentrierte Säure eine Metalloxidschicht, die den Großteil des Metalls vor weiterer Oxidation schützt. Die Bildung dieser Schutzschicht wird als Passivierung bezeichnet. Typische Passivierungskonzentrationen reichen von 20 bis 50 Vol.-% (siehe ASTM A967-05). Metalle, die durch konzentrierte Salpetersäure passiviert werden, sind Eisen, Kobalt, Chrom, Nickel und Aluminium.
Reaktionen mit Nichtmetallen

Als starke oxidierende Säure reagiert Salpetersäure mit vielen organischen Materialien, und die Reaktionen können explosiv sein. Die Hydroxylgruppe streift typischerweise einen Wasserstoff von dem organischen Molekül ab, um Wasser zu bilden, und die verbleibende Nitrogruppe nimmt den Platz des Wasserstoffs ein. Die Nitrierung organischer Verbindungen mit Salpetersäure ist das primäre Verfahren zur Synthese vieler gängiger Sprengstoffe wie Nitroglycerin und Trinitrotoluol (TNT). Da sehr viele weniger stabile Nebenprodukte möglich sind, müssen diese Reaktionen sorgfältig thermisch kontrolliert und die Nebenprodukte entfernt werden, um das gewünschte Produkt zu isolieren.

Die Reaktion mit nichtmetallischen Elementen, mit Ausnahme von Stickstoff, Sauerstoff, Edelgasen, Silizium und anderen Halogenen als Jod, oxidiert sie normalerweise zu ihren höchsten Oxidationsstufen als Säuren unter Bildung von Stickstoffdioxid für konzentrierte Säure und Stickoxid für verdünnte Säure.

C (Graphit) + 4 HNO3 → CO2 + 4 NO2 + 2 H2O
3 C (Graphit) + 4 HNO3 → 3 CO2 + 4 NO + 2 H2O

Konzentrierte Salpetersäure oxidiert I2, P4 und S8 zu HIO3, H3PO4 bzw. H2SO4. Obwohl es mit Graphit und amorphem Kohlenstoff reagiert, reagiert es nicht mit Diamant; es kann Diamant von dem Graphit trennen, das es oxidiert.

Xanthoproteischer Test
Salpetersäure reagiert mit Proteinen zu gelben nitrierten Produkten. Diese Reaktion ist als xanthoproteinische Reaktion bekannt. Dieser Test wird durchgeführt, indem der zu testenden Substanz konzentrierte Salpetersäure zugesetzt wird und die Mischung dann erhitzt wird. Sind Proteine ​​vorhanden, die Aminosäuren mit aromatischen Ringen enthalten, färbt sich die Mischung gelb. Bei Zugabe einer Base wie Ammoniak wird die Farbe orange. Diese Farbänderungen werden durch nitrierte aromatische Ringe im Protein verursacht. Xanthoproteinsäure wird gebildet, wenn die Säure mit Epithelzellen in Kontakt kommt. Entsprechende lokale Veränderungen der Hautfarbe weisen auf unzureichende Sicherheitsvorkehrungen beim Umgang mit Salpetersäure hin. Produktion

Salpetersäure wird durch Reaktion von Stickstoffdioxid (NO2) mit Wasser hergestellt.

4 NO2 + 2 H2O → 2 HNO3 + NO + NO2 + H2O

Die Nettoreaktion ist:

3 NO2 + H2O → 2 HNO3 + NO

Normalerweise wird das durch die Reaktion erzeugte Stickoxid durch den Luftsauerstoff reoxidiert, um zusätzliches Stickstoffdioxid zu erzeugen.

Das Durchperlen von Stickstoffdioxid durch Wasserstoffperoxid kann helfen, die Säureausbeute zu verbessern.

2 NO2 + H2O2 → 2 HNO3

Handelsübliche Salpetersäurelösungen enthalten normalerweise zwischen 52 % und 68 % Salpetersäure. Die Herstellung von Salpetersäure erfolgt nach dem Ostwald-Verfahren, benannt nach dem deutschen Chemiker Wilhelm Ostwald. Bei diesem Verfahren wird wasserfreies Ammoniak in Gegenwart eines Platin- oder Rhodium-Gaze-Katalysators bei einer hohen Temperatur von etwa 500 K (227 ° C; 440 ° F) und einem Druck von 9 Standardatmosphären (910 kPa) zu Stickoxid oxidiert .

4 NH3(g) + 5 O2(g) → 4 NO(g) + 6 H2O(g) (ΔH = −905,2 kJ/mol)

Stickoxid wird dann mit Luftsauerstoff zu Stickstoffdioxid umgesetzt.

2 NO(g) + O2(g) → 2 NO2(g) (ΔH = −114 kJ/mol)

Dieses wird anschließend in Wasser absorbiert, um Salpetersäure und Stickoxid zu bilden.

3 NO2(g) + H2O(l) → 2 HNO3(aq) + NO(g) (ΔH = −135,74 kJ/mol)

Das Stickoxid wird zur Reoxidation zurückgeführt. Alternativ, wenn der letzte Schritt in der Luft durchgeführt wird:

4 NO2(g) + O2(g) + 2 H2O(l) → 4 HNO3(aq)

Die erhaltene wässrige HNO3 kann durch Destillation bis auf ca. 68 Massen-% aufkonzentriert werden. Eine weitere Konzentration auf 98 % kann durch Dehydrierung mit konzentrierter H2SO4 erreicht werden. Durch die Verwendung von Ammoniak aus dem Haber-Prozess kann das Endprodukt aus Stickstoff, Wasserstoff und Sauerstoff hergestellt werden, die aus Luft und Erdgas als einzige Ausgangsmaterialien stammen.
Laborsynthese

Im Labor kann Salpetersäure durch thermische Zersetzung von Kupfer(II)-nitrat hergestellt werden, wobei Stickstoffdioxid und Sauerstoffgase entstehen, die dann durch Wasser geleitet werden, um Salpetersäure zu ergeben.

2 Cu(NO3)2 → 2 CuO + 4 NO2 + O2

Dann nach dem Ostwald-Prozess:

2 NO2 + H2O → HNO2 + HNO3

Alternativ die Reaktion von gleichen Molen eines beliebigen Nitratsalzes wie Natriumnitrat mit Schwefelsäure (H2SO4) und Destillation dieser Mischung bei einem Siedepunkt der Salpetersäure von 83 °C. Im Destillationsgefäß verbleibt ein nichtflüchtiger Rückstand des Metallhydrogensulfats. Die erhaltene rote rauchende Salpetersäure kann in die weiße Salpetersäure umgewandelt werden.

NaNO3 + H2SO4 → HNO3 + NaHSO4

Das gelöste NOx lässt sich leicht unter reduziertem Druck bei Raumtemperatur (10–30 Minuten bei 200 mmHg oder 27 kPa) entfernen, um weiße rauchende Salpetersäure zu ergeben. Dieses Verfahren kann auch unter reduziertem Druck und reduzierter Temperatur in einem Schritt durchgeführt werden, um weniger Stickstoffdioxidgas zu produzieren.

Verdünnte Salpetersäure kann durch Destillation auf 68 % Säure konzentriert werden, was ein maximal siedendes Azeotrop ist. Im Labor erfolgt die weitere Konzentration durch Destillation mit entweder Schwefelsäure oder Magnesiumnitrat, die als Entwässerungsmittel dienen. Solche Destillationen müssen mit Ganzglasapparaturen bei reduziertem Druck durchgeführt werden, um eine Zersetzung der Säure zu verhindern. Industriell wird hochkonzentrierte Salpetersäure durch Auflösen von zusätzlichem Stickstoffdioxid in 68%iger Salpetersäure in einem Absorptionsturm hergestellt. Gelöste Stickoxide werden entweder bei weißer rauchender Salpetersäure ausgetrieben oder bleiben in Lösung, um rote rauchende Salpetersäure zu bilden. In jüngerer Zeit wurden elektrochemische Mittel entwickelt, um wasserfreie Säure aus konzentrierter Salpetersäure als Ausgangsmaterial herzustellen.
Verwendet

Salpetersäure in einem Labor
Die hauptsächliche industrielle Verwendung von Salpetersäure ist die Herstellung von Düngemitteln. Salpetersäure wird mit Ammoniak neutralisiert, um Ammoniumnitrat zu ergeben. Diese Anwendung verbraucht 75–80 % der jährlich produzierten 26 Millionen Tonnen (1987). Die anderen Hauptanwendungen sind die Herstellung von Sprengstoffen, Nylonvorläufern und speziellen organischen Verbindungen.

Vorläufer organischer Stickstoffverbindungen
In der organischen Synthese, industriell und anderweitig, ist die Nitrogruppe eine vielseitige funktionelle Gruppe. Ein Gemisch aus Salpeter- und Schwefelsäure führt durch elektrophile aromatische Substitution einen Nitrosubstitut an verschiedene aromatische Verbindungen ein. Viele Sprengstoffe wie TNT werden auf diese Weise hergestellt:

C6H5CH3 + 3HNO3 → C6H2(NO2)3CH3 + 3H2O

Entweder konzentrierte Schwefelsäure oder Oleum nehmen das überschüssige Wasser auf.

H2S2O7 + H2O → 2 H2SO4

Die Nitrogruppe kann zu einer Amingruppe reduziert werden, was die Synthese von Anilinverbindungen aus verschiedenen Nitrobenzolen ermöglicht

Als Oxidationsmittel verwenden

Die Vorstufe von Nylon, Adipinsäure, wird großtechnisch durch Oxidation von „KA-Öl“ – einem Gemisch aus Cyclohexanon und Cyclohexanol – mit Salpetersäure hergestellt.

Raketentreibstoff
Salpetersäure wurde in verschiedenen Formen als Oxidationsmittel in Raketen mit Flüssigbrennstoff verwendet. Zu diesen Formen gehören rote rauchende Salpetersäure, weiße rauchende Salpetersäure, Mischungen mit Schwefelsäure und diese Formen mit HF-Inhibitor.[20] IRFNA (inhibited red fuming salpeter acid) war eine von drei flüssigen Treibstoffkomponenten für die BOMARC-Rakete.

Nischennutzung
Metall Verarbeitung
Salpetersäure kann verwendet werden, um Metalle in oxidierte Formen umzuwandeln, wie etwa die Umwandlung von Kupfermetall in Kupfernitrat. Es kann auch in Kombination mit Salzsäure als Königswasser zum Auflösen von Edelmetallen wie Gold (als Chlorogoldsäure) verwendet werden. Diese Salze können zur Reinigung von Gold und anderen Metallen über 99,9 % Reinheit durch Prozesse der Umkristallisation und selektiven Ausfällung verwendet werden. Seine Fähigkeit, bestimmte Metalle selektiv aufzulösen oder ein Lösungsmittel für viele Metallsalze zu sein, macht es in Goldtrennverfahren nützlich.

Analytisches Reagenz
In der Elementaranalyse mittels ICP-MS, ICP-AES, GFAA und Flammen-AA wird verdünnte Salpetersäure (0,5–5,0 %) als Matrixverbindung zur Bestimmung von Metallspuren in Lösungen verwendet. Für eine solche Bestimmung ist hochreine Spurenmetallsäure erforderlich, da geringe Mengen an Metallionen das Analyseergebnis beeinflussen können.

Es wird auch typischerweise im Aufschlussprozess von trüben Wasserproben, Schlammproben, Feststoffproben sowie anderen Arten von einzigartigen Proben verwendet, die eine Elementaranalyse mittels ICP-MS, ICP-OES, ICP-AES, GFAA und Flammenatomabsorptionsspektroskopie erfordern . Typischerweise verwenden diese Aufschlüsse eine 50%ige Lösung des gekauften HNO3 gemischt mit Typ 1 DI-Wasser.

In der Elektrochemie wird Salpetersäure als chemisches Dotierungsmittel für organische Halbleiter und in Reinigungsprozessen für rohe Kohlenstoffnanoröhren verwendet.

Holzbearbeitung
In geringer Konzentration (ca. 10 %) wird Salpetersäure häufig zur künstlichen Alterung von Kiefer und Ahorn verwendet. Die erzeugte Farbe ist ein Graugold, sehr ähnlich wie sehr altes gewachstes oder geöltes Holz (Holzveredelung).

Ätz- und Reinigungsmittel

Die korrosive Wirkung von Salpetersäure wird für einige Spezialanwendungen ausgenutzt, beispielsweise zum Ätzen in der Druckindustrie, zum Beizen von Edelstahl oder zum Reinigen von Siliziumwafern in der Elektronik.

Eine Lösung aus Salpetersäure, Wasser und Alkohol, Nital, wird zum Ätzen von Metallen verwendet, um die Mikrostruktur freizulegen. ISO 14104 ist eine der Normen, die dieses bekannte Verfahren detailliert beschreibt.

Salpetersäure wird entweder in Kombination mit Salzsäure oder allein zur Reinigung von Glasdeckgläschen und Objektträgern für High-End-Mikroskopieanwendungen verwendet.[25] Es wird auch zum Reinigen von Glas vor dem Versilbern bei der Herstellung von Silberspiegeln verwendet.

Kommerziell erhältliche wässrige Mischungen aus 5–30 % Salpetersäure und 15–40 % Phosphorsäure werden üblicherweise zur Reinigung von Lebensmittel- und Molkereianlagen verwendet, hauptsächlich um ausgefällte Calcium- und Magnesiumverbindungen zu entfernen (entweder aus dem Prozessstrom abgelagert oder aus der Verwendung von hartem Wasser). während der Produktion und Reinigung). Der Phosphorsäuregehalt hilft, Eisenlegierungen gegen Korrosion durch die verdünnte Salpetersäure zu passivieren.

Salpetersäure kann als Tüpfeltest für Alkaloide wie LSD verwendet werden und ergibt je nach Alkaloid eine Vielzahl von Farben.

Wiederaufbereitung von Kernbrennstoffen
Salpetersäure spielt eine Schlüsselrolle in PUREX und anderen Verfahren zur Wiederaufbereitung von Kernbrennstoffen, wo sie viele verschiedene Aktinide auflösen kann. Die entstehenden Nitrate werden in verschiedene Komplexe umgewandelt, die umgesetzt und selektiv extrahiert werden können, um die Metalle voneinander zu trennen.
Sicherheit
Salpetersäure ist eine ätzende Säure und ein starkes Oxidationsmittel. Die größte Gefahr, die von ihm ausgeht, sind Verätzungen, da es mit Proteinen (Amid) und Fetten (Ester) eine Säurehydrolyse durchführt, die lebendes Gewebe (z. B. Haut und Fleisch) zersetzt. Konzentrierte Salpetersäure färbt die menschliche Haut aufgrund ihrer Reaktion mit dem Keratin gelb. Diese gelben Flecken werden orange, wenn sie neutralisiert werden. Systemische Wirkungen sind unwahrscheinlich, und die Substanz gilt nicht als krebserzeugend oder erbgutverändernd.

Die Standard-Erste-Hilfe-Behandlung bei Säurespritzern auf der Haut ist, wie bei anderen ätzenden Stoffen, Spülen mit großen Mengen Wasser. Das Waschen wird mindestens 10–15 Minuten lang fortgesetzt, um das die Säureverätzung umgebende Gewebe zu kühlen und Folgeschäden zu vermeiden. Kontaminierte Kleidung wird sofort entfernt und die darunter liegende Haut gründlich gewaschen.

Als starkes Oxidationsmittel kann Salpetersäure mit vielen Verbindungen heftig reagieren.

Geschichte
Es wird allgemein angenommen, dass die Entdeckung von Mineralsäuren wie Salpetersäure auf die europäische Alchemie des 13. Jahrhunderts zurückgeht. Es wurde manchmal behauptet, dass Salpetersäure in verschiedenen früheren arabischen Werken wie dem Jabir ibn Hayyan zugeschriebenen Ṣundūq al-ḥikma ("Truhe der Weisheit") oder dem dem fatimidischen Kalifen al-Hakim bi-Amr zugeschriebenen Taʿwīdh al-Ḥākim vorkommt Allah, aber die konventionelle Ansicht ist, dass Salpetersäure erstmals in Pseudo-Gebers Deinventione veritatis ("Über die Entdeckung der Wahrheit", nach ca. 1300) beschrieben wurde. Beschreibungen von Salpetersäure finden sich auch in Werken, die fälschlicherweise Albert dem Großen und Ramon Lull zugeschrieben werden, die sie durch Destillation einer Mischung aus Salpeter und grünem Vitriol herstellten und sie "eau forte" (aqua fortis) nannten.

Johann Rudolf Glauber entwickelte im 17. Jahrhundert ein Verfahren zur Gewinnung von Salpetersäure durch Destillation von Kaliumnitrat mit Schwefelsäure. 1776 zitierte Antoine Lavoisier die Arbeit von Joseph Priestley, um darauf hinzuweisen, dass es aus Stickoxid (das er "nitrose Luft" nennt) umgewandelt werden kann, "kombiniert mit einem ungefähr gleichen Volumen des reinsten Teils der gewöhnlichen Luft und mit einer beträchtlichen Menge davon Wasser." 1785 bestimmte Henry Cavendish seine genaue Zusammensetzung und zeigte, dass es synthetisiert werden kann, indem man einen Strom elektrischer Funken durch feuchte Luft leitet. 1806 berichtete Humphry Davy über die Ergebnisse umfangreicher Elektrolyseexperimente mit destilliertem Wasser, die zu dem Schluss kamen, dass Salpetersäure an der Anode aus gelöstem atmosphärischem Stickstoffgas hergestellt wurde. Er verwendete eine Hochspannungsbatterie und nicht reaktive Elektroden und Gefäße wie goldene Elektrodenkegel, die sich als Gefäße verdoppelten, die von feuchtem Asbest überbrückt wurden.

Die industrielle Herstellung von Salpetersäure aus atmosphärischer Luft begann 1905 mit dem Birkeland-Eyde-Verfahren, auch Lichtbogenverfahren genannt. Dieses Verfahren basiert auf der Oxidation von Luftstickstoff durch Luftsauerstoff zu Stickoxid mit einem Lichtbogen sehr hoher Temperatur. Bei 3000 °C wurden Ausbeuten von bis zu etwa 4–5 % Stickoxid erzielt, bei niedrigeren Temperaturen weniger. Das Stickoxid wurde gekühlt und durch den verbleibenden Luftsauerstoff zu Stickstoffdioxid oxidiert, und dieses wurde anschließend in einer Reihe von Absorptionstürmen mit Füllkörpersäulen oder Plattensäulen in Wasser absorbiert, um verdünnte Salpetersäure zu erzeugen. Die ersten Türme ließen das Stickstoffdioxid durch Wasser und nicht reaktive Quarzfragmente perlen. Etwa 20 % der produzierten Stickoxide blieben unumgesetzt, so dass die letzten Türme eine Alkalilösung enthielten, um den Rest zu neutralisieren. Das Verfahren war sehr energieintensiv und wurde schnell durch das Ostwald-Verfahren verdrängt, als billiges Ammoniak verfügbar wurde.

Eine weitere frühe Produktionsmethode wurde um 1913 vom französischen Ingenieur Albert Nodon erfunden. Seine Methode produzierte Salpetersäure durch Elektrolyse von Calciumnitrat, das von Bakterien aus stickstoffhaltiger Materie in Torfmooren umgewandelt wurde. Ein von Kalkstein umgebener Tontopf wurde in den Torf versenkt und mit geteertem Holz verpfählt, um ein Fach für die Kohlenstoffanode zu schaffen, um die sich die Salpetersäure bildet. Salpetersäure wurde aus einem irdenen Rohr herausgepumpt, das bis auf den Boden des Topfes versenkt war. Durch ein anderes Steingutrohr wurde frisches Wasser in die Spitze gepumpt, um die entfernte Flüssigkeit zu ersetzen. Der Innenraum war mit Koks gefüllt. Gusseisenkathoden wurden in den sie umgebenden Torf versenkt. Der Widerstand betrug etwa 3 Ohm pro Kubikmeter und die zugeführte Leistung betrug etwa 10 Volt. Die Produktion aus einer Lagerstätte betrug 800 Tonnen pro Jahr.

Nach der Einführung des Haber-Verfahrens zur effizienten Herstellung von Ammoniak im Jahr 1913 überholte die Salpetersäureproduktion aus Ammoniak nach dem Ostwald-Verfahren die Produktion aus dem Birkeland-Eyde-Verfahren. Diese Produktionsweise wird noch heute angewendet.

FAQs

Wofür steht die Abkürzung HNO3?

Die chemische Formel HNO3 steht für Salpetersäure.

Was ist die molare Masse von Salpetersäure / HNO3?

Die molare Masse von HNO3 / Salpetersäure beträgt 324,63 g/mol.

Was bedeutet 2 mol/L Salpetersäure / HNO3?

2 mol/L Salpetersäure / HNO3 bedeutet, dass sich die Stoffmenge von 2 mol Salpetersäure / HNO3 in einem Volumen von einem Liter befindet. Da Salpetersäure / HNO3 die gerundete molare Masse von M(Salpetersäure / HNO3) = 324,63 g/mol hat, befinden sich also 649,26 g Salpetersäure / HNO3 in einem Liter.

Wo kann man Salpetersäure / HNO3 kaufen?

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Wie lautet die CAS-Nummer für Salpetersäure/HNO3?

Die CAS-Nummer für Salpetersäure (HNO3) lautet 7697-37-2, aber da Salpetersäure als 2 mol/l Lösung hergestellt wird, hat sie keine CAS-Nummer.