Nitrate

Die Salze der Salpetersäure, die Nitrate , sind Ionenverbindungen, die aus elektrisch positiv geladenen Metall-Ionen und elektrisch negativ geladenen Nitrat-Ion en aufgebaut sind.

Strukturmodelle des Nitrat-Ions:

Sie sind in Wasser meist gut löslich. In wässriger Lösung wird das Ionengitter abgebaut und es liegen frei bewegliche Ionen vor.

$\begin{array}{l}\begin{array}{c}\\ \end{array}NaN{O}_3\begin{array}{c}\\ \end{array}\begin{array}{c}\\ \end{array}\begin{array}{c}\\ \end{array}\stackrel{}{\rightleftarrows }\begin{array}{c}\\ \end{array}N{a}^{+}\begin{array}{c}\\ \end{array}\begin{array}{c}\\ \end{array}+\begin{array}{c}\\ \end{array}\begin{array}{c}\\ \end{array}\begin{array}{c}\\ \end{array}N{O}_3{{}^{-}}_{}\\ \begin{array}{c}\\ \end{array}Ca{(}_N\begin{array}{c}\\ \end{array}\underset{}{\rightleftarrows }\begin{array}{c}\\ \end{array}C{a}^{2+}\begin{array}{c}\\ \end{array}+\begin{array}{c}\\ \end{array}\begin{array}{c}\\ \end{array}{2}_{}N{O}_3{}^{-}\\ \begin{array}{c}\\ \end{array}N{H}_{4}N{O}_3\begin{array}{c}\\ \end{array}\begin{array}{c}\\ \end{array}\underset{}{\rightleftarrows }\begin{array}{c}\\ \end{array}N{H}_4{}^{+}\begin{array}{c}\\ \end{array}+\begin{array}{c}\\ \end{array}\begin{array}{c}\\ \end{array}N{O}_3{}^{-}\end{array}$

Nitrate bilden sich, wenn Metalle, Metalloxide, -carbonate oder -hydroxide mit verdünnter Salpetersäure umgesetzt werden.

Eigenschaften und Verwendung der Nitrate

Nitrate sind meist farblose, kristalline Feststoffe, die sich bei thermischer Beanspruchung zersetzen. Die Alkalimetallnitrate bilden dabei Nitrite und Sauerstoff, während die Schwermetallnitrate in die Oxide überführt werden. Nitrite sind Salze der salpetrigen Säure $HN{O}_2$.

$\begin{array}{l}\begin{array}{c}\\ \end{array}{2}_{}KN{O}_3\begin{array}{c}\\ \end{array}\begin{array}{c}\\ \end{array}\begin{array}{c}\\ \end{array}\begin{array}{c}\\ \end{array}\stackrel{Wärme}{\to }\begin{array}{c}\\ \end{array}{2}_{}KN{O}_2\begin{array}{c}\\ \end{array}\begin{array}{c}\\ \end{array}+\begin{array}{c}\\ \end{array}\begin{array}{c}\\ \end{array}{O}_2\\ 2_{}Pb{(}_N\begin{array}{c}\\ \end{array}\begin{array}{c}\\ \end{array}\stackrel{Wärme}{\to }\begin{array}{c}\\ \end{array}{2}_{}PbO\begin{array}{c}\\ \end{array}+\begin{array}{c}\\ \end{array}{4}_{}N{O}_2\begin{array}{c}\\ \end{array}+\begin{array}{c}\\ \end{array}{O}_2\\ \begin{array}{c}\\ \end{array}N{H}_{4}N{O}_3\begin{array}{c}\\ \end{array}{\begin{array}{c}\\ \end{array}}_{}\begin{array}{c}\\ \end{array}\stackrel{Wärme}{\to }\begin{array}{c}\\ \end{array}{N}_{2}O\begin{array}{c}\\ \end{array}\begin{array}{c}\\ \end{array}+\begin{array}{c}\\ \end{array}\begin{array}{c}\\ \end{array}{2}_{}{H}_{2}O\end{array}$

Die thermische Zersetzung kann auch wie beim Ammoniumnitrat explosionsartig erfolgen. Die thermische Zersetzung der Nitrate spielt bei der Zündung von Feuerwerkskörpern eine entscheidende Rolle. So ist Schwarzpulver ein Gemisch aus Schwefel, Holzkohle und Kaliumnitrat, welches den Sauerstoff liefert.

Nitrate sind häufig gute Oxidationsmittel . Im Gegensatz zu den Schmelzen wirken die wässrigen Lösungen jedoch nicht oxidierend.

Nitrathaltige Düngemittel werden eingesetzt, um den Stickstoff-Haushalt der Pflanzen zu decken. Um ein zu schnelles Auswaschen der löslichen Nitrate aus dem Boden zu verhindern, werden sie in entsprechenden Kombinationsdüngern verwendet, die die Nitrat-Ionen nur langsam abgeben.
Wichtige Ausgangsstoffe für diese Dünger sind Natriumnitrat (Natronsalpeter, $NaN{O}_3$), Kaliumnitrat (Kalisalpeter, $KN{O}_3$), Calciumnitrat (Kalksalpeter, $Ca{(N{O}_3)}_2$) und Ammoniumnitrat ($N{H}_{4}N{O}_3$).

Nachweis des Nitrat-Ions

Es gibt verschiedene Möglichkeiten zum Nitrat-Nachweis . Nitrate können jedoch nicht durch Fällungsreaktionen nachgewiesen werden.

Deshalb wurden zum einen Teststreifen entwickelt, deren Substanzen mit Nitrat-Ionen charakteristische Farbreaktionen ergeben. Eine andere einfache Nachweisreaktion für Nitrat-Ionen ist die sogenannte Ringprobe.

Die auf Nitrat-Ionen zu prüfende Lösung wird mit einigen Tropfen einer Eisen(II)-sulfat-Lösung versetzt. In einem schräg gehaltenem Reagenzglas wird die Lösung vorsichtig mit konzentrierter Schwefelsäure unterschichtet (Vorsicht! Schutzbrille!). Die Schwefelsäure hat eine höhere Dichte als die wässrige Lösung und setzt sich am Boden des Reagenzglases ab. An der Grenzfläche bildet sich ein meist brauner Farbring, der auf der Bildung des Eisennitrosokomplexes beruht.
 

Ausgewählte Nitrate

Natriumnitrat ist im Chilesalpeter (Caliche) enthalten. Da Natriumnitrat Wasser anzieht , spielt es als Oxidationsmittel in der Feuerwerkerei keine Rolle. Es dient zur Herstellung von Düngemitteln und zur Herstellung von Kaliumnitrat.
Geringe Mengen werden zur Farbstabilisierung von Fleisch verwendet.

Kaliumnitrat kommt in der Natur nur selten vor und muss aus Natriumnitrat hergestellt werden. Es ist außerdem ein wichtiger Bestandteil des Schwarzpulvers, einer Mischung aus 10 % fein gemahlenem Schwefel, 15 % gemahlener Holzkohle und 75 % Kaliumnitrat. Diese wurde seit dem 12. Jh. in China und seit dem 14. Jh. in Europa (Mönch Berthold Schwarz) als Sprengmittel und Treibmittel in Kanonen und Musketen genutzt.
Aus einem Kilogramm Schwarzpulver bilden sich ca. 2 300 Liter gasförmige Reaktionsprodukte.
Kaliumnitrat wird in der Feuerwerkerei für Leuchtsätze und als Bestandteil von Kältemischungen eingesetzt.

Ammoniumnitrat ist ein wichtiger Bestandteil von Düngemitteln. Wegen seiner explosiven Wirkung darf es jedoch nicht rein, sondern nur in Gemischen mit Calciumcarbonat als sogenannter Kalkammonsalpeter verwendet werden.
Ammoniumnitrat wird als starkes Oxidationsmittel in der Sprengstofftechnik verwendet. In Bomben kann es im Gemisch mit TNT (Trinitrotoluen) zum Einsatz kommen. Bei der plötzlichen thermischen Zersetzung in der Wärme bilden sich aus 2 mol festem Ammoniumnitrat 7 mol gasförmige Reaktionsprodukte.

$2_{}N{H}_{4}N{O}_3\begin{array}{c}\\ \end{array}\stackrel{}{\to }\begin{array}{c}\\ \end{array}{2}_{}{N}_2\begin{array}{c}\\ \end{array}+\begin{array}{c}\\ \end{array}{O}_2\begin{array}{c}\\ \end{array}+\begin{array}{c}\\ \end{array}{4}_{}{H}_{2}O\begin{array}{c}\\ \end{array}(Wasserdampf)$

Der frei werdende Sauerstoff kann mit anderen beigefügten Sprengmitteln weiter reagieren und damit die Sprengwirkung weiter verstärken.

In der Feuerwerkstechnik werden auch andere Nitrate zugesetzt, die beim Verbrennen der Feuerwerkskörper zu charakteristischen Farben führen. So erzeugt Bariumnitrat ein grünes, Strontiumnitrat ein rotes Licht beim Abbrennen der Feuerwerkskörper (siehe Bild 1).

Ein weiteres wichtiges Nitrat ist Silbernitrat , das durch Reaktion von konzentrierter Salpetersäure mit Silber hergestellt werden kann. Das so gewonnene Silbernitrat wird für galvanische Versilberungen verwendet. Es findet auch Verwendung zur Beseitigung von Wucherungen (Höllenstein) und als wichtiges Reagenz in der analytischen Chemie, z. B. zum Nachweis der Halogenid-Ionen (Chlorid, Bromid, Iodid).

Die Nachweisreaktion beruht darauf, dass Silbernitrat-Lösung zu einer sauren Probelösung getropft wird. In Gegenwart der genannten Halogenide bildet sich dann ein Silberhalogenid, welches in Wasser schlecht löslich ist und als Niederschlag ausfällt. Dabei ist Silberchlorid weiß, Silberbromid leicht gelblich und Silberiodid intensiv gelb gefärbt.

$\begin{array}{c}\\ \end{array}AgN{O}_3\begin{array}{c}\\ \end{array}\begin{array}{c}\\ \end{array}+\begin{array}{c}\\ \end{array}\begin{array}{c}\\ \end{array}NaBr\stackrel{}{\to }\begin{array}{c}\\ \end{array}NaN{O}_3\begin{array}{c}\\ \end{array}\begin{array}{c}\\ \end{array}+\begin{array}{c}\\ \end{array}\begin{array}{c}\\ \end{array}AgBr\downarrow$