Stickstoffdioxid

Strukturformel
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] 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] Brand- fördernd Sehr giftig (O) (T+) R- und S-Sätze R: 8-26-34 S: (1/2)-9-26-28-36/37/39-45
MAK	keine MAK, da krebserzeugend [1]
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

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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

Stickstoffdioxid

Die kritische Temperatur für NO₂ beträgt 157,8 °C und der kritische Druck liegt bei 10 MPa.

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_{2}O_{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_{2}O} $

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_{2}O\ \rightarrow \ 4\,HNO_{3}} $

Herstellung

Labortechnisch kann NO₂ durch Erhitzen von Schwermetallnitraten hergestellt werden.^[4] 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

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 Atmosphäre 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

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

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.^[5]

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

• Stickoxide
• Distickstofftetroxid

Einzelnachweise