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  Stickstoffdioxid   NO2
GHS 04 GHS 03 GHS 05 GHS 06   
  
  
  
  
  

Braunrotes Gas mit   
eigenartigem Geruch
Molmasse  46,006 g/mol   
 
AGW  0,5 ml/m3 (TRGS 900)  
Dichte  3,663 g/l (Gas, 0 °C, 1013 hPa)   
(Stickstoffdioxid zu Luft = 2,84) 
Schmelzpunkt  −9,3 °C   
Siedepunkt  +21,15 °C   
Wasserlöslichkeit  
Bildung von Salpetersäure
Piktogramme  
GHS 03  
GHS 04  
GHS 05  
GHS 06  
Gefahr
Gefahrenklassen + Kategorie  
  
Oxidierendes Gas 1  
Gase unter Druck, verdicht. Gas  
Akute Toxizität inhalativ 2 *)  
Ätz/Reizwirkung auf die Haut 1B
HP-Sätze (siehe Hinweis)  
270, 280, 314, 330  
P 221, 260, 280.1-3+6+7, 304+340, 
305+351+338, 310  
 
Entsorgung  besondere Hinweise 
  Deutscher Name Englischer Name
CAS 10102-44-0 Stickstoffdioxid Nitrogen dioxide
 
*) Kategorie 2 wird von der CLP-Verordnung als Mindesteinstufung angegeben. Manche Hersteller oder Inverkehrbringer stufen Stickstoffdioxid bei der akuten Toxizität auch in Kategorie 1 ein.

Bemerkung für Schulen: Aufgrund der toxischen Wirkung sollte man auf Experimente mit Stickstoffdioxid an Schulen ganz verzichten. Für Experimente, bei denen die Gefahr besteht, dass Stickstoffdioxid frei wird, ist ein Abzug notwendig. Gasflaschen mit Stickstoffdioxid dürfen an Schulen nicht aufbewahrt werden.


Wirkung auf den menschlichen Körper   
  
Stickstoffdioxid ist ein stark toxisches Gas. Nach dem Einatmen treten Reizerscheinungen an den Augen und den Schleimhäuten auf. Schwindel und Kopfschmerzen kommen hinzu. Geringste aufgenommene Mengen können noch nach Tagen zu einem Lungenödem und zum Tode führen. Als Gegenmaßnahmen sind absolute Körperruhe, ärztliche Behandlung und Sauerstoffbeatmung notwendig. Eine ärztliche Beobachtung ist mindestens zwei Tage lang erforderlich. Stickstoffdioxid ist im Zigarettenrauch enthalten. Es entsteht bei der Verfeuerung fossiler Brennstoffen wie Benzin oder Diesel und befindet sich in den Abgasen. Stickoxide sind in den Städten für zahlreiche Gesundheitsprobleme und Krankheiten verantwortlich.


Rauchende Salpetersäure

Rauchende Salpetersäure setzt Stickstoffdioxid frei.
   
  
Eigenschaften   
  
Stickstoffdioxid ist ein braunrotes Gas, das bei 21,2° Celsius zu einer braunen Flüssigkeit kondensiert. Bei weiterem Abkühlen verschwindet die braune Farbe allmählich, bei −11,2° Celsius erstarrt die Flüssigkeit zu farblosen Kristallen. Unterhalb von 0°C wandeln sich alle Stickstoffdioxid-Moleküle in Distickstofftetroxid-Moleküle um:   
  
2 NO im Gleichgewicht zu   N2O4     ΔHR = −57 kJ/mol 
   
Das chemische Gleichgewicht dieser Reaktion ist temperaturabhängig. Bei steigender Temperatur verschiebt sich das Gleichgewicht nach links. Bei +64°C ist es etwa ausgeglichen. Daher kommen bei Zimmertemperatur die beiden Gase immer in einem Gemisch vor. Erst bei 150°C liegt reines Stickstoffdioxid vor. Oberhalb beginnt ein Zerfall in Stickstoffmonooxid und Sauerstoff:   
   
2 NO2 im Gleichgewicht zu   2 NO  +  O2     ΔHR = +114 kJ/mol 
   
Bei 620° Celsius liegt das chemische Gleichgewicht dieser Reaktion ganz auf der rechten Seite, und das Gas ist vollständig zerfallen. Aufgrund der Bereitschaft, Sauerstoffatome abgeben zu können, wirkt Stickstoffdioxid als starkes Oxidationsmittel. Kohle, Phosphor und Schwefel verbrennen, Kohlenstoffmonooxid oxidiert zu Kohlenstoffdioxid, Schwefelwasserstoff zu Schwefel und Wasser. Mit Schwefelwasserstoff und halogenierten Kohlenwasserstoffen entstehen explosionsgefährliche Gemische. Bei der Reaktion mit Wasser bildet sich Salpetersäure. Diese Reaktion dient im Ostwald-Verfahren zur Herstellung von Salpetersäure:   
  
3 NO2  +  H2reagiert zu  2 HNO3  +  NO 
   
  
Herstellung   
  
Im Labor kann man Stickstoffdioxid durch vorsichtiges Erhitzen von Blei(II)-nitrat erhalten:   
  
2 Pb(NO3) im Gleichgewicht zu   2 PbO  +  4 NO2  +  O2    
   
Das Gas entsteht auch, wenn man Metalle in konzentrierter Salpetersäure auflöst, beispielsweise bei der Reaktion von Salpetersäure mit Kupfer. Das dabei gebildete Stickstoffmonooxid NO reagiert sofort mit der Luft weiter zu Stickstoffdioxid.  
  
3 Cu  +  8 HNO3 reagiert zu   3 Cu(NO3)2  +  4 H2O  +  2 NO   
   

Kupfer reagiert mit Salpetersäure

Kupfer reagiert mit konzentrierter Salpetersäure.

Film erhältlich auf >DVD
   

Stickstoffdioxid kann auch durch einen Lichtbogen hergestellt werden. Nach dem 1903 entwickelten Verfahren von Birkeland und Eyde wird Salpetersäure auf diese Art und Weise gewonnen.  Die industrielle Gewinnung durch die Oxidation von Ammoniak wurde von Wilhelm Ostwald entwickelt. Die Produktion des Ammoniaks erfolgt nach dem Haber-Bosch-Verfahren. Das so gewonnene Ammoniak wird mit Luft vermischt und in einem Reaktor bei 800°C und einem Platin-Rhodium-Katalysator zu Stickstoffmonooxid und Wasser oxidiert:   
  
4 NH3  +  5O2 reagiert zu  4 NO  +  6 H2O     ΔHR = −908 kJ 
   
In einem nachgeschalteten Reaktor reagiert das Stickstoffmonooxid mit Sauerstoff in einer weiteren Oxidation zu Stickstoffdioxid. Diese Reaktion ist erst bei Temperaturen unterhalb 50°C durchführbar:   
   
2 NO  +  O2 reagiert zu  2 NO2    ΔHR = −114 kJ/mol
    
   
Verwendung   
  
Stickstoffdioxid dient vor allem zur Herstellung von Salpetersäure. Es kann als Oxidationsmittel verwendet werden, daher eignet es sich als Komponente für Raketentreibstoffe. Im Gemisch mit Nitrobenzol erhält man den brisanten Sprengstoff Panclastit.
    
    
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