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  Stickstoffdioxid   NO2 
  
  
  
  
  
  

Braunrotes Gas mit   
eigenartigem Geruch
Molmasse  46,006 g/mol   
 
AGW  3 ml/m3 (MAK)  
Dichte  3,663 g/l (Gas, 0 °C, 1013 hPa)   
(Stickstoffdioxid : 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+7, 304+340, 
305+351+338, 310  
 
Entsorgung  besondere Hinweise 
  Deutscher Name Englischer Name
CAS 10102-44-0 Stickstoffdioxid Nitrogen dioxide
     
Bemerkung für Schulen: Schülerversuche, bei denen Stickstoffdioxid entsteht, dürfen nicht durchgeführt werden. Aufgrund der toxischen Wirkung sollte man auf Experimente mit Stickstoffdioxid an Schulen weitgehend verzichten. Für Experimente mit dem Gas 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 Gegenmaßnahme ist 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 von fossilen Brennstoffen als Abgas und ist für eine ganze Reihe von Umweltproblemen, zum Beispiel für das Waldsterben, verantwortlich. 
   
  
Eigenschaften   
  
Stickstoffdioxid ist ein braunrotes Gas, das bei 21,2°C zu einer braunen Flüssigkeit kondensiert. Bei weiterem Abkühlen verschwindet die braune Farbe allmählich, bei -11,2°C 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°C 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:  
  
3 Cu  +  8 HNO3 reagiert zu  3 Cu(NO3)2  +  4 H2O  +  2 NO   
   
Das dabei gebildete Gas Stickstoffmonooxid (NO) reagiert sofort mit der Luft weiter zu Stickstoffdioxid.  
  


Erhitzen von Blei(II)-nitrat

Salpetersäure reagiert mit Metallen

Filme 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   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   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 Zusatz für Raketentreibstoffe. Im Gemisch mit Nitrobenzol erhält man den brisanten Sprengstoff Panclastit.
    
    
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