Stickstoffdioxid
NO2
CAS 10102-44-0
Stickstoffdioxid
Nitrogen dioxide
46,006 g/mol
 
0,5 ml/m3 oder 950 µg/m3 (TRGS 900) 
3,663 g/l (Gas, 0 °C, 1013 hPa)  (Stickstoffdioxid zu Luft = 2,84) 
−9,3 °C
+21,15 °C
Bildung von Salpetersäure

Braunrotes Gas mit  brenzligem Geruch (an Chlor erinnernd)

GHS 03GHS 04 GHS 06 GHS 05
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+340305+351+338, 310
Entsorgung  besondere Hinweise

*) Mindesteinstufung der CLP-Verordnung
Piktogramme
GHS 03 
GHS 04 
GHS 05 
GHS 06
Gefahr
Seite oben Spezielle Bemerkungen für die Schule
Aufgrund der stark toxischen Wirkung wird von Experimenten zur Herstellung des Gases an Schulen abgeraten. Für Experimente, bei denen die Gefahr besteht, dass geringe Mengen Stickstoffdioxid frei werden, ist ein Abzug notwendig. Gasflaschen mit Stickstoffdioxid dürfen an Schulen nicht aufbewahrt werden. Manche Hersteller stufen das Gas bei der akuten Toxizität inhalativ auch in Kategorie 1 ein.
Seite oben Eigenschaften
Wirkung auf den menschlichen Körper

Stickstoffdioxid ist ein stark toxisches Gas. Der Arbeitsplatzgrenzwert liegt bei 950 µg/m³ oder bei 0,5 ml/m³ (=0,5 ppm Volumenanteile). Je nach Person treten ab einer Konzentration von 1 bis 13 ppm Reizungen an den Schleimhäuten der Atemwege auf. Die Augen werden ab 10 ppm gereizt. 100 ppm in der Atemluft wirken nach einer Stunde tödlich. Die akute Vergiftung durch Inhalation beginnt mit Schwindel und Kopfschmerzen, ein auftretendes Lungenödem kann auch noch nach Tagen zum Tod führen. Als Gegenmaßnahmen sind absolute Körperruhe, ärztliche Behandlung und Sauerstoff-Beatmung notwendig. Eine ärztliche Beobachtung ist mindestens zwei Tage lang erforderlich. Chronische Wirkungen auf die Atemwege sind ab 1 ppm dokumentiert. Stickstoffdioxid ist im Zigarettenrauch enthalten. Es entsteht bei der Verfeuerung fossiler Brennstoffen wie Benzin oder Diesel und befindet sich in den Abgasen.

Rauchende Salpetersäure

Rauchende Salpetersäure setzt Stickstoffdioxid frei.

Chemisch-physikalische 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, es entsteht das farblose Dimer N2O4:

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.

Stickstoffdioxid-Gleichgewicht

Im mit Eiswasser gekühlten Rundkolben (Bild links) liegt hauptsächlich das Dimer N2O4 vor;
in dem mit heißem Wasser erwärmten Rundkolben (Bild rechts) findet sich überwiegend NO2.

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Oberhalb von 150 °C 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, Sauerstoff-Atome 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
Seite oben Herstellung
Im Labor kann man Stickstoffdioxid durch vorsichtiges Erhitzen von Blei(II)-nitrat erhalten:   

2 Pb(NO3)2  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 reagierz mit Salpetersäure

Kupfer reagiert mit konzentrierter Salpetersäure.

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Stickstoffdioxid kann auch durch einen Lichtbogen an einer Hochspannung hergestellt werden. Nach dem 1903 entwickelten Verfahren von Birkeland und Eyde wird Salpetersäure gewonnen, wenn das hierbei entstehende Stickstoffdioxid in Wasser geleitet wird.

Im Lichtbogen entsteht aus der Luft Stickstoffdioxid.

Im Lichtbogen entsteht aus der Luft Stickstoffdioxid.

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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  +  5 O2 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
Seite oben 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.


Weitere Infos und Medien
Das Auto und seine Abgase
Das Ostwald-Verfahren zur Herstellung von Salpetersäure
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