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Stickstoff

Vorkommen

• 80% in der Luft enthalten
• Natürlich in Nitraten (in Natriumnitrat= Chile, Kaliumnitrat)
• In trockenen, warmen Gebieten kommen sie oberirdisch vor
• Vorkommen auch in der Tier- und Pflanzenwelt, in den Eiweißen
• In Stickstoffhaltigen Pflanzenalkaloiden

Herstellung / Gewinnung

• Luftverflüssigung
• Aus der Luft gewonnen
  4 N₂ + O₂ + 2 Cu 4 N₂ + 2 CuO    ρ= 1,2969 g/l
• Aus Verbindungen
  NH₄Cl + NaNO₃ N₂ + H₂O + NaCl    ρ= 1,2575 g/l

Die Dichte unterscheidet sich, weil in der Luft noch andere Gase enthalten sind.

Eigenschaften

• Stickstoff ist sehr reaktionsträge, um ihn zur Reaktion zu bringen wird sehr viel Energie benötigt.

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Stickstoffoxide

Distickstoffmonoxid

Lachgas
N₂O

• Wird als Narkosegas verwendet, es wirkt stark analgetisch (schmerzlindernd), aber nur schwach narkotisch und wenig toxisch
• In der Lebensmittelindustrie als Treibmittel benutzt, z.B. für Sprühsahne

Stickstoffmonoxid

NO

• Farbloses Gas das mit Luftsauerstoff zu einem braunen Gas oxidiert.
• durch Sauerstoffzugabe wird es zu Stickstoffdioxid

Distickstofftrioxid

N₂O₃

• Unbeständig zerfällt in NO und NO₂ nur in verdünnter wässriger Lösung haltbar

Stickstoffdioxid

NO₂  Dimeres N₂O₄

• Bildet mit Wasser und Luftsauerstoff Salpetersäure
  4 NO₂ + O₂ + 2 H₂O 4 HNO₃
• Rotbraunes Gas mit charakteristischem Geruch

Stickstoffmonoxid, Stickstoffdioxid und Distickstofftrioxid sind sehr giftig, weil es Methämoglobinbildner sind!

Außerdem entstehen in der Lunge und in anderen Organen, durch Stickoxide,
Säuren diese zerstören das Gewebe daraus entstehen Ödeme darauf folgt der Tod.

Distickstoffpentoxid

N₂O₅

• Farblose Kristalle, wenig beständig farblose Flüssigkeit

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Stickstoffverbindungen

Salpetersäure

„Scheidewasser"
Acidum Nitricum
HNO₃

3 Ag + HNO3 + 3 H+  3 Ag+ + NO + 2 H2O
        
      Starkes
      Oxidationsmittel

Ag Ag+ + e-		/ ·3
[N+5] + 3 e- [N+2]		/ ·1

• Um Gold aufzulösen, wird ein noch stärkeres Oxidationsmittel gebraucht.

Königswasser

• Königswasser besteht aus einem Teil Konzentrierter Salpetersäure und drei Teilen Salzsäure. Es entsteht eine Lösung mit Atomarem Chlor.

             +5        -1     ±0   +2
             HNO3 + 3 HCl  3 Cl + NO + 2 H2O

• Das Gold wird aufgelöst, weil es mit dem Chlor reagiert und zu Gold-(III)-chlorid wird.
  Au + 3 Cl AuCl₃

Eigenschaften der Salpetersäure

• Reine wasserfreie Salpetersäure ist eine farblose Flüssigkeit, die an der Luft raucht und sich im Licht unter Abgabe Stickstoffdioxid zersetzt.
• Gebräuchlich sind im Arzneibuch wässrige Verdünnungen von etwa 65 und 12,5 % als Reagenz.
• Die Salpetersäure ist, neben ihrer Eigenschaft als starke Säure, vor allem ein starkes Oxidationsmittel. Konzentrierte Salpetersäure löst oxidativ Metalle, auch wenn sie edler sind als Wasserstoff sind (z.B. Cu, Hg, Ag, Bi). Dabei entwickeln sich Stickstoffoxide.
• Die Salze der Salpetersäure heißen Nitrate. Alle Nitrate sind leicht löslich.

Verwendung der Salpetersäure

• Wird in Form der Nitriersäure (ein Gemisch aus konzentrierter Salpetersäure und konzentrierter Schwefelsäure)in der chemischen Industrie verwendet.
• Die Salze werden in der Landwirtschaft als Düngemittel eingesetzt. (Chilesalpeter, NaNO₃)
• Die Ester sind wichtige Koronartherapeutika, gegen Angina pectoris eingesetzt.
• Das Arzneibuch arbeitet mit
  12,5 % Salpetersäure
  65 % Salpetersäure
• Pharmazeutische Verwendung
• Als Ätzmittel zur Warzenentfernung
• Charakteristisch für die Salpetersäure ist, wenn sie auf die Haut kommt reagiert sie mit den Eiweiß und daraus entstehen gelbe Flecken.

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Silbernitrat

Argenti Nitras

Eigenschaften

• Wirkt adstringierend (zusammenziehend), antiseptisch (Keim abtötend) und ätzend

Verwendung

• Ätzmittel
• Zum Abtöten von wildem Fleisch/ Hautwucherungen (Höllensteinstiften)
• 1% Augentropfen werden Säuglingen nach der Geburt zur Prophylaxe, bei Verdacht auf Gonorrhö bei der Mutter, verabreicht. (Schutz vor Erblindung an der Geschlechtskrankheit)
• Maßlösung bei der Rücktitration (0,1 mol/l) eingesetzt bei der Gehaltsbestimmung von Ammoniumchlorid mit Methenamin.
• Und in Der Analytik als Reagenz eingesetzt, z.B. beim Nachweis von Chlorid-Ionen.

Kreislauf des Stickstoffs in der Natur

Stickstoff gelangt in die Atmosphäre durch die Abgase von Pkws  und LKWs sowie die Abgase der Industrie, den größten Teil geben die Bakterien in die Atmosphäre ab. Der Stickstoff gelangt in die Erde durch Gewitter, den sauren Regen und als Stickstofffixierung. Dort wird der Stickstoff von Pflanzen und Bakterien aufgenommen. Die Pflanzen Wandeln in um in Eiweiße, die Pflanzen werden von Tieren und Menschen aufgenommen. Durch die Zersetzung der Organischen Stickstoffverbindungen werden Ammonium-Ionen frei die auch durch Knöllchenbakterien entstehen aber auch von Stickstoffdünger verursacht werden. Bakterien dentrifizieren die Ammonium-Ionen und Nitrat - Ionen (die auch durch Stickstoffdünger verursacht werden) zu reinem Stickstoff. Somit beginnt auch dieser Kreislauf wieder von vor.

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