Protokoll zum Experimentalvortrag Nitrate · Verwendung von Nitraten 17 ... Daher ist das Nitrat-Anion auch stabiler als die Salpetersäure, wo eine derartige Delokalisierung nicht

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Protokoll zum

Experimentalvortrag

über

„Nitrate“ (AC)

von Jan Grosse Austing Marburg zum Vortrag vom 05.12.2007 (WS 07/08)

www.chids.de: Chemie in der Schule

1

Inhaltsverzeichnis

0. EINLEITUNG 2

1. NITRATE 2

1.0. Einleitung 2

1.1. Darstellung von Nitraten früher - heute 4

1.1.0 Darstellung von Nitraten früher 4

1.1.0.0 Versuch 1: Nachweis von Nitrat in Schweinestallputz 5

1.1.0 Darstellung von Nitraten heute 7

1.1.1.0 Versuch 2: Ostwald-Verfahren 8

1.2. Nachweis von Nitrat 12

1.2.0 Nachweis von Nitrat mit der Ringprobe 12

1.2.0.0 Versuch 3a: Nachweis von Nitrat mit der Ringprobe 12

1.2.1 Nachweis von Nitrat mit Lunges Reagenz 14

1.2.1.0 Versuch 3b: Nachweis von Nitrat mit Lunges Reagenz 14

1.3. Verwendung von Nitraten 17

1.3.0 Verwendung von Nitrat als Dünger 17

1.3.0.0 Demo 1: Düngung mit und ohne Nitrat 18

1.3.0.1 Demo 2: Nachweis von Nitrat in Trinkwasser 19

1.3.0.2 Demo 3: Nachweis von Nitrit im Speichel 21

1.3.1 Verwendung von Nitraten als Pökelsalz 23

1.3.1.0 Versuch 4: Umrötung von Fleisch 23

1.3.2 Verwendung von Nitraten als Kältemittel 26

1.3.2.0 Versuch 5: Selbstbau eines Kältepacks 26

1.3.3 Verwendung von Nitraten als Oxidationsmittel/Pyrotechnik 29

1.3.3.0 Versuch 6: Oxidation von Holzkohle durch eine KNO3-Schmelze 29

1.3.3.1 Versuch 7: „Knallpulver“ 31

1.3.4 Verwendung von Ammoniumnitrat als Sprengstoff 33

1.3.4.0 Versuch 8: „Explosionsartige“ Zersetzung von NH4NO3 34

2. SCHULRELEVANZ 36

3. LITERATURANGABEN 37


2

0. Einleitung

Das Thema Nitrate eignet sich aus mehreren Gründen für die Durchführung als

Experimentalvortrag. Neben den Aspekten der Alltagsrelevanz und den Bezügen zur

Geschichte der Chemie erlaubt dieser Themenkomplex auch die Darstellung eindrucksvoller

Versuche.

Der Alltagsbezug wird durch mehrere Aspekte gewährleistet. Zunächst kann man den Nutzen

und die Probleme, die durch Düngung erzeugt werden, aufzeigen und gegeneinander abwägen.

Insbesondere die Überdüngung und die damit verbundenen Probleme verdeutlichen die

Komplexität vieler Naturkreisläufe und die Folgen von intensivem Eingreifen des Menschen

in die Natur. Anhand des Düngers ist auch die historische Entwicklung chemisch-industrieller

Verfahren (Haber-Bosch-Verfahren, Ostwald-Verfahren), die noch heute angewendet werden,

thematisierbar.

Die Geschichte des Schwarzpulvers und seines Hauptbestandteils Kaliumnitrat erlaubt neben

chemischen Betrachtungen auch eine interessante Verknüpfung von Chemie und Politik.

Wesentliche Änderungen in der Kriegsführung wurden durch die Verwendung von

Schwarzpulver erreicht, und entsprechend schnell nahm die Bedeutung der

Salpeterbeschaffung zu. Im Rahmen der Betrachtung des Schwarzpulvers lassen sich zudem

eindrucksvolle Experimente durchführen, die Motivation für den weiteren Chemieunterricht

sein können.

Wichtige chemische Aspekte wie die Begriffe der Enthalpie/ Entropie/ freien Enthalpie

können durch endotherme Lösungsvorgänge von z.B. Ammoniumnitrat in Wasser erschlossen

und behandelt werden.

Nachweisreaktionen für Nitrate beinhalten zudem vielseitige, mehrstufige Mechanismen und

Aspekte der Komplexchemie, die in der Oberstufe behandelt werden können.

1. Nitrate

1.0. Einleitung

Chemisch gesehen sind Nitrate Salze der Salpetersäure HNO3. Man kann zwischen

anorganischen und organischen Nitraten unterscheiden, wobei man unter letzteren

Salpetersäureester mit der allgemeinen Formel R-O-NO2 versteht.


3

Anorganische Nitrate haben die allgemeine Summenformel Mx(NO3)y, wobei M das

Metallkation symbolisieren soll.

Da die Oktettregel nicht verletzt werden darf ist folgende, zunächst auch denkbare, Struktur

nicht richtig:

Das Nitratanion kann man mit folgenden mesomeren Grenzstrukturen beschreiben:

Dabei ist der Stickstoff sp2-hybridisiert, die π-Elektronen sind über das planar aufgebaute

System verteilt. Daher ist das Nitrat-Anion auch stabiler als die Salpetersäure, wo eine

derartige Delokalisierung nicht möglich ist:

Sofern das Kation farblos ist, sind auch die Nitrate farblos bzw. bilden farblose Lösungen. Die

meisten Nitrate sind zudem gut wasserlöslich (z.B. KNO3: je 100 g Wasser lösen sich bei 0°C

13 g KNO3, bei 100°C 246 g KNO3).

N

O

O

O N

O

O

O

N O

O

O

N

O

O

O

N

O

O

OH


4

1.1. Darstellung von Nitraten früher - heute

1.1.0 Darstellung von Nitraten früher

Durch das Bekanntwerden von Schwarzpulver in Europa um 13001 und die Verwendung für

militärische Zwecke (erste Erwähnung von Kanonen um 13501) stieg der Bedarf an

Kaliumnitrat enorm. Die vorher von Apothekern (Verwendung als Diuretikum, Antipyretikum

und als Mittel gegen Asthma) und Gold- und Silberschmieden (Scheidewasserherstellung,

Verwendung als Schmelz- und Reinigungsmittel für die Oxidation unedler Metalle)

verwendeten kleinen Mengen wurden aus dem nahen Osten über Venedig importiert2. Die

zunehmende Nachfrage konnte durch diesen Weg allerdings nicht gedeckt werden. Da

Deutschland nicht wie z.B. Russland, Polen, Österreich, Ungarn und Spanien über natürliche

Salpeterablagerungen verfügte und der Bedarf bald nicht mehr durch Importe aus China etc.

gedeckt werden konnten, entwickelte sich ab dem 16. Jahrhundert das Handwerk der

Salpetersiederei. Grundlage hierfür war die Entdeckung, dass sich an den Kalkwänden in

Viehställen Calciumnitrat bildete (siehe Versuch 1).

Zunächst kratzte man von den Wänden diesen sog. Mauersalpeter ab und setzte ihn mit

Pottasche (wesentlicher Bestandteil: K2CO3) zu Kaliumnitrat um. Da aber irgendwann dieser

an den Wänden natürlich gebildete Rohstoff nicht mehr ausreichte, begann man, ihn

„künstlich“ zu erzeugen. Dazu legte man sog. Salpetergärten und –gruben an. In diesen wurde

organisches Material wie Stroh, Mist, Torf, Sägemehl etc. zusammen mit gebranntem Kalk

(CaO) zu ca. 1 m hohen Wällen aufgeschichtet. Durch regelmäßiges Begießen mit Jauche,

Urin etc. konnte man Calciumnitrat gewinnen.

1 Chemie in unserer Zeit, Heft 1, Jahrgang 1988, S.9 2 Chemie in unserer Zeit, Heft 1, Jahrgang 1995, S.9


5

Bild 1: Salpetergarten3

Das Calciumnitrat wurde dann vom Salpetersieder in großen Töpfen mit Pottasche aufgekocht,

wobei Kalk (CaCO3) ausfällt und abgeschöpft werden kann. Die Lösung wird dann

eingedampft und der Kalisalpeter kristallisiert aus.

Bild 2: Salpetersieder beim Abschöpfen von CaCO34

1.1.0.0 Versuch 1: Nachweis von Nitrat in Schweinestallputz5

Chemikalien

⋅ HCl(aq), c = 2 mol/L

3 Chemie in unserer Zeit, Heft 1, Jahrgang 1995, S.8 4 Praxis der Naturwissenschaften - Chemie in der Schule, Heft 2, Jahrgang 2005, S.3 5 eigener Versuch

( ) ( ) ( ) ( ) ( )3 2 3 3 322

aq s aqaqCa NO K CO CaCO KNO

∆+ ↓ +��⇀↽��


6

(-)

⋅ Putz aus einem Schweinestall

(-)

⋅ Nitratteststäbchen

(-)

Geräte

⋅ Reagenzglas

⋅ Reagenzglasgestell

⋅ Glasstab

Versuchsaufbau

Durchführung/ Beobachtung

In einem Reagenzglas werden ca. 3 Spatelspitzen Schweinestall-Putz gegeben und mit 2

fingerbreit verdünnter Salzsäure aufgeschlämmt. Nun taucht man mit einem Glasstab in die

Lösung und benetzt das Teststäbchen mit ein paar Tropfen der Lösung. Nach kurzer Zeit färbt

sich das Nitrat-Feld rötlich, die Nitrit-Warnzone bleibt unverändert.

Auswertung/ Hintergründe

Für eine halbquantitative Bestimmung kann man die Farbskala für die Teststäbchen

hinzuziehen (hier allerdings findet nur eine qualitative Bestimmung statt):

Nitrat-Teststäbchen

in verd. HCl(aq) aufgeschlämmter Putz


7

Bild 3: Farbskala für Nitrat-Test6

In der Jauche von Vieh befindet sich Ammoniak (NH3), welcher mit Sauerstoff im

sogenannten Nitrifikationsprozess durch Einwirkung von Bakterien (Nitrosomas und

Nitrobacter) zu Nitrat umgesetzt wird:

Mit dem Kalk der Wand bildet sich Calciumnitrat:

1.1.0 Darstellung von Nitraten heute

Seit ca. 1830 wurde der Salpeterbedarf nicht mehr durch die Produktion in Salpeterplantagen

gedeckt sondern durch den Import von „Chilesalpeter“ (NaNO3) aus der Atacam-Wüste in

Chile.

Die Darstellung von Nitraten hat sich seit Entdeckung des Ostwald-Verfahrens („Ammoniak-

Verbrennung“) im Jahre 1900 durch Wilhelm Ostwald grundlegend geändert, allerdings

entwickelten erst 1913 Haber und Bosch mit dem Haber-Bosch-Verfahren einen geeigneten

Prozess zur Ammoniakgewinnung.

6 eigenes Foto

( ) ( ) ( )

( ) ( ) ( ) ( ) ( )

( ) ( ) ( )

3 4

3 3 2 0 2

4 2 2 2

3 2 5 2 0

2 2 3

2 3 2 4 2

2 2

g aq aq

aq g aq aq l

aq g aq

Nitrosomas

Nitrobacter

NH H NH

NH O NO H H O

NO O NO

+ +

− + − −+ − +

+ − + −− −

+

+ + +

+

⇌

��⇀↽��

��⇀↽��

( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( )3 3 3 2 222 2

aq aq aq gaqCaCO NO H Ca NO CO H O

− ++ + + +⇌


8

Bild 4: Wilhelm Ostwald7

1.1.1.0 Versuch 2: Ostwald-Verfahren8

Chemikalien

⋅ NH3(aq), w = 0,25

(C, N; R 34-50, S 26-36/37/39-45-61)

⋅ NaOH-Plätzchen

(C; R 35, S 26-36/37/39-45)

⋅ ention. Wasser

⋅ Amidoschwefelsäure

(Xi; R 36/38- 52/53, S 26-28-61 )

Geräte

⋅ schwerschmelzbares Glührohr (Länge: ca. 20-30 cm, ∅ ca. 1,5 cm)

⋅ Handgebläse

⋅ Reagenzglas mit seitlichem Auslass

⋅ 2 durchbohrte Gummi-Stopfen (in Glührohr passend)

⋅ Gaseinleitungsrohr

⋅ Platinnetz als Katalysator

⋅ Glaswolle

7 http://nobelprize.org/nobel_prizes/chemistry/laureates/1909/ (besucht am 03.01.2008) 8 nach: Praxis der Naturwissenschaften-Chemie 8/47, 1998, S38-39 und 1/80, 1980, S.3-6 und http://www.chids.de/links/PraktikumsskriptSchulversucheWS04_TUDarmstadt.pdf (besucht am 04.01.2008) und eigenen Ideen


9

⋅ 100 mL-Messkolben mit Stopfen

⋅ Bunsenbrenner

⋅ 2 Hebebühnen

Versuchsaufbau


In das Reagenzglas mit seitlichem Auslass wird ca. 2 cm hoch konz. Ammoniaklösung

eingefüllt. Der Stopfen mit dem Gaseinleitungsrohr wird aufgesetzt, dabei sollte das Rohr in

Höhe des Stopfens gefettet sein, damit man die Eintauchtiefe des Einleitungsrohres in die

Lösung leicht ändern kann. Das Gaseinleitungsrohr ragt ca. 0,5 cm tief in die Lösung ein. Der

seitliche Auslass am Reagenzglas wird mithilfe eines durchbohrten Stopfens an das Glührohr

angeschlossen. Das Glührohr wird mit dem Platinnetz (evtl. aufgerollt) bestückt, dann wird

der gesamte hintere Teil sowie bis auf ca. 4 cm auch der vordere Teil mit Glaswolle locker

befüllt. Der verbleibende vordere Teil wird mit NaOH-Plätzchen bestückt, ein kleiner

Glaswolle-Bausch bildet den vorderen Abschluss. Das Gaseinleitungsrohr am hinteren Ende

ragt tief in einen Messkolben, der einen schmalen Hals besitzt.

Für die Durchführung des Versuchs erhitzt man zunächst kräftig das Platinnetz (ca. 1-2

Minuten). Dann lässt man langsam (ca. 2 Blasen pro Sekunde) mithilfe des Handgebläses

einen Luft/Ammoniak-Strom über den Katalysator gleiten. Sobald der Katalysator rot-orange

aufglüht, kann man den Strom etwas erhöhen. Bald sollten bräunlich-rote Nebel im

Messkolben zu beobachten sein. Man beendet den Gas-Strom, stellt den Brenner aus und

schlägt die Nebel mit wenig ention. Wasser nieder. Die Lösung kann nun mit Indikatorpapier

GlaswolleGlührohr

NaOH-Plätzchen

Handgebläse

100 mL-Messkolben

Gaseinleitungsrohr

Brenner

Platinnetz

RG mit seitlichem Auslass,gefüllt mit Ammoniak-Lsg.


10

getestet werden. Reagiert sie, entgegen der Erwartung, basisch, so ist zu viel nicht

umgesetzter Ammoniak übergegangen und man wiederhole den Versuch mit einem noch

langsameren Gas-Strom. Nach Verkochen des Nitrits mit Amidosschwefelsäure (Lösung mit

ein wenig 10%iger Amidoschwefelsäure versetzen und kurz aufkochen) kann Nitrat

nachgewiesen werden, z.B. mit Nitrat-Teststäbchen.


Bei der Reaktion von NH3 mit O2 am heißen Platin-Katalysator sind mehrere unerwünschte

Reaktionen möglich:

( ) ( ) ( ) ( )

( ) ( ) ( ) ( )

( ) ( ) ( ) ( )

,

3 2 2 2 /

,

3 2 2 2 /

,

3 2 2 2 /

4 3 2 6

4 4 2 6

4 7 4 6

Pt

g g g g l

Pt

g g g g l

Pt

g g g g l

NH O N H O

NH O N O H O

NH O NO H O

∆

∆

∆

+ → +

+ → +

+ → +

Die erwünschte Reaktion lautet:

Um zu gewährleisten, dass letztere Reaktion die hauptsächlich ablaufende Reaktion ist,

belässt man technisch das NH3/Luft-Gemisch nur sehr kurz (ca. 10-3 s) am Katalysator.

Das erzeugte Stickstoffmonoxid wird dann mit Luftsauerstoff zu Stickstoffdioxid umgesetzt,

in diesem Versuch ist die Bildung des Stickstoffdioxids gut an der rot-braunen Farbe im

Messkolben erkennbar:

( )( )

( ) ( )( )

2 2 0 4 2

2 22 2 br

g g g

f aulos narb

NO O NO+ − + −

+ ⇌

Durch das Niederschlagen mit Wasser wird durch Disproportionierung Salpetersäure und

salpetrige Säure gebildet, letztere disproportioniert zu Salpetersäure und Stickstoffmonoxid.

Das Stickstoffmonoxid kann dann wieder mit Luftsauerstoff reagieren und wiederum mit

Wasser reagieren:

( ) ( ) ( ) ( )

3 1 0 2 2 2

3 2 2 /

, 600 700 4 5 4 6 g g lgg

Pt CNH O NO H O− + + − −− °

+ +��⇀↽��


11

Die Zerstörung des noch vorhandenen Nitrits für den Nitratnachweis kann man wie folgt

beschreiben:

Industriell wird dieser Prozess ähnlich wie oben beschreiben durchgeführt, natürlich in

entsprechend anderen Größenordnungen.

Bild 5: industrielle Anlage zur HNO3-Produktion9 Bild 6: NH3-Verbrennungsreaktoren10

Schematisch kann man die Salpetersäure-Produktion, ausgehend von N2 und H2, so darstellen:

9 http://idw-online.de/pages/de/image32275 (besucht am 03.01.2008) 10 http://www.uhde.biz/competence/technologies/fertilisers/techprofile.de.epl?profile=5&pagetype=0 (besucht am 03.01.2008)

( ) ( ) ( )

( ) ( ) ( )

( ) ( ) ( )

4 2 5 2 3 2

2 2 3 2

3 5 2

2 3 2

2 0 4 2

2 2

2

3 2

2 2

aq aq aq

aq aq aq

g g g

NO H O HNO HNO

HNO HNO NO H O

NO O NO

+ − + − + −

+ + +

+ + −

+ +

+ +

+

⇌

⇌

⇌

( ) ( ) ( ) ( ) ( )

3 3 0

2 2 2 2 4 2 2aq aq aq aq gH N SO OH NO H H SO N H O

+−− +− − + + → + ↑ +

2 2 2 2 2

0 3 2 4 5,

2 3 2 3H O O O H O

Haber Bosch OstwaldN NH NO NO HNO

− + + ++ + + +

−→ → → →


12

Für die Produktion von Nitraten wird im letzten Schritt die Salpetersäure mit dem Metall, dem

Metallhydroxid, dem Metalloxid oder dem Metallcarbonat umgesetzt, z.B. nach folgender

Reaktionsgleichung:

1.2. Nachweis von Nitrat

Es gibt verschiedene Möglichkeiten, Nitrat nachzuweisen. Im Labor sind vor allem zwei

Nachweisreaktionen für Nitrat wichtig, zum einen der Nachweis in der Ringprobe mit

Schwefelsäure und Fe(II)-sulfat, zum anderen der Nachweis mit Lunges Reagenz. Zur

halbquantitativen Bestimmung benutzt man technisch bzw. im Alltag auch Nitratteststäbchen,

wobei deren Prinzip sehr ähnlich der Nachweisreaktion mit Lunges Reagenz ist.

Bei allen Nachweisen stört Nitrit, da entweder das Nitrat zur Nitrit reduziert wird und über

dieses nachgewiesen (Lunges Reagenz) wird oder Nitrit ebenso wie Nitrat die gleiche

Reaktion hervorruft (Ringprobe). Daher muss, falls Nitrit vorhanden, dieses vorher zerstört

werden, dies geschieht z.B. mit Amidoschwefelsäure (siehe dazu auch Versuch 2).

1.2.0 Nachweis von Nitrat mit der Ringprobe

Die Ringprobe zum Nachweis von Nitrat stellt einen klassischen Labornachweis dar. Bei dem

Nachweis stören Nitrit, Iodid und Bromid, diese müssen zuvor entfernt werden.

1.2.0.0 Versuch 3a: Nachweis von Nitrat mit der Ringprobe11

Chemikalien

· FeSO4

(Xn; R 22, S 24/25)

· konz. H2SO4

(C; R 35, S 26-30-45)

· verd. Nitratlösung oder auf Nitrat zu prüfende Lösung 11 Fluck/Mahr: Anorganisches Grundpraktikum, 6. Auflage, 1985, VCH Verlag, S.215

( ) ( ) ( ) ( ) ( )2 3 3 3 2 22 2 s aq aq g l

K CO HNO KNO CO H O+ + +⇌


13

Geräte

⋅ Reagenzglas

⋅ Reagenzglasgestell

⋅ Pipette

⋅ Becherglas

Versuchsaufbau


Zunächst setzt man sich frisch (!, die Lösung muss frisch sein, damit noch genug Fe2+

vorhanden ist, letzteres kann in älteren Lösungen schon mit Luftsauerstoff zu Fe3+ oxidiert

worden sein) etwas gesättigte FeSO4-Lösung an. Von dieser gibt man ca. 2 cm hoch in ein

sauberes Reagenzglas und fügt etwas der Nitrat-Lösung hinzu. Nun unterschichtet man

vorsichtig mit etwas konz. H2SO4, indem man diese langsam an der Reagenzglasinnenwand

herunter laufen lässt. In der Nitrat-Probe kann die Bildung eines braunen Ringes an der

Grenzschicht zwischen den Phasen beobachtet werden.


Zunächst wird das Nitrat zu Stickstoffmonoxid durch das Fe2+ reduziert, wobei das Fe2+ zu

Fe3+ oxidiert wird:

Pipette mit konz. Schwefelsäure

ges. Eisen(II)-sulfat-Lösung und Nitrat-Probe

( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( )

2 5 3 2 2 3

3 23 4 3 2aqa aq aq aq laq

Fe NO H Fe NO H O+ + + +

+ − + ++ + + +⇌


14

Das Stickstoffmonoxid wird dann zum Nitroxylat reduziert, dieses lagert sich dann als Ligand

an ein hydratisiertes Fe3+-Kation an, wobei der dabei entstehende Pentaaquanitroxylato-

Eisen(III)-Komplex die braune Farbe verursacht:

( )( )

( ) ( )( )

( )

( )

2 22 2 3 1

2 2 26 5( )

a

bra

q l

aq a

un

q

Fe H O NO Fe H O NO H O

+ ++ + + + + + ⇌

1.2.1 Nachweis von Nitrat mit Lunges Reagenz

Der Nachweis von Nitriten (und über Reduktion mit Zn-Staub auch von Nitraten) mit Lunges

Reagenz wurde vom Chemiker Georg Lunge (1839-1923) entwickelt. Der Nachweis ist sehr

empfindlich und man benötigt nur geringe Mengen der Reagenzien.

1.2.1.0 Versuch 3b: Nachweis von Nitrat mit Lunges Reagenz12

Chemikalien

· 1-Naphthylamin

(T,N; R 45-51/53, S 37-45-53-61)

· Sulfanilsäure

(Xi; R 36/38-43, S 24-37)

· konz. CH3COOH

(C; R 10-35, S 23-26-45)

· Zn-Pulver

(F; R 10-15, S 7/8-43)

· verd. Nitratlösung oder auf Nitrat zu prüfende Lösung

· ention. Wasser

Geräte

Ansetzen von Lunge I und II

⋅ beheizbarer Magnetrührer mit Rührfisch

12 Fluck/Mahr: Anorganisches Grundpraktikum, 6. Auflage, 1985, VCH Verlag, S.393


15

⋅ 3 Bechergläser (250 mL)

⋅ 2 braune Schliffflaschen (100 mL)

Nachweis

⋅ Tüpfelplatte oder Uhrglas

⋅ 3 Pipetten

⋅ Spatel

Versuchsaufbau


Ansetzen von Lunge I und II

Zuerst müssen die Lösungen Lunge I und Lunge II angesetzt werden. Für Lunge I löst man

unter Erwärmen 1 g Sulfanilsäure in 100 mL 30%iger Essigsäure auf. Für Lunge II kocht man

0,3 g 1-Naphthylamin in 70 mL ention. Wasser auf, dekantiert vom dunklen Rückstand und

versetzt die farblose Lösung mit 30 mL Eisessig. Die beiden Lösungen werden zur

Aufbewahrung getrennt voneinander in 2 verschiedene braune Schliffflaschen gefüllt.

Nachweis

Für den Nachweis von Nitrat gibt man auf eine Tüpfelplatte oder ein Uhrglas je einen Tropfen

Lunge I und Lunge II. Man fügt sehr wenig (sehr kleine Spatelspitze) Zn-Staub hinzu und gibt

einen Tropfen der zu untersuchenden Lösung darauf. Ist Nitrat in der Probe vorhanden, so

bildet sich in kurzer Zeit (ca. 10 s) eine violette Verfärbung der Lösung, die mit

voranschreitender Zeit intensiver wird.

Pipette mit Nitrat-Probe

Lunge I, Lunge II und Zn-Staub

Uhrglas od. Tüpfelplatte


16


Der Nachweis von Nitrat mit Lunges Reagenz geschieht über die Bildung eines Azo-

Farbstoffes. Dafür wird zunächst das Nitrat zu Nitrit durch den Zn-Staub reduziert:

Im nächsten Schritt wird aus dem Nitrit über die salpetrige Säure das Nitrosyl-Kation gebildet:

Bei der Diazotierung der Sulfanilsäure greift nun das freie Elektronenpaar des Amin-

Stickstoffs das Nitrosylkation an, und es wird über das N-Nitrosammonium-Ion, das

Nitrosamin und das Diazohydroxid das Diazonium-Ion gebildet:

Nun kann die Azokupplung mit dem 1-Naphthylamin stattfinden, bei welcher durch

elektrophile Substitution am Aromaten der violette Azo-Farbstoff gebildet wird:

( ) ( ) ( ) ( )

5 3 2 02

3 2 2 2 aq aq aq aq

NO Zn H NO Zn H O+ + +

− + − ++ + + +⇌

N

O

O H+

N

O

OH H+

N

O

O

H

H

OH2

N

O

N

O

Nitrosyl-Kation

salpetrige Säure

HO3S

N

H

H

+

N

OHO3S

N

H

H

NO

H+

HO3S

N

H

NO

H+

H+

HO3S

NN

OH

H+

HO3S

NN

OHH

OH2

HO3S

NN

Diazonium-Ion

N-Nitrosammonium Nitrosamin

Diazohydroxid


17

1.3. Verwendung von Nitraten

Es gibt eine Vielzahl von Verwendungs- und Einsatzmöglichkeiten von und für Nitrate, auf

die Aspekte der Verwendung als Dünger, als Kältemittel, als Pökelsalz und als

Oxidationsmittel bzw. Sprengstoff gehe ich im Folgenden näher ein.

1.3.0 Verwendung von Nitrat als Dünger

Unter dem Begriff Düngung versteht man definitionsgemäß die „Zufuhr von

Pflanzennährstoffen zur Ertrags- und Qualitätssteigerung von Nutzpflanzen“13. In Düngern ist

Nitrat eine wichtige stickstoffliefernde Komponente. Als Beispiel für einen Nitrat-Dünger sei

Kalkammonsalpeter (NH4NO3 mit ca. 22 % CaCO3) genannt.

13 Römpp Chemie-Lexikon auf CD-Rom, Version 1.0, Thieme-Verlag, 1995, Stichwort: Düngung

HO3S

NN

+

N

H

H

N

N

HO3S

NH

H

H

H+

N

N

HO3S

N

H

H

(violett)

Azofarbstoff


18

Bild 7: Kalkammonsalpeter14

1.3.0.0 Demo 1: Düngung mit und ohne Nitrat15

Chemikalien

⋅ FePO4

(-)

⋅ KNO3

(O; R 8, S 16-41)

⋅ Ca(NO3)2

(O,Xi; R 8-36, S -)

⋅ K2HPO4

(-)

⋅ MgSO4

(-)

⋅ Sonnenblumenkerne

Geräte

⋅ 2 Bechergläser (1 L)

⋅ 2 Reagenzgläser

⋅ Petrischale o.ä. zum Keimen

⋅ Baumwollwatte

14 www.corporate.basf.com/file/31101.bild6 (besucht am 03.01.2008) 15 Chemie für Gymnasien, Cornelsen Verlag, 1994


19

Versuchsaufbau


Man setzt 2 verschiedene Düngerlösungen an, wobei man bei der einen die Nitrate weglässt.

Dazu löst man jeweils in 4 L ention. Wasser 1 g FePO4, 1 g KNO3, 4 g Ca(NO3)2, 1 g

K2HPO4, und 1 g MgSO4 (natürlich kann man diesen Ansatz auch wesentlich verringern).

Nun füllt man in 2 Reagenzgläser je eine der beiden Lösungen ein. In diese stellt man nun je

einen Sonneblumenkernkeimling, welche man zuvor auf feuchter Watte hat keimen lassen

(bis die Keimlinge eine Größe von ca. 1 cm haben, dauert es ca. 3-5 Tage). Nach 3-5 Tagen

ist ein deutlicher Unterschied zu erkennen, der Keimling, der in der nitrathaltigen

Düngerlösung stand, ist wesentlich größer als der andere.


Pflanzen brauchen Nitrate für ein vernünftiges Wachstum, sind diese nicht vorhanden, so

wächst die Pflanze sehr langsam.

1.3.0.1 Demo 2: Nachweis von Nitrat in Trinkwasser16

Pflanzen brauchen für ein gutes Wachstum Nitrat, allerdings kann bei übermäßiger Düngung

das Nitrat nicht komplett verwertet werden und es gelangt, bedingt durch die gute

Wasserlöslichkeit, ins Grundwasser. In der nächsten Demo wird Nitrat in einer Wasserprobe

aus einem Brunnen nachgewiesen, der sich in einer Region mit hoher Viehdichte und

16 eigene Idee

Sonnenblumenkeimlinge

Düngerlösung mit NitratDüngerlösung ohne Nitrat


20

dementsprechend hohem Gülleaufkommen befindet, die Probe stammt aus Damme aus dem

Landkreis Vechta.

Chemikalien

⋅ Brunnenwasser (aus viehintensiver Region)

⋅ zum Vergleich: Leitungswasser aus der selben Region

⋅ Nitratteststäbchen

Geräte

⋅ 2 Glasstäbe

Versuchsaufbau


Man untersucht die beiden Wasserproben mit Nitratteststäbchen und stellt fest, dass die Probe

des Brunnenwassers nicht mal mehr halbquantitativ bestimmt werden kann, da die

Konzentration zu hoch für eine Erfassung mit diesen Stäbchen ist (> 500 mg NO3- pro L), die

Leitungswasserprobe hingegen besitzt nur eine Konzentration von ca. 10 mg NO3- pro L.


Durch die große Viehdichte in der Region des Landkreises Vechta fällt auch viel Gülle an.

Diese wird auf die Felder gebracht, kann allerdings nicht vollständig von den Pflanzen

verwertet werden und das in der Gülle enthaltene Nitrat gelangt ins Grundwasser. Da der

Brunnen sein Wasser aus dem Grundwasser gewinnt, ist die Nitrat-Belastung in der Probe

Nitrat-Teststäbchen

städtisches LeitungswasserBrunnenwasser


21

sehr hoch. Das städtische Leitungswasser hingegen ist wesentlich weniger belastet, hierfür gilt

in Deutschland ein gesetzlicher Grenzwert von 50 mg NO3- pro L.

Jedoch nimmt der Mensch den größten Teil an Nitraten nicht über das Trinkwasser auf,

sondern durch die Nahrung, und dort verstärkt durch Gemüse. Einige Beispiele für stark

Nitrat belastete Nahrungsmittel (ca. 1000-4000 mg/kg): Chinakohl, Grünkohl, Feldsalat, Rote

Beete, Spinat.

1.3.0.2 Demo 3: Nachweis von Nitrit im Speichel17

Das Problem von Nitrat für den Menschen ist nicht so sehr das Nitrat selbst, sondern vielmehr

die Tatsache, dass der Körper Nitrat durch Bakterien in Nitrit umwandelt. Diese Bakterien

befinden sich z.B. im Mund und im Darmtrakt.

Chemikalien

⋅ Lunges Reagenz (siehe Versuch 3b)

⋅ Speichelprobe

Geräte

⋅ Petrischale oder Tüpfelplatte

⋅ 2 Pipetten

Versuchsaufbau

17 eigene Idee

Uhrglas od. Tüpfelplatte

Lunge I und Lunge II

Speichelprobe


22


Man tropft einen Tropfen Lunge I und einen Tropfen Lunge II auf das Uhrglas und fügt etwas

Speichel hinzu. Da Nitrit nachgewiesen werden soll, wird kein Zn-Staub hinzugefügt. Nach

kurzer Zeit (15-30 s) ist eine violette Farbe beobachtbar.


Wie schon erwähnt wird u.a. im Mund durch Bakterien Nitrat in Nitrit umgewandelt, letzteres

wurde nun mit Lunges Reagenz nachgewiesen.

Nitrit ist deswegen bedenklich, da es zum einen die Bildung von Nitrosaminen verursachen

kann und andererseits Hämoglobin oxidieren kann.

Für die Bildung von Nitrosaminen ist das aus Nitrit gebildete Nitrosyl-Kation (siehe Versuch

3 b) verantwortlich, welches dann mit Aminen zu Nitrosaminen reagieren kann:

Die meisten Nitrosamine sind stark cancerogen und damit problematisch.

Bei der Oxidation von Hämoglobin wird das Zentralteilchen des Hämoglobins Fe2+ zu Fe3+

durch das Nitrit oxidiert:

Dadurch wird aus dem Hämoglobin (Hb) das Methämoglobin (MetHb). MetHb ist nun nicht

mehr in der Lage, Sauerstoff zu transportieren. Bei Menschen sind geringe Mengen MetHb

nicht allzu problematisch, da dieses durch Enzyme wieder in Hb zurückgewandelt wird.

Problematischer ist es bei Säuglingen, deren Enzymkonzentration für diese Reaktion zu

gering ist. Daher kann Nitrat und Nitrit dem Säugling mehr schaden, bei zu hoher Aufnahme

sind bläuliche Verfärbungen des Babys beobachtbar. Um eine nitrat- und nitritarme

Ernährung für Babys gewährleisten zu können, sind viele Mineralwässer mit dem Hinweis

„Zur Zubereitung von Babynahrung geeignet“ versehen.

N

H

R2

R1

+N

ONR

1

R2

H

N

O

H+

N

R1

R2

N

O

sek. AminNitrosamin

2 3.OxFe Fe+ +��⇀↽��


23

1.3.1 Verwendung von Nitraten als Pökelsalz

Kaliumnitrat wird schon seit dem Mittelalter als Pökelsalz verwendet. Die konservierende

Eigenschaft beruht zum einen auf der wasserentziehenden Wirkung, zum anderen auf der

Hemmung bestimmter Bakterien, z.B. des Bakteriums „Clostridium botulinum“, welches

Botulinustoxin produziert, eines der stärksten natürlichen Gifte.

Ein weiterer Effekt der Verwendung von Nitraten zum Pökeln ist, dass das Fleisch eine

ansprechende rosa Farbe erhält und diese auch behält.

Bild 8: Kalisalpeter18

Mittlerweile weiß man, dass nicht das Nitrat entscheidend beim Pökeln ist, sondern das im

Fleisch durch Bakterien gebildete Nitrit. Daher verwendet man heute nicht mehr Nitrat zum

Pökeln sondern setzt sofort Nitrit zu.

1.3.1.0 Versuch 4: Umrötung von Fleisch19

Chemikalien

⋅ Natriumnitrit

⋅ Ascorbinsäure (Vitamin C)

⋅ 2 Stücke fettarmes Schweinegulasch

18 http://www.ossiladen.de/shopping/popup_image.php/pID/6900/imgID/0 (besucht am 03.01.2008) 19 Naturwissenschaften im Unterricht-Chemie, Nr. 32, 1996, S. 29-30


24

Geräte

⋅ Erlenmeyerkolben (100 mL) mit passendem Gummistopfen

⋅ Becherglas (500 mL)

⋅ Spatel

⋅ Pinzette

⋅ 2 Demo-Reagenzgläser (die Fleischstücke müssen hineinpassen)

⋅ beheizbarer Magnetrührer mit Rührfisch

Versuchsaufbau


Als erstes wird eines der beiden Stücke in den Erlenmeyerkolben gegeben und mit ca. 70 mL

Wasser übergossen. Man fügt einen halben Spatel (ca. 50-100 mg) Natriumnitrit hinzu. Nun

fügt man noch einen Spatel Ascorbinsäure hinzu und verschließt sofort den Kolben mit dem

Stopfen. Da (nitrose) Gase entstehen, sollte man unter dem Abzug arbeiten, zudem muss man

den Stopfen festhalten, damit dieser nicht aus dem Kolben gedrückt wird. Das Fleisch sollte

für 3-5 min in der Pökellake verbleiben. Danach wird es mit etwas ention. Wasser abgespült

und in eines der Reagenzgläser überführt, in das andere Reagenzglas gibt man das

unbehandelte Stück Fleisch. Man kann nun einen Farbunterschied zwischen den beiden

Stücken erkennen, das behandelte Fleischstück weist eine rosa, nicht fleischtypische Farbe auf.

Zur Demonstration der Hitzebeständigkeit der Farbe werden nun beide Stücke mit kochendem

Wasser übergossen, welches ca. 5 min auf das Fleisch einwirken soll. Danach ist die Farbe

des behandelten Stückes nahezu unverändert geblieben, das unbehandelte Stück hat eine grau-

weiße Farbe angenommen.

100 mL 75

100

50

Natriumnitrit und Ascorbinsäure

umgerötetes Fleisch

kochendes Wasser

unbehandeltes Fleisch


25


Die Ascorbinsäure wird hier als Hilfsstoff eingesetzt um eine schnellere Reduktion des Nitrits

in Stickstoffmonoxid zu erreichen. Auch technisch verwendet man Ascorbinsäure beim

Pökeln, dies hat zudem den Vorteil, dass die Bildung des Nitrosylkations gehemmt wird und

somit die Bildung von Nitrosaminen unterdrückt wird (siehe Versuch 3b, Demo 3).

Das gebildete Sticktoffmonoxid kann sich nun an das im Fleisch vorhandene Myoglobin

anlagern. Dabei wird das Stickstoffmonoxid komplex an die Stelle gebunden, an der sich

sonst Sauerstoff befindet. Das Stickoxidmyoglobin besitzt eine rosa Farbe, das unbehandelte

Myoglobin ist für die fleischfarbene Farbe des Fleisches verantwortlich. Durch Erhitzen wird

nun zum einen das Protein denaturiert, welches an das Myoglobin gebunden ist. Zum anderen

wird das Myoglobin im unbehandelten Fleisch zu Metmyoglobin oxidiert (das zentrale Fe2+

wird zu Fe3+ oxidiert). Dadurch hat das Fleisch nun eine grau-weißliche Farbe. Die Oxidation

des Stickoxidmyoglobins findet nicht statt, das behandelte Fleisch behält seine rosa Farbe.

O2

NO

NO

Protein Protein

denaturiertes denaturiertes

Protein Protein

∆

(grau-braun) (rosa)

∆, Ox.

+ NO

OH2

Fe2+ Fe

2+

Fe3+

Fe3+

O

OH OH

O

OH

OH+ 2 NO

2-(aq) 2 H+

(aq)2 NO

(aq)2 H

2O

(aq)+ + +

O

O O

O

OH

OH

Ascorbinsäure Dehydroascorbinsäure


26

1.3.2 Verwendung von Nitraten als Kältemittel

Einige Nitrate lösen sich endotherm in Wasser. Daher werden sie im Labor z.B. für

Kältemischungen verwendet, im Alltag finden sie Anwendung in Einmalkältepacks z.B. beim

Sport.

Bild 9: Einmalkältepack20

1.3.2.0 Versuch 5: Selbstbau eines Kältepacks21

Chemikalien

⋅ Kalkammonsalpeter

⋅ ention. Wasser

Geräte

⋅ 1 L-Gefrierbeutel (am besten mit Zip-Verschluss)

⋅ kleinen Plastikbeutel (z.B. Druckverschlusstütchen, 12x8 cm)

20 eigenes Foto 21 eigene Idee


27

Versuchsaufbau


Man füllt in einen 1 L-Gefrierbeutel ca. 150 g Kalkammonsalpeter (alternativ:

Ammoniumnitrat). In einen kleinen Plastikbeutel füllt man ca. 100 g Wasser und verschließt

diesen mit etwas Luft so, dass der Beutel stramm gespannt ist. Dies ist notwendig, um den

Wasserbeutel nachher durch Druck zum Platzen bringen zu können. Man gibt den kleinen

Beutel in den großen Beutel und verschließt letzteren durch den Zip-Verschluss. Hat man

keine Gefrierbeutel mit Zip-Verschluss zur Hand, so wird der Beutel mithilfe von Klebeband

wasserdicht verschlossen.

Um das Kältepack zum Einsatz zu bringen, muss man durch Druck mit den Fingern den

Beutel mit Wasser zum Zerplatzen bringen und anschließend das Wasser mit dem im Beutel

vorhandenen Kalkammonsalpeter vermengen. Der Beutel kühlt sch rasch merklich ab.


Der Kalkammonsalpeter löst sich endotherm in Wasser, d.h. die Lösungsreaktion entzieht der

Umgebung Wärme. Dadurch kühlt sich der Beutel ab. Man kann den Lösungsvorgang

theoretisch in 2 Teilreaktionen unterteilen. Zuerst (1) werden die Ionen aus dem Ionengitter

unter Aufwendung der Gitterenthalpie frei, dann (2) werden sie vom Wasser solvatisiert,

wobei die Solvatationsenthalpie frei wird.

( )

( ) ( )

4 3 4 3

4 3 4 3

1) " " " "

2) " " " "

s

aq aq

NH NO NH NO

NH NO NH NO

+ −

+ − + −

+

+ +

⇌

⇌

kl. Beutel mit Wasser

1L-Tüte, z.B. mit Zip-Verschluss

Kalkammonsalpeter


28

Hier in diesem Fall ist die Summe aus der Gitterenthalpie und der Solvatationsenthalpie

größer 0, der Lösungsvorgang ist also endotherm.

Schematisch kann man den Lösungsvorgang wie folgt darstellen:

Der Grund, warum die Reaktion dennoch abläuft, ist bei der Betrachtung der freien Enthalpie

zu finden. Die Reaktion ist zwar endotherm (also ∆H > 0), aber die Differenz der freien

Enthalpie ist negativ (∆G < 0), die Reaktion ist exergonisch. Die Formel für die Änderung der

freien Enthalpie lautet:

Da ∆H >0 und die Temperatur (in K angegeben) immer größer null ist, muss ∆S > 0 sein,

damit ∆G < 0 wird. Die Entropieänderung ist also positiv, d.h. die Entropie nimmt durch den

Lösungsvorgang zu. Diese Tatsache ist auch anschaulich einleuchtend, das gelöste Salz hat

viel mehr Realisierungszustände als das ungelöste, im Ionengitter starr gebundene Salz. Die

Triebkraft dieser Reaktion ist also die Zunahme der Entropie.

0Lösung Solvatation Gitter

H H H∆ = ∆ + ∆ >

∆H

∆HGitter∆H

Gitter ∆HSolvatation ∆H

Solvatation

∆HLösung

<0

∆HLösung

>0

exothermer

Lösungsvorgang

endothermer

Lösungsvorgang

Energieschema Lösungsvorgang

G H T S∆ = ∆ − ⋅ ∆


29

1.3.3 Verwendung von Nitraten als Oxidationsmittel/Pyrotechnik

Nitrate sind in Salzform oder in Schmelzen gute Oxidationsmittel. Bevor sie militärisch in

Form von Schwarzpulver verwendet wurden, hat man salpeterhaltige Pyrotechnik-Artikel

schon in China benutzt. Die erste Erwähnung22 von Salpeter und Schwefel findet in einer

naturwissenschaftlichen Enzyklopädie in der Han-Dynastie (25-250 n.Chr.) statt.

1.3.3.0 Versuch 6: Oxidation von Holzkohle durch eine KNO3-Schmelze23

Chemikalien

· KNO3

(O; R 8, S16-41)

· erbsengroßes Holzkohlestückchen (z.B. ganz gewöhnliche Grillkohle)

(-)

Geräte

· Reagenzglas

· Stativmaterial zur Befestigung des Reagenzglases

· Spatel

· Brenner

22 Chemie in unserer Zeit, Nr.1, 1988, S. 9 23nach: www.chemieunterricht.de/dc2/glas/glasv_03.htm (besucht am 03.01.2008)


30

Versuchsaufbau


Man spannt ein sauberes Reagenzglas in eine Stativklemme, welche sich an einer Stativstange

befestigt in einem Abzug befindet. Man füllt das Reagenzglas ca. 1 cm hoch mit KNO3 und

erhitzt das Glas mit dem rauschenden Brenner. Sobald das Kaliumnitrat geschmolzen ist wirft

man ein ca. erbsengroßes Stückchen Holzkohle in das Reagenzglas. Beginnt die Holzkohle

mit orangener Flamme (siehe Bild 11) zu brennen, stellt man den Brenner ab und lässt die

Holzkohle vollständig abreagieren. Bei der Reaktion „tanzt“ das Holzkohlestückchen auf der

Schmelze und verbrennt mit einem rauschenden Geräusch.

Bild 10: Holzkohle in KNO3-Schmelze24

24 eigenes Bild

Kaliumnitrat

Brenner

Holzkohle


31


Nitratschmelzen wirken stark oxidierend, nach Zugabe der Holzkohle reicht kurzes weiteres

Erhitzen mit dem Brenner um die Reaktion zu starten. Man kann die Reaktion wie folgt

beschreiben:

Die dabei entstehenden Gase sorgen dafür, dass die Holzkohle auf der Schmelze auf- und

abspringt.

1.3.3.1 Versuch 7: „Knallpulver“25

Zündet man Schwarzpulver offen, also ohne es verdämmt zu haben, an, so verbrennt es

lediglich relativ langsam. Ändert man aber die Rezeptur, ersetzt Holzkohle durch

Kaliumcarbonat und zündet das Pulver nicht an sondern erwärmt es langsam auf einer

Metallplatte, so zersetzt es sich plötzlich schlagartig mit lautem Knall, wobei es dünne

Metallplatten auszubeulen vermag. Erstmals wurde es 1648 von Glauber in den

„Philosophischen Öfen“ erwähnt, allerdings mit einem Tartrat anstelle von Kaliumcarbonat.

Dort heißt es: „Wenn 1 Theil Salis Tartari, 1 ½ Theil Sulphuris mit 3 Theilen Salis nitri

zusammen gerieben werden, wird eine Composition daraus, welche fulminiert, gleich wie

Aurum toniturans“. Mit „Aurum toniturans“ ist das Knallgold gemeint.

Chemikalien

· KNO3

(O; R 8, S16-41)

· Schwefel

(-)

· K2CO3

(Xi; R 36/37/38, S 22-26)

Geräte

· Dreifuß

· Tondreieck

25 Manuel Baetz: Schwarzpulver für Survival, SURVIVAL-PRESS, S.61-63

( ) ( ) ( ) ( ) ( )

5 0 4 4 0

3 2 2 3 2/ .4 5 3 2 2 l s g s solv g

KNO C CO K CO N+ + +

+ + +⇌


32

· Deckel einer Metalldose (z.B. Pulmoll-Dose)

· Spatel

· Brenner

Versuchsaufbau


Man mörsert getrennt (!) 3 g KNO3, 2 g K2CO3 und 1 g Schwefel sehr fein. Danach vermengt

man die drei Komponenten gut miteinander, so dass man ein homogenes, gelbliches Pulver

erhält. Man nimmt davon eine ca. erbsengroße Menge und gibt diese in die Mitte des

Metalldeckels, welcher auf dem Tondreieck liegt. Nun stellt man den Brenner so ein, dass die

Luftzufuhr fast ganz geschlossen ist, und stellt ihn unter den Metalldeckel. Das Pulver

explodiert nur, wenn es langsam (!) erhitzt wird. Dabei fängt die Mischung an zu Schmelzen

und verfärbt sich dabei braun. Nachdem das gesamte Pulver geschmolzen ist, dauert es noch

kurz bevor es dann mit lautem Knall explodiert. Dabei wird die Metalldose zerbeult.

Kommt es zu einer Explosion, bevor das Pulver komplett geschmolzen ist, so ist diese meist

unvollständig und wesentlich leiser. Das liegt dann daran, dass das Pulver zu schnell erhitzt

wurde. Man wiederhole den Versuch und verringere die Hitze des Brenners.


Wie schon erwähnt ist es wichtig, dass das Erwärmen des Pulvers langsam geschieht. Dies ist

notwendig, um die sog. Schwefelleber, ein Gemisch aus Polysulfid und Thiosulfat, zu bilden.

Brenner

Tondreieck

"Knallpulver"

Blechdeckel

Dreifuß


33

Das Polysulfid reagiert weiter zu Thiosulfat, welches dann schlagartig unter lautem Knall

vom Nitrit oxidiert wird:

Zündet man Schwarzpulver offen an, so verbrennt es mit einer Geschwindigkeit von ca. 400

m/s, dieses Pulver erreicht bei langsamen Erhitzen eine Abbrandgeschwindigkeit von ca.

1200-3200 m/s, man spricht ab einer Geschwindigkeit von 1000 m/s von einer Detonation.

Zündet man das „Knallpulver“ offen an, so verbrennt es lediglich langsam und unvollständig.

1.3.4 Verwendung von Ammoniumnitrat als Sprengstoff

Ammoniumnitrat findet neben seiner Verwendung als Dünger auch Anwendung als

Sprengstoff. Er wird zum Beispiel im Bergbau als sog. schlagwettersicherer Sprengstoff

eingesetzt. Die Bezeichnung kommt daher, dass man unerwünschte Nach-Explosionen von

Grubengasen oder Kohlestaub im Bergbau als schlagende Wetter bezeichnet. Diese Gefahr

wird durch den Einsatz von Ammoniumnitrat verringert, da die Detonationshitze nicht zum

Zünden solcher Grubengase etc. ausreicht. Ammoniumnitrat wird z.B. im Gemisch mit ca. 5

% Diesel verwendet (sog. „ANFO“, ammonium nitrate fuel oil) oder im Gemisch mit

Nitromethan (sog. „ANNM“).

Eine unterwünschte Detonation von Ammoniumnitrat führte 1921 in Oppau zu einer großen

Katastrophe.

( ) ( ) ( )

( )

( ) ( )

( ) ( ) ( )

2 0 2/ 2 2 0

2 3 2 2 2 3 2 2

" " / .

5 2/ 3 2

3 2/ . / . / .

124 2 , 4

x

xl l g g

Schwefelleber l solv

x

xl solv l solv l solv

K CO x S K S K S O CO O

NO S NO

− − + −

+ − +− − −

+ + + +

+

⇌��

⇌ ( )

( ) ( ) ( ) ( ) ( )

+2 2 2

2 3 / .

3 +2 2 6 0 2 2 2

2 2 3 4 2/ . / . / .

...l solv

l solv l solv l solv g g

Explosion

S O

NO S O SO N NO

−−

+ − + +− − −

+ +

+ + +��⇀↽��

...+


34

Bild 11: Oppauer BASF-Werk nach Explosion26

Bei dem Versuch, ca. 4500 t Ammonsulfatsalpeter (ein Doppelsalz; 2 NH4NO3·(NH4)SO4)

loszusprengen, reichte die Detonation des Dynamits aus, um den Ammonsulfatsalpeter zur

Detonation zu bringen:

Dabei entstand ein Krater von 125 m Länge, 90 m Breite und 19 m Tiefe. 500 Leute starben

bei dem Unfall, 7000 wurden obdachlos. Der Explosionsknall war bis ins 80 km entfernte

Frankfurt a.M. hörbar.

1.3.4.0 Versuch 8: „Explosionsartige“ Zersetzung von NH4NO327

Chemikalien

· NH4NO3

(O; R 8-9, S 15-16-41)

Geräte

· schwerschmelzbares Reagenzglas

· Stativmaterial zum Befestigen des Reagenzglases

· Spatel

26 www.freilassung.de/div/texte/spreng/oppau.htm (besucht am 04.01.2008) 27 http://www.old.uni-bayreuth.de/departments/didaktikchemie/umat/stickstoffkreislauf/stickstoffkreislauf.htm (besucht am 03.01.2008)

( ) ( ) ( ) ( ) ( )

3 +6 3 5 4 0

4 3 4 4 2 2 2/22 8 3

s g l g g

Initial-ImpulsNH NO NH SO H O SO N

−− + +

⋅ + +��⇀↽��


35

· Indikatorpapier

· Brenner

Versuchsaufbau


Man spannt ein schwerschmelzbares Reagenzglas senkrecht in eine Stativklemme, welche an

einer Stativstange befestigt ist. Mit dem Brenner erhitzt man das Reagenzglas solange, bis es

leicht glüht. Nun wirft man ein paar Körnchen Ammoniumnitrat mit dem Spatel so in das

Reagenzglas, dass die Körnchen unten ins Reagenzglas gelangen. Das Ammoniumnitrat

zersetzt sich rasch mit leisem Zischen, oben im Reagenzglas kann man rot-braune Dämpfe

sowie Kondenswasser beobachten. Mit einem angefeuchteten Indikatorpapier, welches man in

die Öffnung des Reagenzglases hält, kann man zeigen, dass die rot-braunen Gase sauer

reagieren.


In der Hitze zersetzt sich das Ammoniumnitrat rasch, dabei entstehen Distickstoff, nitrose

Gase (erkennbar an der rot-braunen Farbe) und Wasser:

Brenner

Ammoniumnitrat

leeres Reagenzglas

( ) ( ) ( ) ( ) ( )

3 5 0 4 2

4 3 2 2 2 /

.8 5 2 4 16

s g g g g l

hohe TempNH NO N NO NO H O

− + + +

+ + +��⇀↽��


36

Bei der vollständigen Explosion von NH4NO3, wozu allerdings eine Initialdetonation nötigt

ist, läuft folgende Reaktion ab:

Bei langsamer Erwärmung von NH4NO3 entsteht Lachgas, auf diesem Wege wird es auch

technisch erhalten:

2. Schulrelevanz

Wie schon eingangs erwähnt, bietet das Thema schöne Alltagsbezüge, die gut in der Schule

thematisiert werden können. Dazu gehören der Aspekt der Düngung und damit verbundene

Probleme, pyrotechnische Sätze und die Lebensmittelkonservierung.

Bezüglich des Schwarzpulvers sind fächerübergreifende Zusammenhänge mit der Geschichte

und der Politik knüpfbar.

Durch den Experimentalvortrag werden folgende Stichpunkte im hessischen Lehrplan für

Chemie28 (G8) abgedeckt:

• 7G.2 (fakultativ): endotherme und exotherme Reaktionen im Alltag

• 9G.1: Hydratation von Salzen in Wasser

• 9G.2 Säuren und Laugen (Saurer Niederschlag, gas reagieren mit Wasser zu sauren

Lösungen, Formeln von Säuren und Säurerest-Ionen einüben)

• 9G.2 (fakultativ): Aufbau und Funktion von Böden (Bodenuntersuchungen auf

Inhaltsstoffe, Nachweis von Mineralsalzen, Nitrat als Düngemittel, Überdüngung)

• GK12G.1: Analysemethoden zum Nachweis von Ionen und Molekülen, Prinzip vom

kleinsten Zwang (u.a. Ostwald-Verfahren)

• GK12G.1 (fakultativ): Bodenuntersuchungen, Untersuchungen von Düngemitteln)

• LK12G.1: Enthalpie, Entropie (spontan ablaufende endotherme Prozesse)

• GK/LK12G.2: Nahrungsmittel (Zusatzstoffe, Konservierung), Umweltchemie und –

analytik

28

( ) ( ) ( ) ( )

3 5 0 0

4 3 2 2 2 /2 2 4 s g g g l

Initial ZündungNH NO N O H O

− + −+ +��⇀↽��

( ) ( ) ( )

3 5 1

4 3 2 2 /

2

s g g l

lansames ErhitzenNH NO N O H O

− + +

+��⇀↽��


37

(chemische Untersuchungen von Wasser, Boden, Stoffen des Alltags),

Komplexchemie (biologisch bedeutsame Komplexverbindungen)

3. Literaturangaben

[1] Chemie in unserer Zeit: Heft 1, Jahrgang 1988; Heft 1 Jahrgang 1995

[2] Praxis der Naturwissenschaften - Chemie in der Schule: Heft 1, Jahrgang 1980; Heft 8,

Jahrgang 1998; Heft 2, Jahrgang 2005

[3] http://nobelprize.org/nobel_prizes/chemistry/laureates/1909/ (besucht am 03.01.2008)

[4] http://www.chids.de/links/PraktikumsskriptSchulversucheWS04_TUDarmstadt.pdf

(besucht am 04.01.2008)

[5] http://idw-online.de/pages/de/image32275 (besucht am 03.01.2008)

[6]

http://www.uhde.biz/competence/technologies/fertilisers/techprofile.de.epl?profile=5&pa

getype=0 (besucht am 03.01.2008)

[7] Fluck/Mahr: Anorganisches Grundpraktikum, 6. Auflage, 1985, VCH Verlag

[8] Römpp Chemie-Lexikon auf CD-Rom, Version 1.0, Thieme-Verlag, 1995

[9] http://www.corporate.basf.com/file/31101.bild6 (besucht am 03.01.2008)

[10] Chemie für Gymnasien, Cornelsen Verlag, 1994

[11] http://www.ossiladen.de/shopping/popup_image.php/pID/6900/imgID/0 (besucht am

03.01.2008)

[12] Naturwissenschaften im Unterricht-Chemie: Heft 32, 1996

[13] www.chemieunterricht.de/dc2/glas/glasv_03.htm (besucht am 03.01.2008)

[14] Manuel Baetz: Schwarzpulver für Survival, SURVIVAL-PRESS, S.61-63

[15] www.freilassung.de/div/texte/spreng/oppau.htm (besucht am 04.01.2008)

[16] http://www.old.uni-bayreuth.de/departments/didaktikchemie/umat/stickstoffkreislauf/stickstoffkreislauf.htm

(besucht am 03.01.2008)

[17]

http://www.kultusministerium.hessen.de/irj/servlet/prt/portal/prtroot/slimp.CMReader/HK

M_15/HKM_Internet/med/08a/08a50e9f-ba45-b901-be59-2697ccf4e69f,22222222-2222-

2222-2222-222222222222,true.pdf (besucht am 04.01.2008)


38


Documents

Protokoll zum Experimentalvortrag Nitrate · Verwendung von Nitraten 17 ... Daher ist das Nitrat-Anion auch stabiler als die Salpetersäure, wo eine derartige Delokalisierung nicht