Experimente:
Versuche zum Distickstoffoxid N₂O
Versuch 141: Luftverbrennung
Versuch 142: Luftverbrennung in einer Kerzenflamme
Versuch 143: Herstellung von Stickoxiden durch Reaktion zwischen Kupfer und HNO₃
Versuch 144: Oxidation von NO zu NO₂
Versuch 145: Herstellung von NO₂ durch Erhitzen von Bleinitrat
Versuch 146: Das NO₂/N₂O₄-Gleichgewicht
Versuch 147: NO_x als Säureanhydrid
Versuch 148: Nachweis von NO_x, Nitrit und Nitrat mit der Ringprobe
Versuch 149: Nachweis von Nitrit und NO_x mit der Saltzmann-Probe
Versuch 150: NO_x-Nachweispapier
Versuch 151: Nachweis von Nitrat mit Saltzmann-Reagenz
Versuch 152: Quantitativer Nachweis von Nitrat als Natriumnitrosalicylat
Versuch 153: Zerstörung von Farbstoffen durch NO_x
Versuch 154: Oxidationswirkung von Kaliumnitrat
Versuch 155: Eliminierung von Amino-Stickstoff
Versuch 156: Vergiftung von Kresse durch Schadgase
Versuch 157: Versuche zum Autoabgaskatalysator
Versuch 158: Versuch zur Entstickung von Kraftwerksabgasen

Die wichtigsten Stickoxide sind:

N2O	Distickstoff-oxid
NO	Stickstoff-mono-oxid
NO2	Stickstoff-dioxid
N2O4	Distickstoff-tretra-oxid

Distickstoffoxid
Distickstoffoxid N₂O, das in der Medizin unter der Bezeichnung "Lachgas" immer noch als Betäubungsmittel genutzt wird, ist völlig inert. Es ist isoelektronisch mit Kohlenstoffdioxid:

Daher ist es "nur" ein (wenn auch sehr effektives) Treibhausgas. Es wird nicht nur bei Verbrennungsvorgängen (vor allem bei Waldbränden und beim Betrieb von Kokereien), sondern auch bei bodenbakterieller Tätigkeit im Nitratstoffwechsel erzeugt. Dass mit diesem geruch- und geschmacklosen Gas auch die Schlagsahne zur sonntäglichen Torte aufgeschäumt wird, soll nur am Rande erwähnt werden. N₂O ist allerdings langfristig Quelle für Schadgase wie die NO_x. Man nennt es deshalb ein Quellgas. (Andere Quellgase sind z. B. Schwefeldioxid, FCKW, CKW, Methan, Lösemittel...)
Das Betäubungsmittel Lachgas wird gern in Discos inhaliert!

Zum Distickstoffoxid haben wir einen Tipp des Monats.

Reaktive Stickoxide NO_x
Alle anderen Stickoxide sind akut toxisch und wirken schädigend auf die Atmosphäre. Man faßt sie unter der Bezeichnung NO_x zusammen. Sie sind alle chemisch eng miteinander verwandt. Sie bilden sich in der Natur durch Blitzschlag. Dessen Energie ist so hoch, dass Stickstoff und Sauerstoff direkt miteinander reagieren.

Das farblose NO stellt man im Labor am einfachsten her, indem man farblose Salpetersäure mit einem sauberen Kupferblech reagieren lässt ("auflöst") (-> Versuch 143).

3 Cu + 2 HNO₃ + 6 H⁺ ———> 3 Cu²⁺ + 2 NO + 4 H₂O

An der Luft wird NO sofort zum braunen NO₂ oxidiert (-> Versuch 144).

2 NO + O₂ ———> 2 NO₂

NO₂ gewinnt man auch durch Erhitzen von Bleinitrat (-> Versuch 145).

2 Pb(NO₃)₂ ———> 2 PbO + 4 NO₂ + O₂

In der Technik erhält man es auch durch katalytische Ammoniakverbrennung.
Dieses Gas riecht chlorartig. Du kannst es morgens im Berufsverkehr riechen. Dann arbeiten nämlich die Katalysatoren, die die Autoabgase reinigen sollen, noch nicht ausreichend.
NO₂ steht im Gleichgewicht mit seinem farblosen Dimeren N₂O₄ (-> Versuch 146).

Bei Zimmertemperatur bestehen 80 Vol% des vorliegenden NO₂ eigentlich aus N₂O₄.

Die gleichen Stoffe entstehen auch durch Luftverbrennung (-> Versuch 141:). Schon die Hitze einer Kerzenflamme (-> Versuch 142) reicht zur Bildung von Stickoxiden aus.

Dieses Gleichgewicht liegt sehr ungünstig, wie der folgenden Tabelle zu entnehmen ist:

t °C	Vol%
200 700 1200 1800 1900	10-7 0,04 0,1 0,5 1

Als endotherm gebildete Substanz sollte das NO bei Verlassen der heißen Räume sofort wieder zerfallen. Dass das nicht geschieht, liegt daran, dass der Zerfall von NO unterhalb von 450 °C stark gehemmt ist und eine hohe Aktivierungsenergie erfordert. NO ist also metastabil. Das ist die Ursache für das Umweltproblem, das uns der Betrieb von Kfz beschert. Andererseits erkennen wir den Lösungsweg für das Problem: Wir müssen die Aktivierungsenergie senken - durch Katalysatoren. Dies ist die Grundlage für die Verfahren zur Kfz-Abgasreinigung.

Dass der Prozeß der Luftverbrennung endotherm ist, hat auch zur Folge, dass NO nicht unermeßlich entstehen kann. Die Faustregel "Je höher die Temperatur, desto mehr NO_x bildet sich" stimmt nur bis 1900 °C. Bei höherer Verbrennungstemperatur wird die Aktivierungsenergie zum exothermen Zerfall von NO überschritten. Folglich nimmt die NO-Bildung bei Temperaturen über 1900 ° wieder ab. Dies zeigt die folgende Graphik.

Bildung und Zerfall von Stickstoffmonoxid NO (nach Holleman und Wiberg)

Wenn das Gleichgewicht der Luftverbrennung so ungünstig liegt: Warum bilden sich dann überhaupt nennenswerte Mengen an Stickoxiden?

NO reagiert im Motor bei ausreichendem Sauerstoffangebot sofort weiter:

2 NO + O₂ ———> 2 NO₂

Letzteres wiederum dimerisiert - vor allem in der Abkühlphase:

Die Folgereaktionen sorgen für ständigen Abfluß des NO. Damit verschiebt sich das Gleichgewicht auf die Seite der Bildung. Dies ist eine Anwendung des Prinzips von Le Chatelier.

Das System NO_x/Nitrit/Nitrat
Es bestehen auch chemische Verwandtschaften zu den Nitrit- und Nitrat-Ionen. Denn die Stickoxide reagieren mit Wasser unter Säurebildung, sind also Säureanhydride (-> Versuch 147). Beispiele sind:

4 NO₂ + 2 H₂O + O₂ ———> 4 HNO₃   (Salpetersäure; Salze Nitrate)

2 NO₂ + H₂O ———> HNO₂ + HNO₃   (Salpetrige Säure; Salze Nitrite)

Das folgende Schema zeigt diese Zusammenhänge. Du erkennst hier Bereiche des Stickstoffkreislaufs wieder.

Deshalb kann man alle Spezies zusammen mit der klassischen Ringprobe nachweisen (-> Versuch 148). Die schöne Farbreaktion nach Saltzmann (früher Lunge) für Nitrit-Ionen funktioniert auch mit NO_x (-> Versuch 149). Deshalb kann man auch NO_x-Nachweispapier zur Luftuntersuchung herstellen (-> Versuch 150). Nitrat-Ionen müssen allerdings zuvor reduziert werden (-> Versuch 151). Das gelingt z. B. mit Zinkpulver.
Andererseits gibt es für Nitrat-Ionen spezielle, quantitative Nachweise, die auf der Nitrierung von Aromaten beruhen (-> Versuch 152).

Stickoxide sind hochreaktiv und deshalb auch Gifte

1	Die Toxizität von NOx beruht zunächst auf der schon beschriebenen Bildung starker Säuren.
2	Dazu kommt die oxidierende Wirkung von NO2, die z. B. bei der Entstehung von bodennahem Ozon wirksam wird, aber auch Grundlage der Abgasreinigung durch Katalysatortechnik ist; z. B. (-> Versuch 157): 4 CO + 2 NO2 ———> 4 CO2 + N2 Die oxidierende Wirkung von Stickstoff/Sauerstoffverbindungen wird deutlich, wenn man das Gas auf empfindliche Farbstoffe einwirken lässt (-> Versuch 153). Die Oxidationskraft kann man auch anhand der Nitrate zeigen (-> Versuch 154).
3	Ursache für direkte Toxizität ist auch die Reaktion mit Aminogruppen, die zu verschiedenen Produkten führt. Die Reaktionen lassen sich am besten formulieren, wenn man vom Nitrit-Ion ausgeht: - Bei primären Aminen wird Stickstoff eliminiert und die Aminogruppe durch eine Hydroxylgruppe substituiert. Hierauf beruht auch eine Nachweisreaktion für primäre Aminogruppen (nach van Slyke; -> Versuch 155): R-NH2 + NO2- + H+ ———> R-OH + N2 + H2O Die Folge können Mutationen sein. Beispielsweise wird der DNA-Code-Buchstabe Adenin in Hypoxanthin umgewandelt: - Bei sekundären Aminen bilden sich Nitrosamine, die cancerogen sind: R2NH + NO2- + H+ ———> R2N-NO + H2O Auf der Reaktion mit Aminen beruht das DENOX-Verfahren zur Abgasreinigung bei Heizkraftwerken und Müllverbrennungsanlagen (-> Versuch 158). Es handelt sich hier um eine Symproportionierungsreaktion. 4 NH3 + 6 NO ———> 5 N2 + 6 H2O
4	Mit Eisen-Ionen bilden sich Komplexverbindungen. Darauf beruht auch die Ringprobe. NO verdrängt deshalb auch Sauerstoff aus seinen Bindungen zum Hämoglobin und oxidiert zugleich dessen Fe2+-Ion . Es bildet sich inaktives Methämoglobin (MetHb). Der Hauptangriffspunkt ist aber die Endoxidation der Atmungskette in den Zellen, das Enzym Cytochromoxidase.
5	Außerdem sind NO und NO2 Radikale, die im Gewebe andere Radikale bilden können. Hieraus ist auch ihre Wirksamkeit als Atmosphärenschadstoffe zu verstehen. Stickoxide spielen vor allem in der Ozonchemie bei der bodennahen Ozonbildung sowie bei der stratosphärischen Ozonausdünnung eine unheilvolle, weil katalytische Rolle. Lewisformeln von NO und NO2

All diese Wirkungen machen die Stickoxide zu einer lebensfeindlichen Mischung. Das zeigt auch der Versuch, in ihrer Gegenwart Kresse wachsen zu lassen (-> Versuch 156).

Seit einigen Jahren weiß man, dass NO ein wichtiges Gewebshormon ist. Es wird im Körper oxidativ aus der Aminosäure Arginin gebildet und spielt durch seine Gefäß erweiternde Wirkung bei der Regulierung (genau: Senkung) des Blutdrucks eine wichtige Rolle. Es wird auch beim enzymatischen Abbau von Nitroglycerin, einem effektiven medikamentösen Blutdrucksenker, freigesetzt. Die Bildung von NO wird übrigens auch durch Potenzmittel wie Viagra gesteuert. Zur physiologische Wirkung von Nitroglycerin und NO haben wir eine Folie.

Man kann nun darüber spekulieren, ob auch das in der Umwelt befindliche NO in den Körper gelangt und hier pharmakologisch wirksam wird.

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