Stickoxide

STICKOXIDE

Stickoxide oder genauer Stickstoffoxide ist eine Sammelbezeichnung, die auch als Formel NO_Xhäufig verwendet wird, ohne Wissen über die einzelnen Verbindungen und ohne Angabe welches der 6 bekannten Stickoxide (Tab.1), gemeint ist. Stickstoff kann in seinen Verbindungen mit Sauerstoff die Wertigkeiten von +1 bis +5 annehmen.

Tabelle 1

Wertigkeit von Stickstoff	Summenformel	Bezeichnung	Säureanhydrid	Aggregatzustand
+1	N₂O	Distickstoffmonoxid (Lachgas)	-	gasförmig
+2	NO	Stickstoffmonoxid	- (schnelle Reaktion mit Spuren O₂4NO₂ )	gasförmig
+3	N₂O₃	Distickstofftrioxid	der salpetrigen Säure	gasförmig
+4	NO₂	Stickstoffdioxid	Gemischtes Säureanhydrid von salpetriger Säure und Salpetersäure (Disproportionierung)	gasförmig (rotbraun)
+4	N₂O₄	Distickstofftetroxid	Gemischtes Säureanhydrid von salpetriger Säure und Salpetersäure (Disproportionierung)	gasförmig (rotbraun)
+5	N₂O₅	Distickstoffpentoxid	Säureanhydrid der Salpetersäure	fest (farblos)

Stickoxide sind stark endotherme Verbindungen, die sich aus den Elementen nur unter Energiezufuhr bilden. In der Atmosphäre (Luft) koexistieren Stickstoff (78%) und Sauerstoff (21%), ohne dass unter normalen Bedingungen (d.h. 1 Atmosphäre Luftdruck und einer Temperatur von 20°C) eine Reaktion beobachtet wird. Die Bildung von Stickoxiden ist eine stark endotherme Reaktion.

Von einfachen Stickoxiden zur Salpetersäure

Bei der Temperatur des elektrischen Lichtbogens von ca. 3000°C bildet sich NO Stickstoffmonoxid, das sofort mit Sauerstoff zu NO₂ Stickstoffdioxid weiterreagiert. Dieses dimerisiert zu rotbraunem N₂O₄.

Auf der Bildung von Stickstoffmonoxid mit Hilfe des elektrischen Lichtbogens beruht die Synthese von Salpetersäure nach Birkeland (Professor der Physik in Oslo) und Eyde aus dem Jahr 1903. Wegen des hohen Verbrauchs von Energie war dieses Verfahren nur in Ländern mit billiger Wasserkraft wie in Norwegen und in der Schweiz möglich. Diese Bildung von Stickstoffmonoxid wird auch als Luftverbrennung bezeichnet. In Wasser mit Sauerstoff reagiert Stickstoffdioxid zu Salpetersäure.

N₂ + O₂ D 2NO

2NO+ O₂ 4 NO₂

2NO₂D N₂O₄

4NO₂+O₂+ 2H₂O4 4 HNO₃

Gemische von NO und NO₂ entstehen auch bei Oxidationen mit konzentrierter Salpetersäure, und werden als nitrose Gase bezeichnet.

Abgesehen von Distickstoffmonoxid N₂O (Lachgas) und Stickstoffmonoxid lösen sich die Oxide von Stickstoff in Wasser unter Bildung von Säuren (salpetrige Säure und Salpetersäure), sind also Säureanhydride. (s.Tab.1)

Die elektrische Luftverbrennung zu Beginn des 20. Jahrhunderts war die erste Etappe der technischen Salpetersäureherstellung. Da Stickstoffmonoxid das Schlüsselprodukt für die Herstellung von Salpetersäure ist entwickelte Wilhelm Ostwald (1853-1932) 1901 die Verbrennung von Ammoniak zu NO zur technischen Reife.

Der Franzose Frédéric Kuhlmann (1803-1881) hatte diesen Weg schon 1838 vorgeschlagen, doch stand Ammoniak erst nach dem Haber-Bosch-Verfahren (Patent 1910) in großen Mengen zur Verfügung.

Da es sich bei den Stickoxiden um endotherme Verbindungen handelt, ist es nicht verwunderlich, dass sie bei höheren Temperaturen und an Katalysatoren, z. B. im Abgas von Benzinmotoren in die Elemente zerfallen. Im Zusammenhang damit steht die Gefahrstoffkennzeichnung „brandfördernd“. d.h. Verbrennungsvorgänge werden durch Stickoxide aufrecht erhalten.

Stickoxide in Atmosphäre und Stratosphäre

In Verbrennungsmotoren werden Kohlenwasserstoffe (z. B.: Benzin u. Dieselkraftstoff) nach Zumischung von Luft zur Fortbewegung verbrannt; bei den erreichten Temperaturen (ca.2300° C) bildet sich auch NO. Der Wirkungsgrad von Verbrennungsmotoren ist bei höheren Temperaturen günstiger. Mit steigenden Temperaturen nimmt aber die gebildete Menge Stickstoffmonoxid NO exponentiell zu. In der Atmosphäre reagiert das Stickstoffmonoxid zu mit Sauerstoff Stickstoffdioxid NO₂, das mit Wasser salpetrige Säure und Salpetersäure bildet, die für den „sauren Regen“ verantwortlich sind.

2 NO₂ +H₂O4 HNO₂ +HNO₃

Ein Verfahren zur Entfernung von Stickstoffmonoxid in Feuerungsanlagen (Müllverbrennung, Gasturbinen) beruht auf der Zugabe von Ammoniak der mit NO an Katalysatoren zu Wasser und elementarem Stickstoff (Synproportionierung) reagiert.

3 NO +2 NH₃4 5/2 N₂ +3H₂O

Distickstoffmonoxid (Lachgas) war eines der ersten Narkosemittel (1844). Die Herkunft der Bezeichnung Lachgas ist umstritten. Verwendung findet Lachgas unter der europäischen Bezeichnung E 942 u.a. als Treib- und Aufschäummittel für Schlagsahne.

Die Bildung von Lachgas ist nicht nur anthropogen: Wenn im Boden Sauerstoffmangel herrscht, kann Stickstoffdünger auch zu Lachgas abgebaut werden. Ebenso geben verschiedene im Wasser lebende Kleintiere (z.B.: Insektenlarven), die vornehmlich Detritus verwerten, Lachgas ab. Belastete Gewässer enthalten außerdem häufig Nitrat aus Abwässern und Düngung.

Beim UV-induzierten Abbau von Lachgas zu NO in der Stratosphäre, kann auch dieses und auch das sich daraus bildende NO₂ Ozon abbauen. Mit O^— bezeichnet man atomaren Sauerstoff (Radikal).

NO + O₃+ hn 4 NO₂ + O₂

NO₂+hn 4 NO +O^—

N₂O + O^— 4 2 NO

2NO+ O₂ 4 2NO₂

Lachgas ist ein Treibhausgas mit einem Treibhauspotential von 298 CO₂ - Äquivalenten, d.h. es trägt erheblich zum Treibhauseffekt bei. Die mittlere Verweildauer in der Atmosphäre beträgt 114 Jahre.

Unter medizinischen Aspekten muss das als Atemgift eingestufte Stickstoffmonoxid erwähnt werden, es ist der eigentliche Wirkstoff von Nitroprussid-Natrium wie auch der organischen Nitrate wie z.B.Nitroglycerin (Glyceroltrinitrat). Für den Nachweis der Rolle von NO als Botenstoff im Organismus ist 1998 der Nobel- Preis für Physiologie und Medizin an 1998 an Fuchgott, Ignarro et Murad. verliehen worden.

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