Distickstoffpentoxid ist das Anhydrid der Salpetersäure und gehört zur Gruppe der Stickoxide.
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| Allgemeines | ||||||||||
| Name | Distickstoffpentoxid | |||||||||
| Andere Namen |
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| Summenformel | N2O5 | |||||||||
| Kurzbeschreibung | farbloser Feststoff | |||||||||
| Externe Identifikatoren/Datenbanken | ||||||||||
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| Eigenschaften | ||||||||||
| Molare Masse | 108,01 g·mol−1 | |||||||||
| Aggregatzustand | fest | |||||||||
| Dichte | 1,64 g·cm−3 | |||||||||
| Schmelzpunkt | 30–35 °C | |||||||||
| Löslichkeit | reagiert mit Wasser | |||||||||
| Sicherheitshinweise | ||||||||||
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| Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen. |
Darstellung Bearbeiten
Distickstoffpentoxid kann aus Salpetersäure durch Entwässern mit Phosphorpentoxid gewonnen werden.
Andere Möglichkeiten der Herstellung bestehen in der Umsetzung von salzartigen Nitraten oder konzentrierter Salpetersäure mit Nitrylfluorid (NO2F) oder von letzterer mit Fluorwasserstoff oder durch Oxidation des in der Gasphase dimer als N2O4 vorliegenden NO2 mit Ozon.
Ab 1983 erfolgt die technische Synthese meist durch Elektrolyse von Salpetersäure in Anwesenheit von Distickstofftetroxid.
Eigenschaften Bearbeiten
Distickstoffpentoxid bildet farblose Kristalle, die sich mit Wasser heftig zu Salpetersäure zersetzen.
Die Verbindung ist löslich in Chloroform, Tetrachlormethan, Trichlorfluormethan und Sulfolan, jedoch müssen die Lösungen auf mindestens 0 °C gekühlt werden. Sie zersetzt sich bei Raumtemperatur zu NO2 und O2. Die Halbwertszeit beträgt bei 0 °C etwa 10 Tage, bei 20 °C etwa 10 Stunden. Bei schnellem Erhitzen erfolgt die Zersetzung oft explosionsartig.
Im festen Aggregatzustand besitzt Distickstoffpentoxid die Ionenstruktur [NO2+][NO3−] und besitzt eine hexagonale Kristallstruktur mit der Raumgruppe P63/mmc (Raumgruppen-Nr. 194). Es hat sehr stark oxidierende Eigenschaften.
Verwendung Bearbeiten
Lösungen von reinem Distickstoffpentoxid in organischen Lösungsmitteln (z. B. Dichlormethan oder Trichlorfluormethan) stellen milde Nitrierungsmittel dar, die eine breite Anwendung gefunden haben.
Literatur Bearbeiten
- Erwin Riedel: Anorganische Chemie. 5. Auflage. De Gruyter, Berlin 2002, ISBN 3-11-017439-1.
Einzelnachweise Bearbeiten
- ↑ G. Brauer (Hrsg.): Handbook of Preparative Inorganic Chemistry, 2nd ed., vol. 1, Academic Press 1963, S. 489–490.
- Dieser Stoff wurde in Bezug auf seine Gefährlichkeit entweder noch nicht eingestuft oder eine verlässliche und zitierfähige Quelle hierzu wurde noch nicht gefunden.
- ↑ Thomas M. Klapötke: Chemie der hochenergetischen Materialien. Walter de Gruyter, 2009, ISBN 978-3-11-021487-1, S. 142 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).
- Bruce M. McClelland, Alan D. Richardson, Kenneth Hedberg: A Reinvestigation of the Structure and Torsional Potential of N2O5 by Gas-Phase Electron Diffraction Augmented by Ab Initio Theoretical Calculations. In: Helvetica Chimica Acta. Band 84, Nr. 6, 2001, S. 1612–1624, doi:10.1002/1522-2675(20010613)84:6<1612::AID-HLCA1612>3.0.CO;2-K.
- Ralf Steudel: Chemie der Nichtmetalle: Von Struktur und Bindung zur Anwendung. Walter de Gruyter, 2008, ISBN 978-3-11-021128-3, S. 347 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).
- Jean d’Ans, Ellen Lax, Roger Blachnik: Taschenbuch für Chemiker und Physiker. Springer DE, 1998, ISBN 3-642-58842-5, S. 586 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).