Als Nitrate werden sowohl die Salze als auch die Ester der Salpetersäure (HNO3) bezeichnet.
mini|hochkant=0.8|Das mesomeriestabilisierte Nitrat-Anion. Die Gesamtladung ist –1. Die Salze haben die allgemeine Zusammensetzung MINO3 (MI: einwertiges Kation). Einige der Salze werden mit dem historischen Trivialnamen Salpeter bezeichnet. Das planare Anion NO3− trägt eine negative Ladung.
Die Ester der Salpetersäure werden auch Salpetersäureester genannt und haben die allgemeine Struktur R–O–NO2 (R: organischer Rest). mini|hochkant=1.8|Salpetersäureester mit vereinfachter Formel (links) und der Strukturformel (rechts). Der Rest R ist ein Organyl-Rest (Aryl-Rest, Alkyl-Rest, Arylalkyl-Rest etc.). Die Salpetersäureestergruppe (Nitratgruppe) ist blau markiert. Einige Salpetersäureester werden fälschlicherweise als Nitroverbindung bezeichnet, so z. B. Glycerintrinitrat als Nitroglyzerin. Nitroverbindungen (R–NO2) haben jedoch im Gegensatz zu Nitraten eine C-N-Bindung.
In der Mineralogie bilden die Nitrate je nach verwendeter Mineralsystematik zusammen mit den Carbonaten bzw. mit den Carbonaten und Boraten eine eigene Klasse. In der mittlerweile veralteten 8. Auflage der Strunz’schen und der vorwiegend im englischen Sprachraum gebräuchlichen Mineralsystematik nach Dana werden Carbonate, Nitrate und Borate in einer Klasse zusammengefasst, in der modernen und von der International Mineralogical Association (IMA) verwendeten 9. Auflage der Mineralsystematik nach Strunz dagegen nur die Carbonate und Nitrate.
Salze der Salpetersäure Struktur + Salze der Salpetersäure Name Formel Trivialname Kaliumnitrat KNO3 Kalisalpeter Natriumnitrat NaNO3 Natronsalpeter, Chilesalpeter Bariumnitrat Ba(NO3)2 Barytsalpeter Calciumnitrat Ca(NO3)2 Kalksalpeter, Mauersalpeter Ammoniumnitrat NH4NO3 Ammonsalpeter Silbernitrat AgNO3 Höllenstein Aluminiumnitrat Al(NO3)3 Eisen(III)-nitrat Fe(NO3)3 Weitere Beispiele siehe :Kategorie:Nitrat
Das Nitration ist planar gebaut. Alle Bindungswinkel O–N–O betragen 120°. Ebenso sind die Bindungslängen der N–O-Bindungen gleich lang und liegen zwischen den Längen für Einfach- bzw. Doppelbindungen. Die reale Struktur des Nitrations muss deshalb zwischen drei mesomeren Grenzstrukturen existieren: rahmenlos|hochkant=1.3
Stickstoff verfügt als Element der zweiten Periode über keine Oktettaufweitung, so dass die mesomeren Grenzstrukturen mit positiven und negativen Ladungen vorliegen.
Eigenschaften Die Salze sind – mit Ausnahme des Bismutoxidnitrats BiONO3 – gut löslich in Wasser und spielen eine wichtige Rolle als Nährstoff für Pflanzen. Nitratanionen selbst sind weitgehend ungiftig. Grenzen zur Toxizität für Säugetiere und Menschen liegen in der gleichen Größenordnung wie diejenigen von Chloriden und Sulfaten, nämlich im zweistelligen Grammbereich. Große Mengen führen jedoch – wie bei allen Salzen – zu osmotischen Problemen (siehe: Osmoregulation). Als Lebensmittelzusatzstoffe werden Nitrate im Milligrammbereich verwendet.
Beim trockenen Erhitzen (Schmelzen) zerfallen Nitrate.
So reagiert Natriumnitrat unter Sauerstoffabspaltung zu Natriumnitrit:
Bleinitrat bildet Blei(II)-oxid und Stickstoffdioxid wird freigesetzt:
Alkalinitrate werden als Oxidationsmittel z. B. im Schwarzpulver verwendet.
Herstellung Nitratsalze sind durch Umsetzung von Salpetersäure beispielsweise mit Hydroxiden, Carbonaten, Metallen o. ä. leicht zugänglich:
Umsetzung von Salpetersäure mit Bariumhydroxid zu Bariumnitrat und Wasser.
Umsetzung von Salpetersäure mit Kaliumcarbonat zu Kaliumnitrat, Wasser und Kohlendioxid.
Umsetzung von Salpetersäure mit Zink zu Zinknitrat, Wasser und Stickstoffmonoxid.
Nitrate sind auch durch vollständige Oxidation von Stickstoffverbindungen wie Nitriten, Ammoniak oder Hydroxylamin zugänglich.
Vorkommen mini|hochkant=2|Der Stickstoffkreislauf Nitrate sind in der Biosphäre und Hydrosphäre hauptsächlich in Form von Natriumnitrat allgegenwärtig. Wegen der hohen Löslichkeit akkumulieren sich Nitrate in größeren Mengen nur an wenigen spezifischen Orten. Abbauwürdige große Nitratvorkommen sind daher selten. Sie finden sich in Wüsten mit lang anhaltendem hyperariden Klima wie in der Atacama-Wüste in Chile (ca. 2 × 108 t), in der Turpan-Senke in Nordwest-China (ca. 2,5 × 108 t), in den McMurdo Dry Valleys der Antarktis und in der Mojave in den USA. Weitere Fundorte gibt es in Ägypten, Kleinasien und Kolumbien. Nitrate der häufigen Alkali- und Erdalkalimetalle kommen in natürlicher Form als Chile-, Kalk- oder Kalisalpeter vor.
Bildung und Abbau von Nitraten
Im Boden und in Gewässern werden Nitrate durch bakterielle Nitrifikation gebildet. Bei der Zersetzung insbesondere eiweißhaltiger Stoffe werden primär Ammoniumverbindungen freigesetzt. Die Oxidation durch Bakterien der Gattung Nitrosomonas führt zu Nitrit, welches durch Bakterien der Gattung Nitrobacter zum Nitrat weiteroxidiert wird.
Bei einem Mangel an Sauerstoff führt hingegen die bakterielle Denitrifikation von Nitrat zu elementarem Stickstoff.Tamara Kolbe, Jean-Raynald de Dreuzy u. a.: Stratification of reactivity determines nitrate removal in groundwater. In: Proceedings of the National Academy of Sciences. 116, 2019, S. 2494, doi:10.1073/pnas.1816892116. Diese Umsetzungen werden z. B. in Kläranlagen systematisch zur Beseitigung der Stickstoffverbindungen ausgenutzt.
Verwendung Nitrat wirkt als effizienter Sauerstoffspender. Deshalb ist Kaliumnitrat Bestandteil des Schwarzpulvers (Sprengsalpeter). Es werden gegebenenfalls auch Nitrate anderer Kationen verwendet, meist wenn farbige Lichteffekte in der Pyrotechnik gewünscht werden; z. B. Barium- (grün), und Strontiumnitrat (rot). Bariumnitrat wird ebenso in Wunderkerzen verwendet, ohne hierbei eine merkliche Flammenfärbung zu erzeugen.
Als Lebensmittelzusatzstoff wird Natriumnitrat (E 251) und Kaliumnitrat (E 252) als Konservierungsmittel z. B. zum Pökeln von Fleisch- und Wurstwaren verwendet, da es über die Bildung von Nitrit das Wachstum anaerober Keime hemmt.
Nitrate bewirken in lebenden Organismen eine enzymatische Freisetzung des blutgefäßerweiternden Stickstoffmonoxids (NO) und werden daher in der Medizin (etwa zur Behandlung und Vorbeugung von Angina-pectoris-AnfällenHeinz Lüllmann, Klaus Mohr, M. Wehling: Herz und Kreislauf. In: Pharmakologie und Toxikologie. Arzneimittelwirkungen verstehen – Medikamente gezielt einsetzen. Georg Thieme Verlag, Stuttgart / New York 2016, S. 127–170. sowie bei der Behandlung einer schweren akuten HerzschwächeBundesärztekammer (BÄK), Kassenärztliche Bundesvereinigung (KBV), Arbeitsgemeinschaft der Wissenschaftlichen Medizinischen Fachgesellschaften (AWMF): Nationale Versorgungsleitlinie Chronische Herzinsuffizienz – Langfassung. 2017; Version 2.) verwendet, unter anderem die Medikamente Nitroglyzerin oder Isosorbidmononitrat zur Gefäßerweiterung (siehe auch NO-Donatoren).
Düngung Nitrate werden von Pflanzen als Nährstoffe verwertet und in der Landwirtschaft als Düngemittel eingesetzt. Sie können direkt von pflanzlichen Organismen als Stickstoffquelle aufgenommen und verwertet werden. mini|Kalksalpeter mit 14,4 % Nitratstickstoff In der Landwirtschaft werden Nitrate als Dünger, auch in Form von Gülle (allg. Wirtschaftsdünger) eingesetzt. Diese Wirtschaftsdünger enthalten Stickstoff zum Teil als Nitrat (Calciumnitrat in Blaukorn) und zum Teil als Ammoniumverbindungen (Ammoniumnitrat, Ammoniumphosphat), oft aber auch in Form von organischen Stickstoffverbindungen (Proteine, Amine, Harnstoff). Durch Nitrifikation entsteht im Boden unter Mitwirkung von Bakterien aus Ammoniumionen (NH4+) über die Zwischenstufe Nitrit das Nitrat. Der organisch gebundene Stickstoff kann im Boden mineralisiert werden (Freisetzung von Ammoniumverbindungen und letztlich auch Nitrat) oder in den Bodenhumusvorrat eingehen, aus dem er erst allmählich wieder mineralisiert wird (i. d. R. 1 bis 3 % Mineralisierungsrate pro Jahr).
Verschärfungen des Düngerechts Insbesondere als Folge der Güllewirtschaft, (in untergeordneten Mengen auch durch übermäßige Düngung z. B. beim Anbau verschiedener Gemüsearten oder in privaten Hausgärten sowie durch undichte Abwasserleitungen) haben die Nitratgehalte in den vergangenen Jahrzehnten nicht nur in den Grundwässern deutlich zugenommen. Über die Flussläufe gelangten die erhöhten Nitratmengen bis in die Nord- und Ostsee. Schon in den 1980er Jahren sah sich die Europäische Union, damals noch Europäische Wirtschaftsgemeinschaft, veranlasst, Gegenmaßnahmen zu ergreifen.Entschließung des Rates vom 28. Juni 1988 über den Schutz der Nordsee und anderer Gewässer in der Gemeinschaft, EG Abl. Nr. C 328 vom 7. Dezember 1987, S. 1. 1991 erließ sie die sogenannte Nitrat-Richtlinie (91/676/EWG).Richtlinie des Rates vom 12. Dezember 1991 zum Schutz der Gewässer vor Verunreinigung durch Nitrat aus landwirtschaftlichen Quellen (91/676/EWG), EG Abl. Nr. L 375 vom 31. Dezember 1991, S. 1. In den Erwägungsgründen hieß es: „Die Verschmutzung der Gewässer der Gemeinschaft aus diffusen Quellen wird hauptsächlich durch Nitrat aus landwirtschaftlichen Quellen verursacht“. Ende 2016 strengte die Europäische Kommission ein Vertragsverletzungsverfahren gegen die Bundesrepublik Deutschland an, da diese die Vorgaben der Richtlinie nicht adäquat in deutsches Recht umgesetzt habe. Ihr wurde u. a. vorgeworfen, die weitere Entwicklung dieser Situation nicht angemessen überwacht und die teilweise stark erhöhten Nitratkonzentrationen in den Gewässern nicht energisch genug bekämpft zu haben. Im Juni 2018 gab der Europäische Gerichtshof der Klage vollumfänglich statt. Aus dem Bemühen um die Einhaltung der europarechtlichen Vorgaben resultierten u. a. Änderungen an der Düngeverordnung, Detaillierungen in den jeweiligen Landes-Düngeverordnungen.
Gesundheitliche Bedeutung Die Ursache für gesundheitliche Risiken liegt in der Gefahr einer Reduktion des Nitrats zu Nitrit und der Bildung von krebserregenden Nitrosaminen. Eine solche Umwandlung findet zum einen im Darm durch entsprechende Bakterien statt, zum anderen können auch einige Mundbakterien über den Blutweg angeliefertes und über die Speicheldrüsen in den Mund geschwemmtes Nitrat reduzieren.Martin Ledig, Georg Wittke: Nitrat in Lebensmitteln. In: Naturwissenschaften im Unterricht. Chemie. 5, Nr. 42, 23, 1994, S. 7–12. Die Darmflora eines Säuglings kann (wie die Darmflora eines Erwachsenen) Nitrit bildende Bakterien enthalten. Das entstehende Nitrit oxidiert das Hämoglobin zu Methämoglobin, welches der Säugling aufgrund seiner noch nicht ausgereiften Reduktionskapazität nicht wieder zu Hämoglobin rückreduzieren kann, so dass der Säugling von innen erstickt. Es sei auch noch darauf hingewiesen, dass nitratreiche Lebensmitteln ganz allgemein gekühlt gelagert und transportiert werden sollen. Schon bei Raumtemperatur erhöht die Umwandlung von Nitrat in Nitrit.
Auch bei Wiederkäuern besteht durch Nitratreduktion im Pansen eine akute Gefahr der Nitritbildung. Hier werden sogar Nitratkonzentrationen über 20 mg/l im Trinkwasser als schädlich betrachtet.
Nitrate in Trinkwasser Mit rund 75 Prozent ist die Landwirtschaft am Nitrateintrag in die Gewässer beteiligt; der Rest sind Verkehr, Industrie und die Abwasserbehandlung.
Der aktuelle Grenzwert für NO3− in Trinkwasser liegt laut der deutschen Trinkwasserverordnung bei einem zulässigen Höchstwert von 50 mg/l. In der Schweiz gilt ein Höchstwert von 40 mg/l. In Österreich liegt der Grenzwert für Nitrat laut Trinkwasserverordnung ebenfalls bei 50 mg/l, allerdings ist hier die Bedingung [NO3−]/50 + [NO2−]/3 ≤ 1 einzuhalten (bei den Werten in den eckigen Klammern wird mit Konzentrationen in mg/l gerechnet). Wässer, die diesen Grenzwert überschreiten, werden von Wasserversorgern oft mit nitratärmerem Wasser vermischt, um den Grenzwert einzuhalten.