Stickstoff[10] und Sauerstoff z. B. können in fünf verschiedenen Verhältnissen mit einander verbunden werden:

  1. Stickstoffoxydul N2O
  2. Stickstoffoxyd NO
  3. Stickstoffsesquioxyd N2O3
  4. Stickstoffdioxyd NO2
  5. Stickstoffpentoxyd N2O5

49.

Die Salpetersäure HNO3, Molekulargewicht = 62,58, spez. Gew. bei 0° = 1,56, bei 15° = 1,530, kommt auf der Erde hauptsächlich in der Form von Salzen, den Nitraten, vor, z. B. als salpetersaures[1] Kali (Kalisalpeter), und ganz besonders als salpetersaures Natron (Chilesalpeter), letzteres in ungeheuren Lagern in einigen Distrikten Chiles und Perus. Zur Darstellung der Salpetersäure benutzt man hauptsächlich den Chilesalpeter, indem man[2] 4 Gewichtsteile desselben mit 4-1/2 Gewichtsteilen englischer Schwefelsäure langsam destilliert, wobei die Salpetersäure übergeht[3], während Natriumhydrosulfat zurückbleibt. 1 Molekül Chilesalpeter NaNO3 wird nämlich[4] zersetzt durch 1 Molekül Schwefelsäure H2SO4, zu HNO3 und zu NaHSO4. Destilliert man den Salpeter mit einer geringeren Menge von Schwefelsäure, als oben angegeben wurde, oder erhitzt ein Gemenge von Chilesalpeter und Thonerde zum Glühen, so erhält man eine mit Untersalpetersäure[5] verunreinigte Salpetersäure von sehr ätzender Wirkung als rotgelbe Flüssigkeit, die sogen.[6] rote rauchende Salpetersäure. Die reine Salpetersäure ist eine farblose, an der Luft stark rauchende Flüssigkeit, die bei 86° siedet, bei -40° zu einer farblosen Krystallmasse erstarrt. Mit Wasser mischt sie sich in jedem Verhältnis. Der Säuregehalt[7] der Mischung wird durch das spezifische Gewicht bestimmt. Die gewöhnliche konzentrierte Säure des Handels besitzt bei 15,5° das spez. Gew. 1,41 entsprechend einem Gehalt an reiner Salpetersäure von 68 Prozent; ihr Siedepunkt liegt bei 123°. Die Salpetersäure färbt die Haut und manche organische Stoffe gelb, wirkt überhaupt sehr ätzend[8] und zerstörend und muss mit Vorsicht behandelt werden. Sie ist ziemlich unbeständig[9] und zersetzt sich schon unter dem Einfluss des Lichts (2 HNO3=2 NO2 + H2O + O), wobei sie wegen des Stickstoffdioxydgehalts eine gelbe Farbe annimmt. Der durch den gasförmig entweichenden Sauerstoff ausgeübte Druck kann dichtgeschlossene Gefässe zersprengen. Es empfiehlt sich daher, die Salpetersäure in kühlen Räumen vor Licht geschützt aufzubewahren. Infolge ihrer leichten Zersetzbarkeit unter Sauerstoffabgabe ist die Salpetersäure ein starkes Oxydationsmittel. Die meisten Metalle werden von ihr oxydiert. Die gebildeten Oxyde[10] lösen sich fast alle (nicht z. B. Zinn und Antimon) in der überschüssigen Säure[11] zu salpetersauren Salzen, Nitraten. Ihrer Eigenschaft, Silber zu lösen und Gold nicht anzugreifen, verdankt die Salpetersäure den Namen Scheidewasser[12], weil man sie schon früher dazu benutzte, um damit Gold vom Silber zu scheiden. Die Salpetersäure hat in der chemischen Industrie, besonders zur Darstellung vieler sogenannter Nitroverbindungen (Nitrobenzol, Schiessbaumwolle, Dynamit etc.) eine sehr bedeutende Anwendung gefunden. Mit dem drei- bis vierfachen Volumen Salzsäure vermischt, bildet sie eine gelbe, stark nach Chlor riechende Flüssigkeit, welche Gold und Platin auflöst und Königswasser[13] genannt wird.

50.

Die Schwefelsäure H2SO4, Molekulargewicht = 97,35, spez. Gew. = 1,854, ist auf der Erde in der Form ihrer Salze sehr verbreitet. Sie bildet sich beim Zusammentritt[1] von Schwefeltrioxyd und Wasser. Schwefeltrioxyd entsteht leicht durch Oxydation von schwefliger Säure SO2 mittels des Sauerstoffs der Luft. Findet dieser Prozess bei Gegenwart von Wasser statt, so wird direkt aus der schwefligen Säure Schwefelsäure gewonnen:

SO2+O+H2O=H2SO4.

Diese Entstehungsart[2] ist die Grundlage der grossartigen Schwefelsäureindustrie.

Auf geeigneten Herden[3] wird Schwefel zu schwefliger Säure[4] verbrannt (S+O2=SO2) oder es[5] werden in geeigneten Rostöfen natürlich vorkommende Metallsulfide, z. B. Schwefelkies (FeS2), Zinkblende (ZnS), Bleiglanz (PbS) in der Glühhitze bei Luftzutritt oxydiert, wobei sich der Schwefel der Sulfide ganz oder teilweise in schwefligsaures Gas verwandelt, z. B.

4 FeS2+ 11 O2 = 2 Fe2O3 (Eisenoxyd)+ 8 SO2