Nitrate

Nitrate, Salze der Salpetersäure (HNO₃), die sich formal mit der Summenformel MNO₃ beschreiben lassen (M steht z. B. für ein Metallkation).

Technische Bedeutung haben vor allem die Natrium-, Kalium-, Calcium- und Ammoniumnitrate, die manchmal unter dem Begriff Salpeter in der Fachliteratur anzutreffen sind. Sie werden vor allem bei der Herstellung von Düngemitteln oder Explosivstoffen eingesetzt oder dienen bei technisch-chemischen Prozessen als Oxidationsmittel. Nitrate verwendet man auch als Konservierungsmittel, um den schnellen Verderb von Lebensmitteln, Kosmetika und Arzneimitteln zu verhindern (siehe Lebensmittelzusatzstoffe).

Bis auf wenige Ausnahmen (z. B. Bismutnitrate) sind fast alle Nitrate in Wasser leicht löslich. Wegen dieser Eigenschaft gelangen große Mengen an Nitraten u. a. durch das Düngen in den Boden und durch Auswaschung in die Gewässer. Gerade die hohe Belastung von Gewässern mit Nitraten kann zur Eutrophierung führen. Ebenso gelangen Nitrate ins Grundwasser und damit auch ins Trinkwasser. Für den Nitratgehalt im Trinkwasser wurden gesetzliche Grenzwerte festgelegt, weil Nitrate im Stoffwechsel durch Nitratreduktasen (Oxidoreduktasen) zu Nitriten reduziert werden, die u. a. zu Krebs hervorrufenden Nitrosaminen weiterreagieren können. Zur Beseitigung von Nitraten aus dem Wasser kommen z. B. Umkehrosmose oder Ionenaustauschverfahren zum Einsatz.

Bei den so genannten organischen Nitraten handelt es sich um Ester der Salpetersäure, die sich formal nach der Formel R8O8NO₂ beschreiben lassen. Dabei steht R z. B. für einen Alkylrest. Für einige organische Nitrate wird im allgemeinen Sprachgebrauch die Vorsilbe „Nitro-” verwendet, wie etwa für Nitroglycerin. Chemisch gesehen ist dies nicht richtig, da diese Verbindungen keine Nitrogruppe, also 8NO₂, sondern Nitratgruppen (8O8NO₂) enthalten.

Siehe auch Nitratbelastung; Stickstoffkreislauf