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Kohlenstoffdioxid
Kohlenstoffdioxid oder Kohlendioxid (CO 2) ist eine chemische Verbindung, die aus einem Kohlenstoffatom und zwei Sauerstoffatomen besteht.
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Grundlagen und Bedeutung
Kohlenstoffdioxid oder Kohlendioxid (CO₂) ist eine chemische Verbindung aus einem Kohlenstoffatom und zwei Sauerstoffatomen. Es ist bei üblichen Bedingungen ein farbloses, nicht brennbares und saures Gas. Seine molare Masse beträgt 44,01 g·mol⁻¹, seine Dichte bei 0 °C und 1013 hPa 1,98 kg·m⁻³. In niedriger Konzentration ist es geruchlos; hohe Konzentrationen können scharf bis sauer riechen. Reines oder stark angereichertes CO₂ ist für Menschen und Tiere gefährlich.
CO₂ entsteht bei der vollständigen Verbrennung kohlenstoffhaltiger Stoffe und bei der Zellatmung. Pflanzen, Algen sowie manche Bakterien und Archaeen binden es dagegen in Biomasse. Damit ist es ein zentraler Bestandteil des globalen Kohlenstoffkreislaufs und zugleich ein wichtiges Treibhausgas. Es kommt in Atmosphäre, Gewässern, Gesteinen und Lebewesen vor.
Bei der oxygenen Photosynthese entstehen aus Kohlenstoffdioxid und Wasser Glucose und Sauerstoff: 6 CO₂ + 6 H₂O → C₆H₁₂O₆ + 6 O₂. Die aerobe Atmung verläuft vereinfacht umgekehrt: C₆H₁₂O₆ + 6 O₂ → 6 CO₂ + 6 H₂O. Die gebildeten Kohlenhydrate liefern Energie und Ausgangsstoffe für weitere Bestandteile der Biomasse. Weil Photosynthese Licht benötigt, Atmung aber ständig stattfindet, schwankt die CO₂-Konzentration täglich und jahreszeitlich.
Vorkommen, Kohlenstoffkreislauf und Klima
Um 2015 enthielt die Atmosphäre etwa 830 Gigatonnen Kohlenstoff in Form von CO₂. In der Hydrosphäre waren ungefähr 38.000 Gigatonnen als gelöstes CO₂, Hydrogencarbonat und Carbonat vorhanden. Den größten Vorrat besitzt die Lithosphäre: Carbonatgesteine wie Calcit und Dolomit enthalten etwa 60.000.000 Gigatonnen Kohlenstoff. Weitere große Speicher sind Permafrostböden, boreale Nadelwälder, Hochgebirge und Moore.
Vor der Industrialisierung schwankte die atmosphärische CO₂-Konzentration während der vorausgegangenen 420.000 Jahre ungefähr zwischen 190 ppm in Eiszeiten und 280 ppm in Warmzeiten. Zwischen 1750 und 1958 stieg sie auf 315 ppm, 2015 auf 401 ppm und 2018 auf 407,8 ppm. Im Mai 2019 wurden am Mauna Loa monatlich rund 415 ppm gemessen. Etwa die Hälfte der zusätzlichen menschlichen Emissionen wird von Biosphäre und Ozeanen aufgenommen; der Rest verbleibt in der Atmosphäre. Hauptquellen sind die Verbrennung fossiler Energieträger und in geringerem Maß Landnutzungsänderungen wie Waldrodungen.
CO₂ lässt kurzwellige Sonnenstrahlung weitgehend passieren, absorbiert aber einen Teil der von der Erde abgegebenen Infrarotstrahlung und emittiert entsprechend seiner Temperatur selbst Strahlung. Dadurch trägt es zum natürlichen Treibhauseffekt bei, der gemeinsam mit anderen Treibhausgasen die mittlere Erdoberflächentemperatur von etwa −18 °C auf +15 °C erhöht. Der zusätzliche, vom Menschen verursachte CO₂-Ausstoß verstärkt diesen Effekt und ist wesentlich für die gegenwärtige globale Erwärmung. Das zusätzlich erzeugte CO₂ hat einen Anteil von etwa 60 % an der Verstärkung des Treibhauseffekts.
Die Ozeane enthalten ungefähr 50-mal so viel Kohlenstoff wie die Atmosphäre und nehmen etwa ein Drittel des vom Menschen freigesetzten CO₂ auf. Kaltes Wasser löst mehr CO₂ als warmes. Durch die Aufnahme sinkt die Alkalinität; diese Versauerung der Meere gefährdet besonders Organismen mit Calciumcarbonatstrukturen, darunter Korallen, Muscheln und Stachelhäuter. Teilweise gibt es allerdings Hinweise, dass erhöhte CO₂-Werte einzelne Arten zu stärkerer Schalenbildung anregen.
In schlecht durchmischten Süßwasserseen kann vulkanisches CO₂ im Tiefenwasser gespeichert werden und plötzlich ausgasen. Am Nyos-See in Kamerun starben 1986 dabei etwa 1700 Menschen und 3500 Nutztiere. Außerhalb der Erde besteht die Venusatmosphäre zu 96,5 %, die Marsatmosphäre zu 95 % aus CO₂. Das Gas wurde außerdem auf extrasolaren Planeten, im interstellaren Raum und in protoplanetaren Scheiben nachgewiesen.
Physikalische und chemische Eigenschaften
Bei Normaldruck wird CO₂ unter −78,5 °C fest. Dieses feste CO₂ heißt Trockeneis und sublimiert beim Erwärmen unmittelbar zum Gas, statt zu schmelzen. Der Tripelpunkt, an dem feste, flüssige und gasförmige Phase im Gleichgewicht stehen, liegt bei −56,6 °C und 5,19 bar. Die kritischen Werte betragen 31,0 °C, 73,8 bar und 0,468 g·cm⁻³. Oberhalb des kritischen Punkts entsteht eine überkritische Phase, die Eigenschaften von Gas und Flüssigkeit verbindet. Bei Raumtemperatur lässt sich CO₂ durch etwa 60 bar Druck verflüssigen.
Das Molekül ist linear: O=C=O. Der Kohlenstoff ist über zwei Doppelbindungen mit den Sauerstoffatomen verbunden; der Kohlenstoff-Sauerstoff-Abstand beträgt 116,32 pm. Die Bindungen sind polar, doch wegen der symmetrischen Anordnung heben sich ihre Dipolmomente auf. Das Molekül besitzt daher insgesamt kein elektrisches Dipolmoment. Eine Biegeschwingung entspricht einer Infrarot-Wellenlänge von 15 μm und ist für die Treibhauswirkung besonders wichtig.
CO₂ ist vergleichsweise gut wasserlöslich: Bei 20 °C und Normaldruck beträgt die Sättigung im Gleichgewicht mit reinem CO₂ 1688 mg·l⁻¹. Mehr als 99 % bleiben dabei physikalisch gelöst; nur ein kleiner Teil bildet Kohlensäure (H₂CO₃). Es bestehen pH-abhängige Gleichgewichte zwischen CO₂, Hydrogencarbonat (HCO₃⁻) und Carbonat (CO₃²⁻): CO₂ + 2 H₂O ⇌ HCO₃⁻ + H₃O⁺ sowie HCO₃⁻ + H₂O ⇌ CO₃²⁻ + H₃O⁺. Deshalb reagiert die Lösung schwach sauer. Laugen binden die Oxoniumionen und verschieben das Gleichgewicht in Richtung Carbonat.
CO₂ ist ein sehr schwaches Oxidationsmittel. Starke Reduktionsmittel wie Magnesium können ihm Sauerstoff entziehen: CO₂ + 2 Mg → C + 2 MgO. Wegen der positiven Partialladung am Kohlenstoff kann CO₂ außerdem als Elektrophil reagieren und bei Carboxylierungen neue Kohlenstoff-Kohlenstoff-Bindungen bilden.
Gewinnung, Nachweis und Bestimmung
CO₂ entsteht bei der Verbrennung von Kohlenstoff: C + O₂ → CO₂; ΔH = −394 kJ·mol⁻¹. Bei der Kohlevergasung und Dampfreformierung fällt es durch die Wassergas-Shift-Reaktion an: CO + H₂O ⇌ CO₂ + H₂; ΔH°R,298 = −41,2 kJ·mol⁻¹. Große, teilweise sehr reine Mengen entstehen außerdem bei der Synthesegasreinigung, beim Kalkbrennen, bei Gärung und Zellatmung. Weltweit werden durch die Verbrennung fossiler Energieträger ungefähr 36 Gigatonnen CO₂ pro Jahr freigesetzt. Im Labor kann es aus Calciumcarbonat und Salzsäure gewonnen werden. Direct Air Capture (DAC) scheidet CO₂ unmittelbar aus der Luft ab.
Die Kalkwasserprobe ist ein einfacher qualitativer Nachweis. Eingeleitetes CO₂ bildet mit Calciumhydroxid einen weißen Calciumcarbonat-Niederschlag, der die Lösung trübt: CO₂ + Ca(OH)₂ → H₂O + CaCO₃↓. Barytwasser ist empfindlicher, weil Bariumcarbonat schwerer löslich ist.
In Wasser lässt sich CO₂ durch Titration mit 0,1 N Natronlauge bis pH 8,3 bestimmen. Auch Säurebindungsvermögen, pH-Wert, Leitfähigkeit und Ionenstärke erlauben Berechnungen anhand des Kohlensäuregleichgewichts. Die Severinghaus-Elektrode ermittelt die Konzentration über eine pH-Änderung. Infrarot- und Raman-Spektroskopie nutzen charakteristische Molekülschwingungen; die symmetrische Streckschwingung bei 1480 cm⁻¹ ist Raman-aktiv.
Nutzung und Klimaschutzverfahren
CO₂ ist preiswert und nicht entflammbar. Es wird als komprimiertes Gas, Flüssigkeit, Trockeneis oder überkritischer Stoff eingesetzt. In Getränken erzeugt es einen Erfrischungseffekt; als Lebensmittelzusatzstoff heißt es E 290. Hefe und Backpulver setzen CO₂ frei und lockern Teige. Trockeneis kühlt beispielsweise frisch geerntete Trauben. Kontrollierte oder schützende Atmosphären mit genau angepasstem CO₂-Gehalt verlängern die Haltbarkeit von Obst, Gemüse, Fleisch, Fisch, Backwaren und anderen Lebensmitteln. Reines CO₂ wird dabei vermieden, weil es anaerobe Krankheitserreger begünstigen und Farbe oder Geschmack verändern kann. Überkritisches CO₂ dient unter anderem zur Entkoffeinierung von Kaffee.
Technisch wird CO₂ als Löschmittel verwendet, weil es Sauerstoff verdrängt. In geschlossenen Räumen besteht dabei Erstickungsgefahr. Als Kältemittel R744 wird es in Klimaanlagen und Kühltechnik eingesetzt. Weitere Anwendungen sind Schutzgas beim Schweißen, Kühlmittel in AGR-Kernreaktoren, Lasergas in CO₂-Lasern, Bühneneffekte mit Trockeneis, rückstandsfreie Oberflächenreinigung sowie Lösungsmittel in Halbleitertechnik, Textilreinigung und Feinchemie. Überkritisches CO₂ kann außerdem bei der tertiären Ölförderung Öl aus Lagerstätten verdrängen.
Als Chemierohstoff dient CO₂ vor allem der Harnstoffherstellung mit Ammoniak. Weitere Produkte sind unter anderem Salicylsäure durch die Kolbe-Schmitt-Reaktion, Ethylencarbonat, Carbonsäuren mit Grignard-Reagenzien und Natriumcarbonat im Solvay-Verfahren. Eine Umwandlung mit erneuerbar erzeugtem Wasserstoff zu Methan, Methanol, Ameisensäure, Synthesegas oder Treibstoffen ist technisch möglich, aus thermodynamischen Gründen aber meist noch unwirtschaftlich.
Die Abscheidung und Speicherung in tiefen Gesteinsschichten war laut Artikel 2016 noch nicht serienreif; Wirksamkeit und Wirtschaftlichkeit werden kritisch bewertet. Beim CO₂-Recycling wird abgeschiedenes Gas in Stoffe wie Methanol, Ameisensäure oder Harnstoff umgewandelt. Dafür muss jedoch Prozessenergie zugeführt werden, sodass sich daraus nicht automatisch eine wirtschaftliche Energiequelle ergibt.
Wirkungen auf Lebewesen und Gefahren
Ein hoher CO₂-Anteil schädigt Menschen und Tiere nicht nur durch Sauerstoffverdrängung, sondern auch unmittelbar. Nach DIN EN 13779 gilt Raumluft unter 800 ppm als gut, zwischen 800 und 1000 ppm als mittel, zwischen 1000 und 1400 ppm als mäßig und über 1400 ppm als niedrig. Die maximale Arbeitsplatzkonzentration für acht Stunden täglich beträgt 5000 ppm. Bei 1,5 % CO₂ steigt das Atemzeitvolumen um mehr als 40 %. Erhöhte Werte und ungenügende Lüftung können besonders Entscheidungsfindung und komplexes strategisches Denken beeinträchtigen.
In physiologischer oder leicht erhöhter Konzentration aktiviert gelöstes CO₂ das Atemzentrum. Sehr hohe Konzentrationen vermindern dagegen den Atemanreiz und können zum Atemstillstand führen. Ab etwa 5 % treten Kopfschmerzen und Schwindel auf; höhere Werte verursachen beschleunigten Herzschlag, Blutdruckanstieg, Atemnot und Bewusstlosigkeit. 8 % können innerhalb von 30 bis 60 Minuten tödlich sein. Eine CO₂-Anreicherung im Blut heißt Hyperkapnie. Gefährliche Ansammlungen entstehen beispielsweise in Weinkellern, Silos, Brunnen, Jauchegruben, Höhlen und Bergwerken. Bei der Vergärung eines Liters Most entstehen etwa 50 Liter Gärgas. Rettungen dürfen dort nur mit umgebungsluftunabhängigem Atemschutz erfolgen.
Das Kohlensäure-Hydrogencarbonat-System stellt etwa 50 % der Pufferkapazität des Blutes. Steigendes CO₂ senkt den pH-Wert und vermindert dadurch die Sauerstoffbindung des Hämoglobins; Bohr- und Haldane-Effekt beschreiben diese Zusammenhänge.
Pflanzen benötigen CO₂ für die Photosynthese und können bei leicht erhöhten Konzentrationen stärker wachsen. Das Optimum liegt bei C3-Pflanzen meist zwischen 800 und 1000 ppm, bei C4-Pflanzen nur knapp über 400 ppm. Übermäßig hohe Werte schädigen Pflanzen. Bei Reis wurden bei erhöhtem CO₂ unter anderem geringere Gehalte an Eiweiß, Eisen, Zink und den Vitaminen B1, B2, B5 und B9 festgestellt, während Vitamin E zunahm. Damit kann ein CO₂-Anstieg nicht nur Wachstum, sondern auch die Nährstoffqualität pflanzlicher Lebensmittel verändern.
