Kohlenstoff-Dioxid

Strukturformel
Allgemeines
Name	Kohlenstoffdioxid
Andere Namen	Kohlendioxid Kohlenstoff(IV)-oxid Dioxidokohlenstoff
Summenformel	CO2
CAS-Nummer	124-38-9
Kurzbeschreibung	farbloses, geruchloses Gas
Eigenschaften
Molare Masse	44,0099 g/mol
Aggregatzustand	gasförmig
Dichte	1,9767 kg·m−3 (0 °C, 1013 mbar)[1]
Schmelzpunkt	−56,57 °C (5,3 bar)[1]
Siedepunkt	keiner bei Normaldruck (Sublimation bei −78,5 °C)[1]
Dampfdruck	57,258 bar[1] (20 °C)
Löslichkeit	3,3 g/l bei 0 °C, 1,7 g/l bei 20 °C, jeweils bei 1013 hPa[2]
Sicherheitshinweise
Gefahrstoffkennzeichnung [1] keine Gefahrensymbole R- und S-Sätze R: keine R-Sätze S: 9-23
MAK	9100 mg·m−3[1]
GWP	1 (per Definition)
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

Kohlenstoffdioxid (im normalen Sprachgebrauch auch Kohlendioxid, oft fälschlich Kohlensäure genannt) ist eine chemische Verbindung aus Kohlenstoff und Sauerstoff und ist damit neben Kohlenstoffmonoxid (auch Kohlenmonoxid), Kohlenstoffsuboxid und dem instabilen Kohlenstofftrioxid eines der Oxide des Kohlenstoffs. Die chemische Summenformel lautet CO₂.

Kohlenstoffdioxid ist ein farb- und geruchloses Gas. Es ist mit einer Konzentration von ca. 0,04 % (im Jahr 2008 385 ppm, jährliche Zunahme ca. 2 ppm)^[3] ein natürlicher Bestandteil der Luft. Es entsteht sowohl bei der vollständigen Verbrennung von kohlenstoffhaltigen Substanzen unter ausreichendem Sauerstoff als auch im Organismus von Lebewesen als Kuppelprodukt der Zellatmung. Das CO₂ wird dabei über den Atem abgegeben. Umgekehrt sind Pflanzen, manche Bakterien und Archaeen in der Lage, CO₂ durch die Kohlenstoffdioxid-Fixierung in Biomasse umzuwandeln. So produzieren Pflanzen beispielsweise bei der Photosynthese aus anorganischem CO₂ Glukose.

Herstellung

Abfallprodukt der Energiewirtschaft

Kohlenstoffdioxid entsteht bei der Verbrennung kohlenstoffhaltiger Brennstoffe, z.B. der fossilen Energieträger. Bei einem gegebenen Energieträger ist die Menge des erzeugten CO₂ direkt von der Menge des Brennstoffs und damit der umgesetzten Energie abhängig. Moderne Anlagen und Betriebsverfahren können zwar die im Brennstoff enthaltene Energie besser nutzen als früher, aber die Entstehung des Gases nicht verhindern.

Diese Produktion beträgt etwa 36 Mrd. Tonnen im Jahr weltweit. Da noch kein wirksames und wirtschaftliches Verfahren zur Kohlenstoffdioxidabtrennung zur Verfügung steht, entweicht diese Menge in die Atmosphäre und trägt zur globalen Erwärmung bei (siehe unten).

Technisch

Technisch gewinnt man Kohlenstoffdioxid durch Verbrennen von Koks mit überschüssiger Luft oder als Nebenprodukt beim Kalkbrennen (~530 Mio. t pro Jahr) und anschließende Reinigung (z. B. Binden an Kaliumcarbonat zu Hydrogencarbonat und anschließendes Freisetzen durch Erhitzen).

Riesige Mengen sehr reinen Kohlenstoffdioxids erhält man durch die sogenannte CO₂-Wäsche bei der Ammoniak-, sowie der Methanol-Synthese. Entsprechend aufbereitet wird es für die Säuerung von Limonaden verwendet.

Auch natürliche Gasquellen (Mineralwasser) werden zur Gewinnung genutzt.

Im Labormaßstab

Im Labor wird Kohlenstoffdioxid durch Freisetzung aus Carbonaten durch Säuren erzeugt.

Nachweis und quantitative Bestimmung

Ein einfacher Nachweis von Kohlenstoffdioxid gelingt mit einer wässrigen Calciumhydroxidlösung (Kalkwasser). Dazu wird das zu untersuchende Gas in die Lösung eingeleitet. Enthält das Gas CO₂, dann fällt Calciumcarbonat (Kalk) als weißlicher Feststoff aus und die Lösung trübt sich. (siehe hierzu auch: Kalkwasserprobe)

$\mathrm{CO_2 + Ca(OH)_2 \longrightarrow H_2O + CaCO_3}$

Kohlenstoffdioxid reagiert mit Calciumhydroxid zu Wasser und Calciumcarbonat.

In wässriger Lösung kann CO₂ bestimmt werden

1. durch Titration mit 0,1 n Natronlauge bis zum pH-Wert von 8,3 bzw. zum Farbumschlag des Indikators Phenolphthalein;
2. durch Bestimmung des Säurebindungsvermögens (SBV), des pH-Wertes und der elektrischen Leitfähigkeit (wahlweise Ionenstärke) und Berechnung des CO₂ aus diesen Parametern nach dem Dissoziationsgleichgewicht der Kohlensäure;
3. durch Messung mit einer Severinghaus-Elektrode.

Physikalische Eigenschaften

Darstellung der Tendenz der Wasserlöslichkeit von CO₂ in Abhängigkeit vom Druck bei verschiedenen Temperaturen

Das Kohlenstoffdioxid-Molekül ist linear aufgebaut. Obwohl die Kohlenstoff-Sauerstoff-Bindungen polar sind, heben sich deren elektrische Dipolmomente durch die Molekülsymmetrie nach außen hin gegenseitig auf, so dass das Molekül selbst kein elektrisches Dipolmoment aufweist. Dennoch ist Kohlenstoffdioxid aufgrund der inneren Dipolmomente gut in Wasser löslich und absorbiert einige schmale Teile des elektromagnetischen Spektrums im Bereich der Infrarotstrahlung.

Das Lösungsvermögen ist ca. 40-mal höher als beispielsweise das von Sauerstoff. Bei Raumtemperatur unter Normaldruck liegt die Sättigung bei 1700 mg/l, während sie bei O₂ bereits bei 9 mg/l und bei N₂ bei 20 mg/l erreicht wird.

Kohlenstoffdioxid findet im festen Aggregatzustand unter der Bezeichnung Trockeneis Anwendung in der Technik. Es schmilzt nicht, sondern sublimiert bei −78 °C. Allerdings kann man es unterhalb der kritischen Temperatur von 31 °C durch Drucksteigerung zu einer farblosen Flüssigkeit verdichten. Bei Raumtemperatur ist dazu ein Druck von ca. 60 bar nötig, der kritische Druck bei der kritischen Temperatur ist etwa 73,7 bar^[1]. In flüssiger Form wird Kohlenstoffdioxid in Druckgasflaschen gehandelt. Dabei gibt es zwei Typen: Steigrohrflaschen zur Flüssigentnahme und Flaschen ohne Steigrohr zur Entnahme gasförmigen Kohlenstoffdioxids.^[4] Beide müssen zur Entnahme senkrecht stehen. Die Steigrohrflasche wird grundsätzlich ohne, die andere mit Druckminderventil betrieben.

Solange sich noch flüssiges Kohlenstoffdioxid in der Druckflasche befindet, ist der Innendruck lediglich von der Temperatur abhängig. Eine Messung des Füllstandes ist deshalb bei beiden Flaschentypen ausschließlich über Wägen möglich. Die Entnahmegeschwindigkeit ist dadurch begrenzt, dass durch Wärmeaufnahme aus der Umgebung erst wieder flüssiges Kohlenstoffdioxid in der Flasche verdampfen muss, um den der Temperatur entsprechenden Druck wieder aufzubauen.

Chemische Eigenschaften

In Wasser gelöstes Kohlenstoffdioxid bildet Kohlensäure, H₂CO₃, wobei aber mehr als 99 % des Kohlenstoffdioxids nur physikalisch gelöst sind. Die Kohlensäure als solche liegt vor in einem Gleichgewicht mit ihren Dissoziationsprodukten (Spezies) Hydrogencarbonat ("Bicarbonat", HCO₃^–) und Carbonat (CO₃^2–), die in einem vom pH-Wert abhängigen Mengenverhältnis zueinander stehen. Fängt man die bei der Dissoziation gebildeten Oxonium-Ionen (H⁺, eigentlich H₃O⁺) durch Zugabe einer Lauge mit Hydroxidionen (OH^–) ab, so verschiebt sich das Mengenverhältnis zu Gunsten von Carbonat.

Verwendung

Bei der Sublimation von Trockeneis entsteht ein weißer Nebel aus dem kalten CO₂-Luft-Gemisch und kondensierender Luftfeuchtigkeit, der früher als Effekt in der Bühnentechnik Einsatz fand. Heute gibt es zum Beispiel Nebelkühl-Vorsätze für normale Verdampfer-Nebelmaschinen, die mit flüssigem CO₂ betrieben werden.

Viele Getränke enthalten Kohlenstoffdioxid ('Kohlensäure'), um beim Trinken einen besseren Erfrischungseffekt zu erzielen. Bei manchen Getränken entsteht es durch Gärung (Bier, Sekt), bei anderen wird es künstlich zugesetzt (Limonade, Sodawasser) oder es wird kohlenstoffdioxidhaltiges, natürliches Mineralwasser verwendet. Als Lebensmittelzusatzstoff trägt es die Bezeichnung E 290. Bei der Herstellung wird Kohlenstoffdioxid unter hohem Druck in das Getränk gepumpt, wobei es zu etwa 0,2 % mit Wasser zu Kohlensäure reagiert; der größte Teil ist als Gas im Wasser gelöst. Bei einem Druckabfall durch Öffnen des Gefäßes kommt es zu einer Nukleation, so dass das nun überschüssig gelöste Gas bläschenförmig austritt und aufsteigt. Die Bläschenbildung des Gases und der säuerliche Geschmack der Kohlensäure auf der Zunge beim Trinken stimulieren die Geschmackssinneszellen, was einen Erfrischungseffekt zur Folge hat.

Kohlenstoffdioxid kommt wegen seiner sauerstoffverdrängenden Eigenschaften auch zu Feuerlöschzwecken zum Einsatz, vor allem in Handfeuerlöschern und automatischen Löschanlagen (siehe auch CO₂-Löscher, Brandbekämpfung, Löschmittel).

Kohlenstoffdioxid wird als Dünger in Gewächshäusern eingesetzt. Grund ist der durch den photosynthetischen Verbrauch entstehende CO₂-Mangel bei ungenügendem Nachschub an Frischluft, besonders im Winter bei geschlossener Lüftung, weil Pflanzen CO₂ als Grundsubstanz benötigen. Dabei wird das Kohlenstoffdioxid entweder direkt als reines Gas (relativ teuer) oder als Verbrennungsprodukt aus Propan oder Erdgas eingebracht (Kopplung von Düngung und Heizung). Die mögliche Ertragsteigerung ist abhängig davon, wie stark der Mangel an CO₂ ist und wie stark das Lichtangebot für die Pflanzen ist. Kohlenstoffdioxid wird auch in der Aquaristik als Dünger für Wasserpflanzen eingesetzt (CO₂-Diffusor). Auch durch Zufuhr von organischer Substanz kann der CO₂-Gehalt im Wasser erhöht werden (Veratmung, aber auf Kosten des Sauerstoff-Gehalts). (Siehe auch: Kohlenstoffdioxid-Düngung)

Überkritisches Kohlenstoffdioxid besitzt eine hohe Löslichkeit für unpolare Stoffe und kann giftige organische Lösemittel ersetzen. Es wird als Extraktionsmittel, zum Beispiel zur Extraktion von Naturstoffen wie Koffein (Herstellung von koffeinfreiem Kaffee durch Entkoffeinierung), und als Lösemittel zum Reinigen und Entfetten, zum Beispiel von Wafern in der Halbleiterindustrie und neuerdings auch von Textilien (Chemische Reinigung), verwendet. Aktuell wird auch intensiv daran geforscht, überkritisches Kohlenstoffdioxid als Reaktionsmedium für die Feinchemikalienherstellung (z. B. für die Herstellung von Aromastoffen) zu verwenden, da isolierte Enzyme hierin vielfach aktiv bleiben und keine Lösemittelrückstände (im Gegensatz zu organischen Lösemitteln) in den Produkten verbleiben.

Kohlenstoffdioxid kommt als Kältemittel unter der Bezeichnung R744 oder R-744 in Fahrzeug- und stationären Klimaanlagen, bei industrieller Kältetechnik, Supermarkt- und Transportkühlung sowie in Getränkeautomaten zum Einsatz. Es hat eine große volumetrische Kälteleistung (höhere Effizienz in einem gegebenen Volumen), eine hohe Umweltverträglichkeit (Treibhauspotenzial im Vergleich zu heute verwendeten Kältemitteln etwa 1/1000 pro kg; kein Ozonabbau-Potenzial; Gewinnung aus industriellem Abfallgas) und kann gleichzeitig in Wärmekreisläufen wie in Warmwasserpumpen und Fahrzeugheizungen genutzt werden.^[5]

Kohlenstoffdioxid wird auch als Schutzgas in der Schweißtechnik eingesetzt – entweder in reiner Form oder häufiger als Zusatz zu Argon und/oder Helium. Da Kohlenstoffdioxid bei hohen Temperaturen thermodynamisch instabil ist, wird es nicht als Inertgas, sondern als Aktivgas bezeichnet.

CO₂ wird auch in Abführmitteln (Zäpfchen) verwendet. Durch eine chemische Reaktion während der Auflösung des Zäpfchens wird CO₂ freigesetzt und dehnt den Darm, was wiederum den Stuhlreflex auslöst.

In zunehmendem Maße wird CO₂ in Verbindung mit einem automatisierbaren Strahlverfahren verwendet, um hochreine Oberflächen zu erzeugen. Mit seiner Kombination aus mechanischen, thermischen und chemischen Eigenschaften kann beispielsweise CO₂-Schnee verschiedenste Arten von Oberflächen-Verunreinigungen rückstandsfrei lösen und abtragen.

In so genannten CO₂-Anlagen werden in jüngster Zeit auch Schweine vor der Schlachtung betäubt. Dazu werden sie in Gruppen in einem Paternosteraufzug in eine Grube hinab gelassen, die mindestens 90 % CO₂ enthält und verlieren dabei das Bewusstsein.

CO₂ in der Atmosphäre und Treibhauseffekt

Entwicklung der CO₂-Konzentration während der letzten 420.000 Jahre

Hauptartikel: Treibhauseffekt

Kohlenstoffdioxid absorbiert einen Teil der Wärmestrahlung (Infrarotstrahlung), während kurzwelligere Strahlung, d. h. der größte Teil der Sonnenstrahlung, passieren kann. Diese Eigenschaft macht Kohlenstoffdioxid zu einem so genannten Treibhausgas. Nach Wasserdampf ist Kohlenstoffdioxid entsprechend seinem Mengenanteil das zweitwirksamste der Treibhausgase, wenngleich die spezifischen Wirksamkeiten von Methan und Ozon höher sind. Alle Treibhausgase zusammen erhöhen die mittlere Temperatur auf der Erdoberfläche von ca. −18 °C auf +15 °C (natürlicher Treibhauseffekt). Kohlenstoffdioxid hat einen Anteil von ca. 9 bis 26 % an diesem Gesamteffekt und ist somit in einem nicht unerheblichen Maß für das lebensfreundliche Klima der Erde mitverantwortlich.

Der CO₂-Anteil in der Erdatmosphäre war im Verlauf der Erdgeschichte beträchtlichen Schwankungen unterworfen, die verschiedene biologische, chemische und physikalische Ursachen haben. Seit wenigstens 650.000 Jahren lag der Anteil jedoch immer unterhalb von 280 ppm.^[6] Die CO₂-Konzentration in den letzten 10.000 Jahren blieb relativ konstant bei 280 ppm. Die Bilanz des Kohlenstoffdioxidkreislaufes war somit in dieser Zeit weitgehend ausgeglichen. Mit Beginn der Industrialisierung im 19. Jahrhundert stieg der CO₂-Anteil in der Atmosphäre auf bislang 385 ppm (2008). In den Jahren von 1960 bis 2005 stieg der CO₂-Anteil im Mittel um 1,4 ppm pro Jahr.^[7] In den 10 Jahren von 1995 bis 2005 betrug die jährliche Anstiegsrate 1,9 ppm.^[8] Einer Untersuchung des Global Carbon Projects aus dem Jahr 2008 zufolge ist in den Jahren 2000 bis 2007 der CO₂-Ausstoß viermal schneller gestiegen als noch im Jahrzehnt davor. Damit wird das schlimmste Szenario des Weltklimarates übertroffen.^[9]

Zeitlicher Verlauf der CO₂-Konzentration in der Atmosphäre

Die anthropogenen, d. h. vom Menschen verursachten, CO₂-Emissionen von jährlich ca. 36,3 Gt bzw. ca. 9,9 Gt Kohlenstoff (8,4 GtC durch die Verbrennung fossiler Rohstoffe sowie 1,5 ± 0,5 GtC durch Landnutzung)^[7] sind nur ein kleiner Anteil des überwiegend aus natürlichen Quellen stammenden Kohlenstoffdioxids von jährlich etwa 550 Gt CO₂ bzw. 150 Gt Kohlenstoff.^[10] Die anthropogenen CO₂-Emissionen werden durch die globale Entwaldung nur etwa zu 45 % von den natürlichen Kohlenstoffdioxidsenken aufgenommen, sodass sich das Kohlendioxid in der Atmosphäre akkumuliert. Die Verbrennung von Biomasse und daraus gewonnenen Kraftstoffen setzt unter Vernachlässigung des landwirtschaftlichen Energieverbrauchs in der Bilanz nur CO₂-Mengen frei, die vorher photosynthetisch gebunden worden waren.

Allgemein ist in der Wissenschaft spätestens seit den 1990er Jahren anerkannt, dass es einen statistisch signifikanten anthropogenen Einfluss auf das Klima gibt und dass eine der Ursachen der Anstieg der Konzentration an Kohlenstoffdioxid in der Atmosphäre ist. Dieser anfänglich noch mit größeren Unsicherheiten verbundene Verdacht hat sich im Laufe der Forschungen und nach heftiger Kontroverse um die globale Erwärmung immer mehr erhärtet und ist heute weitgehend wissenschaftlicher Konsens.^[11] Ohne Berücksichtigung der Treibhausgase sind die beobachteten Temperaturdaten nach Meinung der überwiegenden Mehrheit der Wissenschaftler nicht zu erklären.^[12] Die Folgen der globalen Erwärmung sollen durch Klimaschutz gemindert werden.

Physiologische Wirkungen und Gefahren

CO₂-Konzentrationen (Vol-%) in Luft und Auswirkungen auf den Menschen:

• 0,038 %: Derzeitige Konzentration in der Luft
• 0,15 %: Hygienischer Innenraumluftrichtwert für frische Luft
• 0,3 %: MIK-Wert, unterhalb dessen keine Gesundheitsbedenken bei dauerhafter Einwirkung bestehen
• 0,5 % (9 g/m³): MAK-Grenzwert für tägliche Exposition von acht Stunden pro Tag
• 1,5 %: Zunahme des Atemzeitvolumens um mehr als 40 %.
• 4 %: Atemluft beim Ausatmen
• 5 %: Auftreten von Kopfschmerzen, Schwindel und Bewusstlosigkeit
• 8 %: Bewusstlosigkeit, Krämpfe^[13][14], Eintreten des Todes nach 30–60 Minuten

Immer wieder kommt es zu Unfällen mit CO₂. In Weinkellern, Futtersilos, Brunnen und Jauchegruben können sich durch Gärprozesse beträchtliche Mengen an CO₂ bilden. Bei der Vergärung von einem Liter Most entstehen etwa bis zu 50 Liter Gärgas. Wenn nicht für ausreichende Entlüftung gesorgt ist, bilden sich gefährliche Konzentrationen, und zwar aufgrund der höheren Dichte von CO₂ im Vergleich zu Luft vor allem in Bodennähe (Kohlenstoffdioxid-See). Auch in bestimmten Höhlen (die sogenannte Hundsgrotte in Italien hat eine CO₂-Konzentration von zirka 70 %!) und in Bergwerksstollen des Kohleabbaus können mitunter hohe Kohlendioxidkonzentrationen vorliegen.

Die direkte Schadwirkung auf Tier und Mensch kann im Einzelfall auf der Verdrängung des Sauerstoffes in der Luft beruhen. Die weit verbreitete Ansicht, CO₂ sei an sich unschädlich und wirke nur durch Verdrängen des lebensnotwendigen Sauerstoffs, ist jedoch falsch. Daher ist auch die alte Kerzenprobe zum Erkennen von gefährlicher Sauerstoffknappheit nicht sinnvoll. Durch die Verdrängung der Luft (Absinken des O₂-Partialdrucks auf weniger als 130 mbar) durch das schwerere Kohlenstoffdioxid kann es aber zusätzlich zu den schädlichen Wirkungen des CO₂ auch zum Ersticken durch Sauerstoffmangel kommen.

Im Blut gelöstes CO₂ aktiviert in physiologischer (natürlicher) und leicht gesteigerter Konzentration das Atemzentrum des Gehirns, in deutlich höherer Konzentration führt es jedoch zur Verminderung oder sogar Aufhebung des reflektorischen Atemanreizes (Atemdepression, Atemstillstand). Diese Wirkungen treten viel rascher ein als eine Erstickung. Der anregende CO₂-Reiz auf das Atemzentrum wird bei ärztlichen Hilfsmaßnahmen nach einem Atemstillstand zur Wiederbelebung genutzt. Dazu wird reiner Sauerstoff gemischt mit ca. 4-5% Kohlendioxid dem Patienten verabreicht. Dies entspricht auch ungefähr dem Kohlendioxidgehalt der ausgeatmeten Luft, die einem Patienten durch einen Ersthelfer bei der Atemspende verabreicht wird.

Ab etwa 5 Prozent CO₂ in der eingeatmeten Luft treten Kopfschmerzen und Schwindel auf, bei höheren Konzentrationen beschleunigter Herzschlag (Tachykardie), Blutdruckanstieg, Atemnot und Bewusstlosigkeit (die so genannte CO₂-Narkose). CO₂-Konzentrationen von 8 Prozent und mehr führen innerhalb von 30 bis 60 Minuten zum Tod.

Zusätzlich hat Kohlenstoffdioxid eine indirekte Wirkung auf den Sauerstoffhaushalt des Blutes. Befindet sich vermehrt Kohlenstoffdioxid in der Luft oder im Frischwasser, so wird im Blut über das Dissoziationsgleichgewicht der Kohlensäure der pH-Wert vermindert – das Blut wird „saurer“. Von diesem Absinken des pH-Werts ist das Hämoglobin betroffen. Bei niedrigerem pH-Wert verringert sich seine O₂-Bindungskapazität. Das heißt bei gleichem O₂-Gehalt der Luft kann vom Hämoglobin weniger Sauerstoff gebunden und transportiert werden. Dieser Sachverhalt wird durch den Bohr-Effekt und den Haldane-Effekt beschrieben. Im Gewebe, wo der Sauerstoff abgegeben werden soll, ist die Konzentration von CO₂ höher (= niedriger pH-Wert, geringere O₂-Bindungskapazität) und erleichtert damit die O₂-Abgabe. In der Lunge sind die Verhältnisse umgekehrt und begünstigen so das „Beladen“ des Hämoglobins mit Sauerstoff.

Dieser indirekte Effekt über den pH-Wert des Blutes ist von der weitaus stärkeren Giftigkeit des Kohlenstoffmonoxids zu unterscheiden. Kohlenstoffmonoxid maskiert als Komplexbildner den Eisenkern des Hämoglobins und verhindert dadurch die Bindung von Sauerstoff in den roten Blutkörperchen. Dies ist ein anderer (wirksamerer) molekularer Mechanismus als beim Kohlenstoffdioxid.

Immer wieder fallen ganze Familien einer Gärgasvergiftung zum Opfer, weil mehrere Personen bei der Rettung eines Familienmitglieds selbst Kohlenstoffdioxid einatmen und bewusstlos werden. Der Ersthelfer begibt sich mit einem Rettungsversuch nur selbst in Gefahr – niemand kann mit angehaltenem Atem einen Bewusstlosen aus einem Keller tragen. Stattdessen ist eine Belüftung (falls vorhanden) einzuschalten und ein Notruf abzusetzen.

Die Rettung eines Verunglückten aus CO₂-verdächtigen Situationen (Weinkeller usw.) ist nur durch professionelle Einsatzkräfte (Feuerwehr) mit umluftunabhängigem Atemschutz möglich.

In seltenen Fällen kommt es auch zu Naturkatastrophen mit Kohlenstoffdioxid; die bekannteste ereignete sich 1986 am Nyos-See in Kamerun.

Der Richtwert der CO₂-Konzentration in Innenräumen von 0,15 Vol.-% Kohlendioxid kann überschritten werden, wenn sich mehrere Personen längere Zeit in einem kleinen, verschlossenen und gut isolierten Raum aufhalten. Falls sich in einem Raum mit einer Grundfläche von 68 m² und einem Raumvolumen von 203 m³ sieben Erwachsene aufhalten, ist – je nach Beschaffenheit der Raumisolierung – die Konzentration von 0,15 Vol.-% Kohlendioxid nach etwa zwei Stunden erreicht. Gesundheitliche Bedenken gibt es jedoch nur wenn der MAK-Wert längere Zeit überschritten wird.

Ökologische Bedeutung

Kohlenstoffdioxid ist der Rohstoff bei jeglicher Bildung von Biomasse in der Primärproduktion der Ökosysteme. Von pflanzlichen Organismen oder von photosynthesefähigen Bakterien wird CO₂ unter Nutzung der Lichtenergie mit Wasser zu Kohlehydraten verbunden, in der Regel zu Glucose. Diese dient in weiteren Verlauf sowohl als Energieträger als auch als Baustoff für alle anderen biochemischen Substanzen.

Der Abbau von Biomasse durch Atmung ist, in Umkehrung zum Prozess der Photosynthese, wieder mit der Bildung von CO₂ verbunden.

Alle Organismen eines Ökosystems sind andauernd mit Atmung beschäftigt, während die Photosynthese an die Verfügbarkeit von Licht in den Tagstunden gebunden ist. Deshalb kommt es zu einem Tageszyklus der Bilanz zwischen beiden Vorgängen, so dass in der Regel am Tag das CO₂ verbraucht und in der Nacht freigesetzt wird. Ebenso unterliegt diese Bilanz zwischen CO₂-Zehrung und CO₂-Produktion auch einem jahreszeitlichen Rhythmus wegen der unterschiedlichen Lichtintensitäten und Tageslängen zwischen Sommer und Winter.

In Gewässern schwankt die CO₂-Konzentration ebenfalls entsprechend den genannten Tages- und Jahreszeit-Rhythmen. CO₂ ist aber mit den anderen gelösten Kohlensäure-Spezies zu einem Gleichgewichtssystem verknüpft, welches den im Wasser herrschenden pH-Wert wesentlich bestimmt. Von diesem pH-Wert hängen dann ihrerseits wieder die Gleichgewichtslagen der Dissoziationen von Ammonium/Ammoniak, Nitrit/Salpetrige Säure und Sulfid/Schwefelwasserstoff und vieler anderer Säure-Basen-Paare ab, die sich ihrerseits in Toxizitäten für die Organismen im Gewässer bemerkbar machen.

Ist in einem Gewässer der Vorrat an CO₂ durch Photosynthese erschöpft, was sich durch einen pH-Wert nahe 8,3 bemerkbar macht, dann sind manche Arten von Algen und Wasserpflanzen befähigt, aus dem gelösten Hydrogencarbonat das benötigte CO₂ zu gewinnen, wobei sie OH-Ionen abgeben müssen. Dadurch kann in besonders nährstoffreichen Gewässern (z.B. Karpfenteiche) der pH-Wert gefährlich hohe Werte (bis 12) erreichen, mit entsprechenden gesundheitlichen Folgen z.B. für die Fische (z.B. Kiemennekrose der Karpfen). ^[15]

Im Jahr 2008 publizierten US Forscher die Ergebnisse einer mehrjährigen Untersuchung, wonach ein ungewöhnlich warmes Jahr bei Gräsern aus der Prärie von Oklahoma zu einer verminderten CO₂-Aufnahme führt. Nach der Rückkehr von durchschnittlichen Temperaturen dauert es dann noch ein weiteres Jahr, bis sich die CO₂-Aufnahme wieder normalisiert.^[16]

Siehe auch

• Boudouard-Gleichgewicht
• CO₂-Neutralität
• CO₂-Partialdruck siehe Partialdruck
• CO₂-Sequestrierung
• Emissionsrechtehandel
• Treibstoffverbrauch (CO₂-Anteil)
• Versauerung der Meere

Literatur

• Pörtner: Auswirkungen von CO₂-Eintrag und Temperaturerhöhung auf die marine Biosphäre (PDF; 1,3 MB, 85 S.)

Weblinks

• Kohlenstoff: Kohlenstoffdioxid, Kohlensäure – Vortrag von Kai Hager im Rahmen der „Übungen im Vortragen mit Demonstrationen – AC“, WS 1998/99 (Didaktik der Chemie, Universität Bayreuth)
• Kohlenstoffdioxid–Daten der englischen Wikipedia (engl.)
• Seilnacht – Naturwissenschaftliche Medien – Infoseite zu CO₂
• Umweltbundesamt – Deutsche Emissionshandelsstelle (DEHSt)
• Carbon Dioxide Information Analysis Center des U.S. Department of Energy
• European Energy Exchange
• 12.000 CO₂-emittierende Industrieanlagen (EU25) (interaktive Karte)
• Der Treibhauseffekt aus chemischer Sicht
• Carbon Monitoring for Action (CARMA) – Datenbank mit Informationen zu den Kohlenstoffdioxidemissionen von über 50.000 Kraftwerken und 4.000 Energieunternehmen weltweit.

Quellen

1. ↑ ^{a b c d e f g} Eintrag zu Kohlenstoffdioxid in der GESTIS-Stoffdatenbank des BGIA, abgerufen am 31.8.2007 (JavaScript erforderlich)
2. ↑ Carbon Dioxide Solubility in Water
3. ↑ Dr. Pieter Tans, NOAA/ESRL: Current Trends in CO₂ (ESRL-Website)
4. ↑ http://vorschriften.portal.bgn.de/files/5841/ASI_6-80-08.pdf
5. ↑ The natural refrigerant R744 (CO₂)
6. ↑ Urs Siegenthaler, Thomas F. Stocker, Eric Monnin, Dieter Lüthi, Jakob Schwander, Bernhard Stauffer, Dominique Raynaud, Jean-Marc Barnola, Hubertus Fischer, Valérie Masson-Delmotte, Jean Jouzel: Stable Carbon Cycle–Climate Relationship During the Late Pleistocene. In: Science Vol. 310, No. 5752, 2005, S. 1313–1317. Siehe Abstract online
7. ↑ ^{a b} Josep Canadella, Corinne Le Quéré, Michael Raupacha, Christopher Fielde, Erik Buitenhuisc, Philippe Ciaisf, Thomas Conwayg, Nathan Gillettc, R. Houghtonh und Gregg Marland: Contributions to accelerating atmospheric CO₂ growth from economic activity, carbon intensity, and efficiency of natural sinks. In: Proceedings of the National Academy of Sciences. 2007 online (PDF)
8. ↑ IPCC, 2007: Summary for Policymakers. In: Climate Change 2007: The Physical Science Basis. Contribution of Working Group I to the Fourth Assessment Report of the Intergovernmental Panel on Climate Change [Solomon, S., D. Qin, M. Manning, Z. Chen, M. Marquis, K.B. Averyt, M.Tignor and H.L. Miller (eds.)]. Cambridge University Press, Cambridge, United Kingdom and New York, NY, USA. Online (pdf)
9. ↑ Josep G. Canadell, Corinne Le Quéré, Michael R. Raupach, Christopher B. Field, Erik T. Buitenhuis, Philippe Ciais, Thomas J. Conway, Nathan P. Gillett, R. A. Houghton, Gregg Marland: Contributions to accelerating atmospheric CO₂ growth from economic activity, carbon intensity, and efficiency of natural sinks, PNAS November 20, 2007 vol. 104 no. 47 18866-18870 doi:10.1073/pnas.0702737104 online
10. ↑ Intergovernmental Panel on Climate Change: Climate Change 2001 – IPCC Third Assessment Report 2001 CO₂-Kreislauf
11. ↑ Naomi Oreskes: The Scientific Consensus on Climate Change. In: Science. Band 306, 2004 (PDF)
12. ↑ Meehl, Gerald A., Warren M. Washington, Caspar M Ammann, Julie M. Arblaster, T. M. L. Wigleiy und Claudia Tebaldi (2004): Combinations of Natural and Anthropogenic Forcings in Twentieth-Century Climate, in: Journal of Climate, Vol. 17, 1. Oktober, S. 3721–3727 (PDF)
13. ↑ DRK: Erste Hilfe bei CO₂-Vergiftung
14. ↑ SenseAir AB, Schweden: What is CO₂? (PDF)
15. ↑ Kurt Bauer: Zur Bedeutung der Kohlensäure in Karpfenteichen. Österreichs Fischerei 44/1991, S. 49–64
16. ↑ J. Arnone et al.: Prolonged suppression of ecosystem carbon dioxide uptake after an anomalously warm year, Nature, Bd. 455, S. 383