Limonade, Vulkan, Venus, Kühlschrank – was haben sie gemeinsam? Kohlendioxid. Wir haben das meiste für Sie gesammelt interessante Informationüber eine der wichtigsten chemischen Verbindungen der Erde.
Was ist Kohlendioxid?
Kohlendioxid ist vor allem dafür bekannt Gaszustand, d.h. als Kohlendioxid mit einem einfachen chemische Formel CO2. In dieser Form existiert es unter normalen Bedingungen – wann Luftdruck und „normale“ Temperaturen. Aber bei erhöhtem Druck, über 5.850 kPa (wie zum Beispiel dem Druck in einer Meerestiefe von etwa 600 m), wird dieses Gas flüssig. Und bei starker Abkühlung (minus 78,5°C) kristallisiert es und wird zu sogenanntem Trockeneis, das im Handel häufig zur Lagerung von Tiefkühlkost in Kühlschränken verwendet wird.
Dabei werden flüssiges Kohlendioxid und Trockeneis hergestellt und verwendet Menschliche Aktivität, aber diese Formen sind instabil und zerfallen leicht.
Aber Kohlendioxidgas ist überall verteilt: Es wird bei der Atmung von Tieren und Pflanzen freigesetzt und ist ein wichtiger Bestandteil von chemische Zusammensetzung Atmosphäre und Ozean.
Eigenschaften von Kohlendioxid
Kohlendioxid CO2 ist farb- und geruchlos. Unter normalen Bedingungen hat es keinen Geschmack. Wenn Sie jedoch hohe Kohlendioxidkonzentrationen einatmen, kann es zu einem sauren Geschmack im Mund kommen, der dadurch verursacht wird, dass sich das Kohlendioxid auf den Schleimhäuten und im Speichel auflöst und eine schwache Kohlensäurelösung bildet.
Übrigens ist es die Fähigkeit von Kohlendioxid, sich in Wasser aufzulösen, die zur Herstellung von kohlensäurehaltigem Wasser genutzt wird. Limonadenblasen sind das gleiche Kohlendioxid. Der erste Apparat zur Sättigung von Wasser mit CO2 wurde bereits 1770 erfunden und bereits 1783 begann der unternehmungslustige Schweizer Jacob Schweppes mit der industriellen Produktion von Soda (die Marke Schweppes existiert noch immer).
Kohlendioxid ist 1,5-mal schwerer als Luft und neigt daher dazu, sich in den unteren Schichten abzusetzen, wenn der Raum schlecht belüftet ist. Bekannt ist der „Hundehöhleneffekt“, bei dem CO2 direkt aus dem Boden freigesetzt wird und sich in etwa einem halben Meter Höhe ansammelt. Ein Erwachsener, der auf dem Höhepunkt seines Wachstums eine solche Höhle betritt, spürt den Überschuss an Kohlendioxid nicht, aber Hunde befinden sich direkt in einer dicken Kohlendioxidschicht und werden vergiftet.
CO2 unterstützt die Verbrennung nicht und wird daher in Feuerlöschern und Feuerlöschanlagen eingesetzt. Der Trick, eine brennende Kerze mit dem Inhalt eines vermeintlich leeren Glases (in Wirklichkeit aber Kohlendioxid) zu löschen, basiert genau auf dieser Eigenschaft von Kohlendioxid.
Kohlendioxid in der Natur: natürliche Quellen
Kohlendioxid entsteht in der Natur aus verschiedenen Quellen:
- Atmung von Tieren und Pflanzen.
Jedes Schulkind weiß, dass Pflanzen Kohlendioxid (CO2) aus der Luft aufnehmen und für die Photosynthese nutzen. Manche Hausfrauen versuchen, Unzulänglichkeiten durch eine Fülle von Zimmerpflanzen auszugleichen. Allerdings nehmen Pflanzen bei Abwesenheit von Licht nicht nur Kohlendioxid auf, sondern geben es auch wieder ab – dies ist Teil des Atmungsprozesses. Daher ist ein Dschungel in einem schlecht belüfteten Schlafzimmer keine gute Idee: Der CO2-Wert steigt nachts noch stärker an. - Vulkanische Aktivität.
Kohlendioxid ist Bestandteil vulkanischer Gase. In Gebieten mit hoher vulkanische Aktivität CO2 kann direkt aus dem Boden freigesetzt werden – aus Rissen und Spalten, sogenannten Mofets. Die Kohlendioxidkonzentration in Tälern mit Mofets ist so hoch, dass viele Kleintiere sterben, wenn sie dort ankommen. - Zersetzung organische Substanz.
Kohlendioxid entsteht bei der Verbrennung und dem Zerfall organischer Stoffe. Waldbrände gehen mit großen natürlichen Kohlendioxidemissionen einher.
Kohlendioxid wird in der Natur in Form von Kohlenstoffverbindungen in Mineralien „gespeichert“: Kohle, Öl, Torf, Kalkstein. In den Weltmeeren befinden sich riesige CO2-Reserven in gelöster Form.
Die Freisetzung von Kohlendioxid aus einem offenen Reservoir kann zu einer limnologischen Katastrophe führen, wie es beispielsweise 1984 und 1986 geschah. in den Seen Manoun und Nyos in Kamerun. Beide Seen entstanden an der Stelle von Vulkankratern – inzwischen sind sie erloschen, doch in der Tiefe setzt das Vulkanmagma immer noch Kohlendioxid frei, das in das Wasser der Seen aufsteigt und sich darin auflöst. Aufgrund einer Reihe klimatischer und geologischer Prozesse hat die Kohlendioxidkonzentration in Gewässern einen kritischen Wert überschritten. Wurde in die Atmosphäre freigesetzt große Menge Kohlendioxid, das wie eine Lawine die Berghänge hinabstürzte. Etwa 1.800 Menschen wurden Opfer limnologischer Katastrophen auf kamerunischen Seen.
Künstliche Kohlendioxidquellen
Die wichtigsten anthropogenen Kohlendioxidquellen sind:
- Industrieemissionen im Zusammenhang mit Verbrennungsprozessen;
- Autotransport.
Obwohl der Anteil umweltfreundlicher Transportmittel weltweit zunimmt, wird die überwiegende Mehrheit der Weltbevölkerung nicht so schnell die Möglichkeit (oder den Wunsch) haben, auf neue Autos umzusteigen.
Auch die aktive Entwaldung für industrielle Zwecke führt zu einem Anstieg der Kohlendioxidkonzentration CO2 in der Luft.
CO2 ist eines der Endprodukte des Stoffwechsels (Abbau von Glukose und Fetten). Es wird im Gewebe abgesondert und vom Hämoglobin zur Lunge transportiert, über die es ausgeatmet wird. Die von einem Menschen ausgeatmete Luft enthält etwa 4,5 % Kohlendioxid (45.000 ppm) – 60-110-mal mehr als die eingeatmete Luft.
Kohlendioxid spielt eine große Rolle bei der Regulierung des Blutflusses und der Atmung. Ein Anstieg des CO2-Gehalts im Blut führt dazu, dass sich die Kapillaren erweitern und mehr Blut durchlässt, wodurch das Gewebe mit Sauerstoff versorgt und Kohlendioxid entfernt wird.
Auch das Atmungssystem wird durch einen Anstieg des Kohlendioxids angeregt und nicht durch einen Sauerstoffmangel, wie es den Anschein haben könnte. In Wirklichkeit spürt der Körper den Sauerstoffmangel lange Zeit nicht und es ist durchaus möglich, dass ein Mensch in verdünnter Luft das Bewusstsein verliert, bevor er den Luftmangel spürt. Die stimulierende Eigenschaft von CO2 wird in künstlichen Beatmungsgeräten genutzt: Dabei wird Kohlendioxid mit Sauerstoff vermischt, um das Atmungssystem zu „starten“.
Kohlendioxid und wir: Warum CO2 gefährlich ist
Kohlendioxid ist für den menschlichen Körper ebenso notwendig wie Sauerstoff. Doch genau wie Sauerstoff schadet ein Überschuss an Kohlendioxid unserem Wohlbefinden.
Eine hohe CO2-Konzentration in der Luft führt zu einer Vergiftung des Körpers und verursacht einen Zustand der Hyperkapnie. Bei Hyperkapnie verspürt eine Person Atembeschwerden, Übelkeit, Kopfschmerzen und kann sogar das Bewusstsein verlieren. Wenn der Kohlendioxidgehalt nicht abnimmt, kommt es zu Sauerstoffmangel. Tatsache ist, dass sich sowohl Kohlendioxid als auch Sauerstoff mit demselben „Transportmittel“ – dem Hämoglobin – durch den Körper bewegen. Normalerweise „reisen“ sie zusammen und heften sich an verschiedene Stellen des Hämoglobinmoleküls. Erhöhte Kohlendioxidkonzentrationen im Blut verringern jedoch die Fähigkeit von Sauerstoff, sich an Hämoglobin zu binden. Die Sauerstoffmenge im Blut nimmt ab und es kommt zu Hypoxie.
Solche gesundheitsschädlichen Folgen für den Körper entstehen beim Einatmen von Luft mit einem CO2-Gehalt von mehr als 5.000 ppm (das kann beispielsweise die Luft in Bergwerken sein). Um fair zu sein, in gewöhnliches Leben Solche Luft stoßen wir praktisch nie an. Allerdings hat eine viel geringere Kohlendioxidkonzentration nicht die beste Wirkung auf die Gesundheit.
Einigen Erkenntnissen zufolge verursachen bereits 1.000 ppm CO2 bei der Hälfte der Probanden Müdigkeit und Kopfschmerzen. Bei vielen Menschen verspüren sie schon früher ein Gefühl der Verstopfung und des Unwohlseins. Bei einem weiteren Anstieg der Kohlendioxidkonzentration auf kritische 1.500 – 2.500 ppm ist das Gehirn „faul“, die Initiative zu ergreifen, Informationen zu verarbeiten und Entscheidungen zu treffen.
Und wenn ein Wert von 5.000 ppm nahezu unmöglich ist Alltagsleben, dann können 1.000 und sogar 2.500 ppm durchaus zur Realität gehören moderner Mann. Unsere Studie hat gezeigt, dass in kaum belüfteten Schulklassen der CO2-Gehalt die meiste Zeit über 1.500 ppm bleibt und manchmal über 2.000 ppm steigt. Es gibt allen Grund zu der Annahme, dass die Situation in vielen Büros und sogar Wohnungen ähnlich ist.
Physiologen halten 800 ppm für einen für das menschliche Wohlbefinden unbedenklichen Kohlendioxidwert.
Eine andere Studie fand einen Zusammenhang zwischen dem CO2-Gehalt und oxidativem Stress: Je höher der Kohlendioxidgehalt, desto stärker leiden wir unter oxidativem Stress, der die Zellen unseres Körpers schädigt.
Kohlendioxid in der Erdatmosphäre
In der Atmosphäre unseres Planeten gibt es nur etwa 0,04 % CO2 (das sind etwa 400 ppm), und neuerdings waren es sogar noch weniger: Kohlendioxid überschritt erst im Herbst 2016 die 400 ppm-Marke. Wissenschaftler führen den Anstieg des CO2-Gehalts in der Atmosphäre auf die Industrialisierung zurück: Mitte des 18. Jahrhunderts, am Vorabend der Industriellen Revolution, betrug er nur etwa 270 ppm.
Stellen wir uns diese Situation vor:
Sie arbeiten in einem Labor und haben sich entschieden, ein Experiment durchzuführen. Dazu haben Sie den Schrank mit den Reagenzien geöffnet und plötzlich auf einem der Regale das folgende Bild gesehen. Bei zwei Gläsern mit Reagenzien wurden die Etiketten abgezogen und sie blieben sicher in der Nähe liegen. Gleichzeitig ist es nicht mehr möglich, genau zu bestimmen, welches Glas welchem Etikett entspricht, und die äußeren Merkmale der Substanzen, anhand derer sie unterschieden werden könnten, sind dieselben.
In diesem Fall kann das Problem mit dem sogenannten gelöst werden qualitative Reaktionen.
Qualitative Reaktionen werden solche Reaktionen genannt, die es ermöglichen, einen Stoff von einem anderen zu unterscheiden und herauszufinden hochwertige Komposition unbekannte Substanzen.
Es ist beispielsweise bekannt, dass Kationen einiger Metalle, wenn ihre Salze der Brennerflamme hinzugefügt werden, diese in einer bestimmten Farbe färben:
Diese Methode kann nur funktionieren, wenn die zu unterscheidenden Substanzen die Farbe der Flamme unterschiedlich verändern oder einer von ihnen die Farbe überhaupt nicht ändert.
Aber wie es der Zufall will, nehmen wir an, dass die ermittelten Substanzen die Flamme nicht oder nicht in der gleichen Farbe färben.
In diesen Fällen ist es erforderlich, Substanzen mithilfe anderer Reagenzien zu unterscheiden.
In welchem Fall können wir mit einem beliebigen Reagenz eine Substanz von einer anderen unterscheiden?
Es gibt zwei Möglichkeiten:
- Eine Substanz reagiert mit dem hinzugefügten Reagenz, die zweite jedoch nicht. In diesem Fall muss deutlich erkennbar sein, dass die Reaktion eines der Ausgangsstoffe mit dem zugesetzten Reagenz tatsächlich stattgefunden hat, d , usw.
Beispielsweise können Sie Wasser nicht von einer Natriumhydroxidlösung unterscheiden Salzsäure, obwohl Laugen gut mit Säuren reagieren:
NaOH + HCl = NaCl + H2O
Dies ist auf das Fehlen jeglicher Art zurückzuführen äußere Zeichen Reaktionen. Eine klare, farblose Salzsäurelösung ergibt beim Mischen mit einer farblosen Hydroxidlösung dieselbe klare Lösung:
Andererseits kann man Wasser beispielsweise mit einer Magnesiumchloridlösung von einer wässrigen Alkalilösung unterscheiden – bei dieser Reaktion bildet sich ein weißer Niederschlag:
2NaOH + MgCl 2 = Mg(OH) 2 ↓+ 2NaCl
2) Stoffe können auch dann voneinander unterschieden werden, wenn beide mit dem zugesetzten Reagens reagieren, dies jedoch auf unterschiedliche Weise.
Beispielsweise können Sie mithilfe einer Salzsäurelösung eine Natriumcarbonatlösung von einer Silbernitratlösung unterscheiden.
Salzsäure reagiert mit Natriumcarbonat unter Freisetzung eines farb- und geruchlosen Gases – Kohlendioxid (CO 2):
2HCl + Na 2 CO 3 = 2NaCl + H 2 O + CO 2
und mit Silbernitrat, um einen weißen, käsigen Niederschlag AgCl zu bilden
HCl + AgNO 3 = HNO 3 + AgCl↓
Die folgenden Tabellen zeigen Verschiedene Optionen Nachweis spezifischer Ionen:
Qualitative Reaktionen auf Kationen
| Kation | Reagens | Zeichen einer Reaktion |
| Ba 2+ | SO 4 2- |
Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ |
| Cu 2+ | 1) Niederschlag von blauer Farbe: Cu 2+ + 2OH − = Cu(OH) 2 ↓ 2) Schwarzes Sediment: Cu 2+ + S 2- = CuS↓ |
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| Pb 2+ | S 2- | Schwarzer Niederschlag: Pb 2+ + S 2- = PbS↓ |
| Ag+ | Cl − |
Niederschlag eines weißen Niederschlags, unlöslich in HNO 3, aber löslich in Ammoniak NH 3 ·H 2 O: Ag + + Cl − → AgCl↓ |
| Fe 2+ |
2) Kaliumhexacyanoferrat (III) (rotes Blutsalz) K 3 |
1) Niederschlag eines weißen Niederschlags, der an der Luft grün wird: Fe 2+ + 2OH − = Fe(OH) 2 ↓ 2) Ausfällung eines blauen Niederschlags (Turnboole-Blau): K + + Fe 2+ + 3- = KFe↓ |
| Fe 3+ |
2) Kaliumhexacyanoferrat (II) (gelbes Blutsalz) K 4 3) Rodanidion SCN − |
1) Brauner Niederschlag: Fe 3+ + 3OH − = Fe(OH) 3 ↓ 2) Ausfällung von blauem Niederschlag (Preußisch Blau): K + + Fe 3+ + 4- = KFe↓ 3) Das Auftreten einer intensiven roten (blutroten) Färbung: Fe 3+ + 3SCN − = Fe(SCN) 3 |
| Al 3+ | Alkali (amphotere Eigenschaften von Hydroxid) |
Ausfällung eines weißen Niederschlags von Aluminiumhydroxid bei Zugabe einer kleinen Menge Alkali: OH − + Al 3+ = Al(OH) 3 und seine Auflösung beim weiteren Eingießen: Al(OH) 3 + NaOH = Na |
| NH4+ | OH − , Erhitzen | Austritt von stechend riechendem Gas: NH 4 + + OH − = NH 3 + H 2 O Blaufärbung von nassem Lackmuspapier |
| H+ (saure Umgebung) |
Indikatoren: − Lackmus − Methylorange |
Rote Verfärbung |
Qualitative Reaktionen auf Anionen
| Anion | Schlag oder Reagenz | Zeichen einer Reaktion. Reaktionsgleichung |
| SO 4 2- | Ba 2+ |
Niederschlag eines weißen, in Säuren unlöslichen Niederschlags: Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ |
| NEIN 3 − |
1) H 2 SO 4 (konz.) und Cu hinzufügen und erhitzen 2) Mischung aus H 2 SO 4 + FeSO 4 |
1) Lösungsbildung von blauer Farbe enthält Cu 2+ -Ionen, Freisetzung von braunem Gas (NO 2) 2) Das Erscheinungsbild der Farbe von Nitroso-Eisen(II)-sulfat 2+. Die Farbe reicht von violett bis braun (braune Ringreaktion) |
| PO 4 3- | Ag+ |
Ausfällung eines hellgelben Niederschlags in neutraler Umgebung: 3Ag + + PO 4 3- = Ag 3 PO 4 ↓ |
| CrO 4 2- | Ba 2+ |
Bildung eines gelben Niederschlags, der in Essigsäure unlöslich, aber in HCl löslich ist: Ba 2+ + CrO 4 2- = BaCrO 4 ↓ |
| S 2- | Pb 2+ |
Schwarzer Niederschlag: Pb 2+ + S 2- = PbS↓ |
| CO 3 2- |
1) Niederschlag eines weißen, in Säuren löslichen Niederschlags: Ca 2+ + CO 3 2- = CaCO 3 ↓ 2) Die Freisetzung von farblosem Gas („Sieden“), was zu einer Trübung des Kalkwassers führt: CO 3 2- + 2H + = CO 2 + H 2 O |
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| CO2 | Kalkwasser Ca(OH) 2 |
Ausfällung eines weißen Niederschlags und dessen Auflösung unter weiterem Durchleiten von CO 2: Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 ↓ + H 2 O CaCO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca(HCO 3) 2 |
| SO 3 2- | H+ |
Emission von SO 2 -Gas mit charakteristischem stechenden Geruch (SO 2): 2H + + SO 3 2- = H 2 O + SO 2 |
| F − | Ca2+ |
Weißer Niederschlag: Ca 2+ + 2F − = CaF 2 ↓ |
| Cl − | Ag+ |
Niederschlag eines weißen, käsigen Niederschlags, unlöslich in HNO 3, aber löslich in NH 3 ·H 2 O (konz.): Ag + + Cl − = AgCl↓ AgCl + 2(NH 3 ·H 2 O) = ) Lesen Sie auch:
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