Carbonate

Kohlensäure und Carbonate

Löst man Kohlenstoffdioxid unter Überdruck in Wasser, so entsteht in geringem Umfang Kohlensäure , die aus Protonen und Carbonat- Ionen besteht.

Über 99 % des Gases werden physikalisch in Wasser gelöst. Nur ca. 0,2 % vom eingesetzten Kohlenstoffdioxid reagieren zu Kohlensäure, die entsprechend der folgenden Reaktionsgleichungen protolysiert und deshalb sauer reagiert:

$\begin{array}{l}{H}_{2}C{O}_3\begin{array}{c}\\ \end{array}\begin{array}{c}\\ \end{array}+\begin{array}{c}\\ \end{array}\begin{array}{c}\\ \end{array}{H}_{2}O\begin{array}{c}\\ \end{array}\begin{array}{c}\\ \end{array}\stackrel{}{\to }\begin{array}{c}\\ \end{array}\begin{array}{c}\\ \end{array}HC{O}_3{}^{-}\begin{array}{c}\\ \end{array}\begin{array}{c}\\ \end{array}+\begin{array}{c}\\ \end{array}\begin{array}{c}\\ \end{array}{H}_3{O}^{+}\\ HC{O}_3{}^{-}\begin{array}{c}\\ \end{array}\begin{array}{c}\\ \end{array}+\begin{array}{c}\\ \end{array}\begin{array}{c}\\ \end{array}{H}_{2}O\begin{array}{c}\\ \end{array}\begin{array}{c}\\ \end{array}\stackrel{}{\to }\begin{array}{c}\\ \end{array}\begin{array}{c}\\ \end{array}C{O}_3{}^{2-}\begin{array}{c}\\ \end{array}\begin{array}{c}\\ \end{array}+\begin{array}{c}\\ \end{array}\begin{array}{c}\\ \end{array}{H}_3{O}^{+}\end{array}$

Obwohl die Kohlensäure eine mittelstarke Säure ist, reagiert die wässrige Lösung aufgrund der geringen Konzentration an Hydronium-Ionen nur schwach sauer.

Carbonate
Die Salze der Kohlensäure, die Carbonate , enthalten das Carbonat-Anion mit der folgenden Struktur:

Strukturmodelle des Carbonat-Ions:

In wässriger Lösung sind die Carbonat-Ionen stabil. Die Alkalimetall-Carbonate lassen sich unzersetzt schmelzen, während sich alle anderen Carbonate beim Erhitzen unter Bildung von Kohlenstoffdioxid zersetzen.
Carbonat enthaltende Mineralien werden oft als Spate (z. B. Kalkspat) bezeichnet. Sie kommen in der Natur in großen Mengen vor und stellen so einen wichtigen Speicher für gebundenes Kohlenstoffdioxid dar.

1. $\text{Calciumcarbonat}\begin{array}{c}\\ \end{array}{\text{(CaCO}}_{\text{3}})$
Das bekannteste Carbonat ist das Calciumcarbonat , das umgangssprachlich auch als Kalkstein oder Kalk bezeichnet wird.
Es kommt in der Natur in verschiedenen Erscheinungsformen vor (Bild 2 bis Bild 4):

• Kalkstein (feinkörnig),
• Kreide (pulverförmig),
• Marmor (grobkörnig, kristallin) und
• Calcit oder Doppelspat (große Kristalle)

Calciumcarbonat wird überwiegend in der Baustoffindustrie verwendet. Marmorplatten können als natürlicher Baustoff verwendet werden. Kalk dient in großem Umfang als Rohstoff zur Herstellung von Zement und von Branntkalk. Letzterer wird dann für die Herstellung von Kalkmörtel genutzt.

Auch in der chemischen Industrie wird Kalk für zahlreiche Produkte benötigt, u. a. für die Herstellung von Soda sowie für die Produktion von Glas. Bei der Rauchgasentschwefelung der Kraftwerke wird eine Kalk-Aufschlämmung eingesetzt, um das Schwefeldioxid zu binden. Durch gleichzeitiges Einleiten von Luft zur Oxidation gewinnt man dabei dann Gips als wertvolles Produkt für die Baustoffindustrie.

In der rhomboedrischen Form bezeichnet man Calciumcarbonat als Calcit oder Kalkspat. Dieses kristalline Mineral wird wegen seiner starken Lichtbrechung zur Herstellung von Prismen für optische Instrumente genutzt.
Die besonderen Eigenschaften und die Verwendung von Kalk bzw. Kalkstein ist in einem anderen Beitrag auf dieser CD beschrieben.

Korallenriffe sind Kalkablagerungen von Hohltieren, die unter Verwendung der im Meerwasser gelösten Carbonate riesige Riffe aufbauen, obwohl sie selbst nur einige Millimeter groß sind.

Das schwer lösliche Calciumcarbonat wird durch $C{O}_2-$haltiges Wasser in leicht lösliches Calciumhydrogencarbonat überführt. So entsteht die temporäre Wasserhärte (Carbonathärte), die durch Erhitzen beseitigt werden kann, wobei wieder Wasser, Kohlenstoffdioxid und Calciumcarbonat (Kesselstein) entstehen.

$CaC{O}_3\begin{array}{c}\\ \end{array}+\begin{array}{c}\\ \end{array}{H}_{2}O\begin{array}{c}\\ \end{array}+\begin{array}{c}\\ \end{array}C{O}_2\begin{array}{c}\\ \end{array}\begin{array}{c}\\ \end{array}\stackrel{}{\to }\begin{array}{c}\\ \end{array}\begin{array}{c}\\ \end{array}Ca{(HC{O}_3)}_2\begin{array}{c}\\ \end{array}$

In der chemischen Analyse ist es leicht möglich, Carbonat- Ionen nachzuweisen. Versetzt man den unbekannten Stoff mit Salzsäure, so wird Kohlenstoffdioxid freigesetzt.

Fängt man das entstehende Gas auf und leitet es durch Bariumhydroxid- oder Calciumhydroxidlösung, so bildet sich ein weißer Niederschlag, von schwer löslichem Barium- oder Calciumcarbonat.

2. $\text{Natriumcarbonat}\begin{array}{c}\\ \end{array}{\text{(Na}}_{\text{2}}^{}{\text{CO}}_{\text{3}}\text{)}$
Ebenfalls ein bedeutsames Carbonat ist das Natriumcarbonat ($N{a}_{2}C{O}_3$), das auch als calcinierte Soda bezeichnet wird.
Soda wird in großen Mengen aus Nordamerikanischen oder Afrikanischen Seen isoliert oder nach dem SOLVAY-Verfahren gewonnen (siehe verwandte Themen).

Soda ist eine wichtige Grundchemikalie für die Herstellung von Seife, Glas, Waschmittel, Zellstoff, Papier und Textilien.

3. Andere Carbonate
Im Backpulver oder Brausepulver sind Hydrogencarbonate enthalten, die durch unterschiedliche Reaktionen Kohlenstoffdioxid bilden und so für einen lockeren Teig oder für ein prickelndes Getränk sorgen:

$\begin{array}{l}N{H}_{4}HC{O}_3\begin{array}{c}\\ \end{array}\begin{array}{c}\\ \end{array}\stackrel{Wärme}{\to }\begin{array}{c}\\ \end{array}\begin{array}{c}\\ \end{array}N{H}_3\begin{array}{c}\\ \end{array}+\begin{array}{c}\\ \end{array}C{O}_2\begin{array}{c}\\ \end{array}+\begin{array}{c}\\ \end{array}{H}_{2}O\\ NaHC{O}_3\begin{array}{c}\\ \end{array}+\begin{array}{c}\\ \end{array}{H}_3{O}^{+}\begin{array}{c}\\ \end{array}\begin{array}{c}\\ \end{array}\stackrel{Säure}{\to }\begin{array}{c}\\ \end{array}\begin{array}{c}\\ \end{array}N{a}^{+}\begin{array}{c}\\ \end{array}+\begin{array}{c}\\ \end{array}C{O}_2\begin{array}{c}\\ \end{array}+\begin{array}{c}\\ \end{array}{H}_{2}O\end{array}$

Das Kaliumcarbonat wird auch als Pottasche bezeichnet, weil bei der Gewinnung im 19. Jh. Holzasche, in „Pötten“ extrahiert wurde. Aus den erhaltenen Lösungen wurde Kaliumcarbonat gewonnen. Dieses wird in der Seifen- und Glasindustrie verwendet und kommt zusammen mit dem Natriumcarbonat im Soda-Pottasche-Aufschluß in der chemischen Analytik zum Einsatz, einem Aufschlussverfahren für schwer lösliche Substanzen.