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Carbonate




Als Carbonate werden die Salze der vollständig dissoziierten Kohlenstoffsäure bezeichnet. Das zugehörige zweifach negativ geladene Anion („Säurerest“) ist das Carbonat-Ion CO32−.


Auch die Ester der Kohlensäure mit der allgemeinen Strukturformel R-O-C(=O)-O-R', wobei R und R' kohlenstoffhaltige Reste sind, heißen Carbonate. Gehören R und R' zu einem einzigen Molekül, so bildet sich eine ringförmige Verbindung, wie beispielsweise Propylencarbonat.

Inhaltsverzeichnis

Eigenschaften von (anorganischen) Carbonaten

Carbonate sind ionische Salze und deshalb bei Raumtemperatur in der Regel kristalline Feststoffe. Das Carbonat-Anion bringt keine Eigenfarbe in die Verbindungen ein, so dass deren Farbe ggf. durch das betreffende Kation bestimmt wird. Carbonate sind geruchlos. Mit Ausnahme der Alkali-Carbonate sind sie schlecht wasserlöslich.

Reaktionen von Carbonaten

  • Komproportionierung zwischen Kohlensäure und Carbonat:
\mathrm{CaCO_3 + H_2O + CO_2 \longrightarrow Ca(HCO_3)_2}
Calciumcarbonat reagiert mit Wasser und Kohlenstoffdioxid zu Calciumhydrogencarbonat.

Diese Reaktion spielt sich bei der Lösung von Kalkstein in kohlensäurehaltigem Grundwasser ab. Sie ist der Ursprung der Wasserhärte.

  • Dissoziation in Wasser:
\mathrm{Mg_2(CO_3)_2 \longrightarrow Mg^{2+} + CO_3^{2-}}
Magnesiumcarbonat dissoziiert zu einem Magnesiumion und einem Carbonation.
  • Zerfall beim Erhitzen:
\mathrm{CaCO_3 \longrightarrow CaO + CO_2}
Calciumcarbonat zerfällt zu Calciumoxid und Kohlenstoffdioxid.

Dies ist die Reaktion bei der Herstellung von Branntkalk.

Siehe auch: Carbonat-Silicat-Zyklus

Nachweis von Carbonaten

Als Vorversuch kann man festes Analysengut mit konzentrierter Salzsäure versetzen. Eine Gasentwicklung (CO2) deutet auf Carbonat hin. Bei Durchführung dieses Tests im Reagenzglas sollte die Flamme eines eingebrachten brennenden Spans erstickt werden. Das entstehende Gas kann auch durch eine Fällungsreaktion identifiziert werden: Man gibt Bariumhydroxidlösung (Barytwasser) in ein Gärröhrchen (Carbonatröhrchen), das an dem einen Ende in einem durchbohrten Stopfen steckt. In das Reagenzglas gibt man die Probe, übergießt sie mit einer Säure (Salzsäure, Schwefelsäure) und verschließt es schnell mit dem Stopfen am Carbonatröhrchen. Nun erhitzt man das Gemisch im Reagenzglas im Wasserbad, wobei bei Anwesenheiten von Carbonaten in der Probe die Bariumhydroxid-Lösung nach und nach getrübt wird, da weißes Bariumcarbonat (BaCO3) ausflockt.

Der quantitative Nachweis geringer Carbonatkonzentrationen in Wässern erfolgt zusammen mit der Bestimmung von Hydrogencarbonaten oft durch eine Titration mit Salzsäure ("SBV"): weist das Messgut zu Beginn einen pH-Wert über 8,3 auf, so ist der Salzsäureverbrauch bis zum Erreichen von pH 8,3 äquivalent der Carbonatkonzentration. Der weitere Säureverbrauch bis zum Erreichen von pH 4,3 entspricht der Summe von Carbonat und Hydrogencarbonat. Bei Wässern mit pH-Werten unter 8,3 titriert man gleich nur bis 4,3 (nur noch Hydrogencarbonat) und errechnet den ursprünglichen, dann sehr geringen Anteil an Carbonat-Ionen aus dem Dissoziationsgleichgewicht der Kohlensäure.

Carbonate und Hydrogencarbonate können auch durch Ionen-HPLC oder durch Kapillarelektrophorese bestimmt werden. In beiden Fällen wird ein "Gesamtcarbonat" ermittelt und die Komponenten Carbonat, Hydrogencarbonat und "Freie Kohlensäure" unter Berücksichtigung von pH-Wert, Ionenstärke und Temperatur wiederum aus dem Dissoziationsgleichgewicht der Kohlensäure errechnet.

Basische Reaktion

Die Carbonationen reagieren mit Wasser zu Hydrogencarbonat- und Hydroxidionen. Es handelt sich dabei um die eine basische Reaktion.

\mathrm{CaCO_3^{2-} + H_2O \longrightarrow HCO_3^- + OH^-}

Vorkommen und Verwendung von Calciumcarbonat („Kalk“)

Calciumcarbonat kommt als Kalkstein, Marmor und Kreide rein vor. Es ist ein essentieller bioligischer Mineralstoff und in allen Lebewesen häufig. Die Schalen und Gehäuse von Muscheln und Schnecken sowie die Korallenstöcke bestehen aus diesem Mineral.

Verwendet wird er:

  • Bauwesen: Als Gesteinskörnung Zement, in Beton vor und wird zum Bau von Gebäuden verwendet, als Werkstein und Naturstein
  • Technik: als Schlämmkreide, aus dem Isländischen Doppelspat werden sog. Nicol'sche Prismen für optische Geräte (Polarisationsapparate) angefertigt.
  • Kunst: Marmor ist einer der wichtigsten Ausdrucksmittel der Bildhauerei und des Steinmetzwesens, daneben dient Calciumcarbonat als weißes Pigment
  • Landwirtschaft: In Düngemitteln zu finden.
  • Kreide (Tafelkreide) besteht auch aus Calciumcarbonat.
  • Medizin: Calciumcarbonat kann als säurebindendes Mittel (Antacidum) gegen Übersäuerung des Magens verwendet werden; allerdings führt das sich unweigerlich entwickelnde Kohlenstoffdioxid (s. Formel oben) zu Magenblähung und nachfolgendem Aufstoßen; im Extremfall kann ein vorhandenes Magengeschwür durchbrechen. Durch das CO2 und die gebildete Kohlensäure sowie durch die Neutralisation des Magensaftes wird überdies die Salzsäuresekretion im Magen erneut angeregt. Als Calciumträger ist die Substanz wichtig für die Knochenbildung.
  • Pharmazeutische Technologie: Als indifferenter Trägerstoff, z. B. in Pulvern und Salben verwendet, weiterhin als Dragierhilfsmittel.
  • Lebensmitteltechnologie: Lebensmittelzusatzstoff E 170, zugelassen z. B. als ungiftiges Farbmittel für Dragees und für Verzierungen von Lebensmitteln.
  • Kosmetik: Äußerlich verwendet als mildes, austrocknendes Streupulver und in Präparaten zur Zahnpflege.

Wichtige Carbonate

Organische Carbonate

Die kovalenten Carbonate, die sich formal von Alkoholen und Kohlensäure ableiten, kommen natürlich nicht vor. Der einfachste synthetisch hergestellte Kohlensäureester ist Dimethylcarbonat.

In den letzten Jahren haben organische Carbonate in polymerer Form als Polycarbonate besonders bei der Produktion von CDs und DVDs größere wirtschaftliche Bedeutung erlangt.

 
Dieser Artikel basiert auf dem Artikel Carbonate aus der freien Enzyklopädie Wikipedia und steht unter der GNU-Lizenz für freie Dokumentation. In der Wikipedia ist eine Liste der Autoren verfügbar.
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