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Kohlensäure und Carbonate
 
 
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1. Kohlensäure
 
Wenn sich das Gas Kohlenstoffdioxid in Wasser löst, entsteht Kohlensäure. Dabei reagiert nicht der gesamte Anteil des gelösten Kohlenstoffdioxids mit dem Wasser, was durch den Gleichgewichtspfeil verdeutlicht wird:
 
(a)  CO2  +  H2O   H2CO3 
 
Im natürlichen Grundwasser ist immer ein geringer Anteil an Kohlensäure enthalten (siehe >Kalkkreislauf). Kohlensäure und Carbonate bilden in den Gewässern ein natürliches >Puffersystem.
 
Kohlensäure wird in der Getränkezubereitung häufig verwendet. Ihre saure Eigenschaft als Säure lässt sich geschmacklich kaum erkennen. So besitzt kohlensäurehaltiges Mineralwasser einen pH-Wert zwischen 6 und 7. Das Sprudeln im Mineralwasser rührt vom austretenden Kohlenstoffdioxid her. Schüttelt man das Mineralwasser, tritt das Kohlenstoffdioxid wieder aus, da die gebildete Kohlensäure dabei wieder zerfällt. Dieser Vorgang tritt auch bei einer Erwärmung auf. Unter normalen Umständen lässt sich die Kohlensäure nicht im reinen Zustand herstellen.
  
 
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Das Sprudeln im Mineralwasser rührt von austretendem Kohlenstoffdioxid her
 
 
Für einen Chemiker ist der Säurecharakter der Kohlensäure daran zu erkennen, dass sie zwei Protonen abgeben kann:
 
(b) Abgabe des 1. Protons:  H2CO3  +  H2O   H3O+  +  HCO3-
(c) Abgabe des 2. Protons:  HCO3-  +  H2O   H3O+  +  CO32- 
 
Die Abgabe der Protonen erfolgt bei der Kohlensäure in zwei Schritten. Im ersten Schritt (b) erhält man ein Hydrogencarbonat-Ion (HCO3-), im zweiten Schritt (c) ein Carbonat-Ion (CO32-). Der Schwerpunkt der beschriebenen Gleichgewichtsreaktionen (a-c) liegt stark auf der linken Seite, die Kohlensäure ist eine relativ schwache Säure.
 
Aus der Kohlensäure lassen sich zwei Gruppen von Salzen gewinnen: Die Hydrogencarbonate (mit dem Anion HCO3-) erschließen sich aus dem 1. Schritt der Gleichung (b), die Carbonate (mit dem Anion CO32-) aus dem zweiten Schritt (c).
 
 
2. Hydrogencarbonate
 
Die Hydrogencarbonate sind mit Ausnahme des Natriumhydrogencarbonats leichter im Wasser löslich als die Carbonate. Sie spielen bei der Wasserhärte eine entscheidende Rolle (siehe >Calciumcarbonat). Ein bekanntes Hydrogencarbonat ist das Natriumhydrogencarbonat (NaHCO3), das im Haushalt unter der Bezeichnung Natron bekannt ist. Gelegentlich wird es als Backtriebmittel eingesetzt, da es beim Erhitzen Kohlenstoffdioxid abgibt. Dabei entsteht auch Wasser und Soda:
 
2 NaHCO3   Na2CO3  +  H2O  +  CO2
 
Früher wurde das Natron als Arzneimittel gegen Sodbrennen eingenommen. Dabei reagierte die Magensäure in einer Neutralisationsreaktion mit dem Natriumhydrogencarbonat unter Bildung von Kohlensäure und Kochsalz. Brausetabletten enthalten z.B. Natriumhydrogencarbonat und eine Säure im festen Zustand, z.B. Citronensäure. Gibt man Wasser hinzu, bildet sich rasch Kohlenstoffdioxid, das den bekannten Sprudeleffekt auslöst. Der gleiche Effekt lässt sich auch erzielen, wenn man Weinsäure oder Vitamin C (Ascorbinsäure) verwendet.
  
 
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Beim Auflösen einer Brausetablette reagiert Natron mit Weinsäure, sobald Wasser hinzukommt.
 
 
3. Carbonate
 
Die Alkali-Carbonate sind relativ gut wasserlöslich, während die anderen nur schwer löslich sind. Mit Säuren (hier Natriumcarbonat mit Salzsäure) zersetzen sich Carbonate und Hydrogencarbonate unter Bildung von Kohlenstoffdioxid:
 
Na2CO3  +  2 HCl   2NaCl  +  H2O  +  CO2
 
Im Mineralienreich kommen die Carbonate in großer Vielfalt vor, z.B. im Calcit und Aragonit (Calciumcarbonat), im Dolomit (Calciummagnesiumcarbonat), im Cerussit (Bleicarbonat) oder im Smithsonit (Zinkcarbonat). Die Calcium- und Magnesiumcarbonate sind bei vielen Gebirgen gesteinsbildend, so auch im Jura oder in den Dolomiten.
  
 
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Die Dolomiten sind aus Dolomit aufgebaut, einem Calciummagnesiumcarbonat.
 
 
Die Alkali-Carbonate wie Natriumcarbonat oder Kaliumcarbonat schmelzen in der Hitze, die anderen - z.B. Calciumcarbonat - zerfallen beim Erhitzen in ein Metalloxid und Kohlenstoffdioxid. Einen solchen Vorgang findet man beim Brennen von Kalk.
 
 
Weitere Informationen

Kohlenstoffdioxid
Mineralienportrait Calcit
Der Kalkkreislauf
Calciumcarbonat, ein vielseitiger Stoff
Die Geschichte der Kalknutzung
 
 
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