Koolstofdioxide

Uit Wikipedia, de vrije encyclopedie
(Doorverwezen vanaf Koolzuurgas)
Ga naar: navigatie, zoeken
Koolstofdioxide
Structuurformule en molecuulmodel
Structuurformule van koolstofdioxide
Structuurformule van koolstofdioxide
Molecuulmodel van koolstofdioxide
Molecuulmodel van koolstofdioxide
Pellets vast koolstofdioxide (droogijs) sublimeren bij kamertemperatuur
Pellets vast koolstofdioxide (droogijs) sublimeren bij kamertemperatuur
Algemeen
Molecuulformule
     (uitleg)
CO2
IUPAC-naam koolstofdioxide
Andere namen kooldioxide, koolzuurgas
Molmassa 44,0095 g/mol
SMILES
C(=O)=O
InChI
1S/CO2/c2-1-3
CAS-nummer 124-38-9
EG-nummer 204-696-9
PubChem 280
Beschrijving Prikkelend kleurloos gas
Vergelijkbaar met koolstofdisulfide
Waarschuwingen en veiligheidsmaatregelen
Drukhouder
Waarschuwing
H-zinnen H280
EUH-zinnen geen
P-zinnen P410+P403
Opslag Bij bewaring in een gasfles mag de temperatuur van de gasfles niet boven 50°C uitkomen.
Fysische eigenschappen
Aggregatietoestand gasvormig
Kleur kleurloos
Dichtheid 1,98 × 10-3 g/cm³
Smeltpunt -56,57 °C
Sublimatiepunt -78,5 °C
Dampdruk (bij 20°C) 5,7258 × 109 Pa
Oplosbaarheid in water 1,45 g/L
log(Pow) 0,83
Thermodynamische eigenschappen
ΔfHog -393,5 kJ/mol
Sog, 1 bar 213,8 J/mol·K
Waar mogelijk zijn SI-eenheden gebruikt. Tenzij anders vermeld zijn standaardomstandigheden gebruikt (298,15 K of 25 °C, 1 bar).
Portaal  Portaalicoon   Scheikunde

Koolstofdioxide, ook kooldioxide of koolzuurgas genoemd, is een anorganische verbinding van koolstof en zuurstof, met als brutoformule CO2. In zuivere toestand is het een kleurloos en reukloos gas dat van nature in de aardatmosfeer voorkomt. De molecule bezit een lineaire geometrie en behoort tot de puntgroep D∞h. Soms wordt het gas aangeduid als koolzuur, maar daarmee wordt eigenlijk diwaterstofcarbonaat (H2CO3), de oplossing van koolstofdioxide in water, bedoeld.

De atmosfeer van de Aarde bevat tegenwoordig ongeveer 400[1] ppm koolstofdioxide. Deze concentratie neemt jaarlijks toe.[2] Het Intergovernmental Panel on Climate Change (IPCC) houdt zich intensief bezig met de mogelijke oorzaken en gevolgen daarvan voor de opwarming van de aarde.

Koolstofdioxide opgelost in water vormt koolzuur of diwaterstofcarbonaat, dat veel gebruikt wordt in frisdranken. Het toevoegen van koolstofdioxide onder druk aan dranken voor de prik, wordt carboniseren genoemd. In bier zit koolzuur na vergisting van de maltose uit mout. Het komt ook van nature voor in sommige mineraalwaters.

Koolstofdioxide wordt in sommige typen brandblussers gebruikt om vuur te bestrijden, met name indien water gevaarlijk zou zijn als blusmiddel, doordat het chemische reacties veroorzaakt, stroom geleidt of grote schade kan veroorzaken, zoals in papieren archieven.

Ontdekking[bewerken]

Koolstofdioxide werd ontdekt in het begin van de 17e eeuw door de Brusselaar Jan Baptista van Helmont, die het sylvestergas noemde. Hij stelde vast dat na verbranding van houtskool in een gesloten kom, de restmassa kleiner was dan de oorspronkelijke massa. Zijn conclusie was dat het verschil veranderd was in een wilde geest (toen spiritus sylvestre genoemd) of gas.

Chemische eigenschappen[bewerken]

Koolstofdioxide bestaat uit een centraal koolstofatoom waaraan door 2 dubbele bindingen 2 zuurstofatomen zijn gebonden. Derhalve komt koolstof hier voor in zijn hoogste oxidatietoestand (+IV). Koolstofdioxide wordt gevormd bij de volledige verbranding van koolstof of koolstofhoudende verbindingen:

\mathrm{C\ +\ O_2\ \longrightarrow\ CO_2}

Bij onvolledige verbranding ontstaat koolstofmonoxide, een toxisch en verstikkend gas dat aanleiding kan geven tot koolstofmonoxidevergiftiging.

Fysiologische eigenschappen[bewerken]

Fotosynthese en cellulaire ademhaling[bewerken]

1rightarrow blue.svg Zie fotosynthese voor het hoofdartikel over dit onderwerp.

Koolstofdioxide wordt gebruikt door planten in de fotosynthese. Hierbij wordt water en koolstofdioxide opgenomen en in glucose omgezet, terwijl de zuurstofgas (O2) weer aan de lucht wordt afgegeven. Voor dit proces is energie nodig die door het zonlicht wordt geleverd. In kassen wordt het gas als een soort bemesting van de planten gebruikt: bij aanwezigheid van meer koolstofdioxide groeien veel planten wat sneller. Ook bij een toename van het koolstofdioxidegehalte op Aarde kan de vegetatie sneller groeien.

Dieren doen het omgekeerde van wat planten doen: zij ademen zuurstof in en koolstofdioxide, die bij de verbranding van energiehoudende voedingsstoffen (zoals vetten en koolhydraten) in het lichaam vrijkomt, uit. Ook de energie komt daarbij weer vrij.

Fysiologische eigenschappen bij zoogdieren[bewerken]

1rightarrow blue.svg Zie zuur-base-evenwicht (bloed) voor het hoofdartikel over dit onderwerp.

Dierlijke cellen produceren koolstofdioxide als afvalproduct van de citroenzuurcyclus. Extra inspanningen levert extra koolzuur, dat via het bloed wordt afgevoerd. De toename van koolzuur in het bloed verlaagt de pH (verhoogt de zuurgraad), die door het lichaam nauwkeurig tussen 7,35 en 7,45 wordt gehouden. Dreigt de pH te ver te dalen dan grijpt het ademhalingscentrum in de hersenen in door het versnellen en verdiepen van de ademhaling.

Fysische eigenschappen[bewerken]

Twee fysische eigenschappen van koolstofdioxide komen in het dagelijks leven elk op hun eigen wijze naar voren. De meest prominente eigenschap is dat van broeikasgas. Daarnaast wordt koolstofdioxide vanwege de wijze waarop het van fase verandert, voor verschillende doeleinden gebruikt.

Broeikaseffect[bewerken]

1rightarrow blue.svg Zie broeikaseffect, opwarming van de Aarde en CO2-afvang en -opslag voor de hoofdartikelen over dit onderwerp.

Doordat koolstofdioxide infrarode straling absorbeert, vermindert het de uitstraling naar de ruimte van zonnewarmte die de Aarde bereikt. Dit wordt het broeikaseffect genoemd, omdat in een kas een vergelijkbaar effect optreedt: kortgolvige straling kan naar binnen waar ze wordt omgezet in langgolvige straling, die niet meer kan ontsnappen.

Fase-overgangen[bewerken]

De fase-overgangen van koolstofdioxide

Bij afkoeling tot −78°C gaat koolstofdioxide direct over in een vaste stof: droogijs of koolzuursneeuw genoemd. Bij de normale luchtdruk smelt het droogijs niet als het verwarmd wordt, maar het sublimeert direct naar de gastoestand. Vaste koolstofdioxide ziet er ongeveer uit zoals ijs gevormd uit water. Bij 15°C wordt koolstofdioxide bij het verhogen van de druk boven de 50 bar vloeibaar.

Er kunnen spectaculaire en toch relatief ongevaarlijke experimenten met vast koolstofdioxide gedaan worden. Als een paar korreltjes in een glas water worden gestrooid verdampt het droogijs door de relatieve warmte van het water. Het water gaat borrelen en er komt een flinke damp uit. Zo lijkt het of het water kookt, terwijl het gewoon op kamertemperatuur blijft of zelfs iets afkoelt. Doordat koolzuurdamp zwaarder is dan lucht loopt de damp vanuit het glas naar beneden. Dit effect wordt vaak op het toneel of op televisie gebruikt op grotere schaal in nevelmachines.

Droogijs wordt vaak gebruikt in combinatie met een bepaald oplosmiddel (zoals aceton of 2-propanol) om een koelbad te vormen voor de uitvoering van bepaalde experimenten in de organische synthese.

Geologische eigenschappen[bewerken]

Koolzuur opgelost in (regen)water (waterstofcarbonaat) is ook geologisch van belang, doordat het in staat is kalksteen op te lossen. Dit leidt tot karstverschijnselen. In de gebonden vorm als calciumcarbonaat (CaCO3) komt het voor als kalksteen (in Limburg mergel genoemd). Wanneer calciumcarbonaat wordt opgelost in zuur of wordt verhit zoals bij de productie van klinker en cement, komt koolstofdioxide weer vrij. De cementindustrie draagt voor ca. 5% bij aan de wereldwijde jaarlijkse uitstoot van het broeikasgas.

Voorkomen in de natuur en uitstoot door de mens[bewerken]

Koolstofdioxide ontstaat bij diverse natuurlijke processen, onder andere bij savanne- en bosbranden, uitstoot door vulkanen, verteringsprocessen in natte oerwouden en mangroven, en via CO2-uitwisseling met de zeeën en oceanen. De eenvoudigste manier om koolstofdioxide te produceren is echter de verbranding van koolstofhoudende stoffen, bijvoorbeeld houtskool en fossiele brandstoffen zoals aardolie en aardgas. Dit proces is voor de mensheid een van de belangrijkste energiebronnen. De menselijke/industriële CO2-uitstoot is volgens de huidige wetenschappelijke inzichten bijna 6% van de totale aardse CO2-uitwisseling.[3] Deze 6 procent moet door het systeem worden opgenomen om de concentratie CO2 constant te houden.

De belangrijkste processen om vrijgekomen koolstofdioxide weer uit de atmosfeer te verwijderen zijn CO2-opname door groene planten en opname door de oceanen. Omdat er geen netto toename van bossen op Aarde is draagt fotosynthese door groene planten alleen tijdelijk bij aan de verwijdering van koolstofdioxide uit de atmosfeer. De opnamesnelheid van koolstofdioxide in de oceanen is daarom bepalend voor de concentratieverandering. De opname gaat langzaam, omdat koolstofdioxide wel snel oplost in de bovenste lagen van de oceaan, maar er ook weer snel uit wordt afgegeven. Het transport naar diepere waterlagen waardoor koolstofdioxide uiteindelijk echt uit de kringloop zou verdwijnen duurt vele honderden jaren.[4]

Van de 6% koolstofdioxide (3,2 gigaton) die de mens toevoegt aan de natuurlijke kringloop door het verbranden van fossiele brandstoffen, wordt twee procent gecompenseerd door permanente opname in de diepere waterlagen van de oceaan.[3] De overige vier procent hebben sinds het begin van de industriële revolutie geleid tot een stijging van de CO2-concentratie van circa 280 ppm tot 390 ppm (2011).[5]

CO2-emissiehandel[bewerken]

Om de uitstoot van het broeikasgas te reguleren is de CO2-emissiehandel[6] opgezet. Deelnemers aan de CO2-emissiehandel krijgen aan het begin van het jaar een bepaalde hoeveelheid rechten. Deze hoeveelheid is door de Nederlandse overheid (de ministeries van Economische Zaken en VROM) vastgesteld op basis van het nationale toewijzingsplan, ook wel het nationale allocatieplan of NAP genoemd. Een bedrijfslocatie waar emissie plaatsvindt beschikt over deze rechten als zij een geldige emissievergunning heeft. De registratie en de controle wordt in Nederland uitgevoerd door de Nederlandse Emissieautoriteit (NEA). Particulieren kunnen sinds 2010 via de CO2-markt[7] van Stichting Natuur en Milieu ook deze emissiehandel beïnvloeden door rechten op te kopen.

Toxicologie en veiligheid[bewerken]

Hoewel koolstofdioxide in de atmosfeer voorkomt, is het in hogere concentraties giftig. In de omgeving van het Nyosmeer kwamen op 26 augustus 1986 meer dan 1700 mensen om toen uit het meer een grote hoeveelheid koolstofdioxide vrij kwam. Op 16 augustus 2008 moesten in Mönchengladbach 107 mensen worden opgenomen omdat uit een brandblusinstallatie 25 000 m3 koolstofdioxide[8] was vrijgekomen en een woonwijk was binnengestroomd.[9] Koolstofdioxide is zwaarder dan lucht en kan zich ophopen in grotten en (wijn)kelders. Een voorbeeld is de zogenaamde Hondsgrot bij Napels, waar de bodem bedekt is met een deken van kooldioxide. Mensen overleven een bezoek aan de grot, maar honden stikken direct, doordat ze zich met hun kop dichter bij de grond bevinden. De mogelijkheid van ontsnapping van grote hoeveelheden koolstofdioxide is een van de belangrijkste redenen van bezorgdheid bij ondergrondse opslag.

Koolstofdioxide heeft de volgende effecten op mensen, gemeten naar volumepercentage in lucht:

  • 0,039%: koolstofdioxidegehalte in de atmosfeer op zeeniveau.
  • 0,15%: binnenlucht [10]
  • 0,3%: MIC-waarde
  • 0,5%: MAC-waarde
  • 1%: slecht geventileerde drukke (werk)ruimte. Sufheid bij langere blootstelling.
  • 1,5%: versnellen en verdiepen van de ademhaling.
  • 2%: licht narcotisch effect, toename van bloeddruk en polssnelheid, afname van het gehoor.
  • 4-5%: koolstofdioxidegehalte in uitgeademde lucht. Veroorzaakt naast bovengenoemde effecten ook duizeligheid, verwarring en een gevoel van ademnood bij langere blootstelling. Uiteindelijk raakt men bewusteloos. Vanaf een concentratie van 5% kunnen ook paniekaanvallen voorkomen,[11] door de invloed van kooldioxide op de amygdala.
  • 8%: hoofdpijn, zweten, verlies van gezichtsvermogen en krampen. Bewusteloosheid na 5 tot 10 minuten, gevolgd door de dood na 30 minuten tot een uur.
  • 20% en hoger: bewusteloosheid na enkele ademteugen, snel gevolgd door ademstilstand. Dood na enkele minuten.

Zie ook[bewerken]

Externe links[bewerken]

Bronnen, noten en/of referenties
  • CRC Handbook of Chemistry and Physics, 2006, CRC Press LLC Headquarters te Boca Raton