Kohlenstoffmonoxid

Kohlenstoffmonoxid (auch Kohlenstoffmonooxid, gebräuchlicher Kurzname: Kohlenmonoxid) ist eine chemische Verbindung aus Kohlenstoff und Sauerstoff und gehört damit neben Kohlenstoffdioxid, Kohlenstofftrioxid und Kohlenstoffsuboxid zur Gruppe der Kohlenstoffoxide.

Kohlenstoffmonoxid ist ein farb-, geruch- und geschmackloses giftiges Gas. Es entsteht bei der unvollständigen Oxidation von kohlenstoffhaltigen Substanzen. Dies erfolgt zum Beispiel beim Verbrennen dieser Stoffe, wenn nicht genügend Sauerstoff zur Verfügung steht oder die Verbrennung bei hohen Temperaturen stattfindet (siehe auch: Boudouard-Gleichgewicht). Kohlenstoffmonoxid selbst ist brennbar und verbrennt mit blauer Flamme zusammen mit Sauerstoff zu Kohlenstoffdioxid.

Inhaltsverzeichnis

1 Name
2 Chemische Eigenschaften
3 Toxizität
4 Biologische Bedeutung
5 Herstellung
6 Entsorgung
7 Verwendung
8 Nachweis
9 Quellenangaben
10 Weblinks
- 10.1 Sicherheitsdatenblätter
11 Literatur

[Bearbeiten] Name

In der deutschen Norm DIN 32640 „Chemische Elemente und einfache anorganische Verbindungen – Namen und Symbole“ vom Dezember 1986 werden nur die Schreibweisen „Kohlenstoffmonooxid“ und „Carbonmonooxid“ mit „oo“ empfohlen, weil nach den IUPAC-Regeln für die Nomenklatur der anorganischen Chemie Endvokale vorangestellter griechischer Zahlwörter nicht weggelassen werden.

Dagegen werden in der Ausgabe der IUPAC-Nomenklatur von 1990 nur die Schreibweisen „Kohlenstoffmonoxid“ und „Carbonmonoxid“ genannt, zur Verwendung der multiplikativen Präfixe heißt es: „Die abschließenden Vokale der multiplikativen Präfixe werden nicht weggelassen, es sei denn, es liegen zwingende sprachliche Gründe vor. Monoxid ist eine derartige Ausnahme“.^[3]

[Bearbeiten] Chemische Eigenschaften

Zündtemperatur	605 °C^[1]
Kritische Temperatur	−140,2 °C ^[1]
Kritischer Druck	35,0 bar ^[1]
Δ_fH⁰_g	−110,53 kJ/mol

Die Molekülstruktur kann am besten mit der Molekülorbitaltheorie beschrieben werden. Die Länge der Bindung (111 pm) weist im Vergleich mit der von C=O bei organischen Carbonylverbindungen (~ 123 pm) darauf hin, dass es sich um eine partielle Dreifachbindung handelt.^[4] Das Molekül hat ein geringes Dipolmoment (0,12 D) und wird oft wie folgt dargestellt (Mesomerie):

Zu beachten ist, dass die Oktettregel in den beiden rechten Strukturformeln nicht eingehalten wird. Die ungewöhnliche Stabilität erklärt sich auch damit, dass Kohlenstoffmonoxid mit dem sehr stabilen Stickstoffmolekül isoelektronisch ist.

Satellitenmessung der Weltweiten Kohlenstoffmonoxid verteilung

Kohlenstoffmonoxid bildet sich zwar in exothermer Reaktion aus den Elementen, ist aber thermodynamisch instabil in Bezug auf den Zerfall in Kohlenstoff und Kohlenstoffdioxid. Obwohl diese Zerfallsreaktion bei Raumtemperatur fast unmessbar langsam ist – CO ist metastabil – spielt sie bei höheren Temperaturen eine große Rolle. So nutzt man beispielsweise bei der Eisenherstellung (Hochofenprozess) das sich bei höheren Temperaturen schnell einstellende Gleichgewicht zwischen CO einerseits und C + CO₂ andererseits (Boudouard-Gleichgewicht). Die Halbwertszeit von Kohlenstoffmonoxid in der Atmosphäre beträgt etwa ein bis vier Monate, abhängig von der Lufttemperatur und Anwesenheit anderer Gase.^[5]

Kohlenstoffmonoxid ist ein gutes und preiswertes Reduktionsmittel und wird in dieser Funktion vielfältig verwendet. Die Oxidationskraft von CO ist hingegen nur schwach ausgeprägt.

Kohlenstoffmonoxid ist ein sehr guter Ligand zur Metallkomplexierung. Aus diesem Grund sind zahlreiche Metallcarbonyle bekannt. Auch die extreme Giftigkeit (s. u.) ist auf diese Eigenschaft zurückzuführen. Kohlenstoffmonoxid zählt zu den Starkfeld-Liganden und ist isoelektronisch zum Distickstoff (N₂) sowie zu den Ionen Cyanid (CN⁻) und Nitrosyl (NO⁺). Durch Ausprägung von sich synergetisch verstärkenden Hin- und Rückbindungen entsteht eine starke Metall-Ligand-Bindung. CO ist ein starker σ-Donator und π-Akzeptor.

Kohlenstoffmonoxid besitzt mit 1073 kJ/mol die stärkste Bindung eines ungeladenen Moleküls.

[Bearbeiten] Toxizität

Kohlenstoffmonoxid ist ein gefährliches Atemgift und kann zu einer Kohlenstoffmonoxidintoxikation führen. Es bindet, wenn es z. B. mit dem Tabakrauch in den Blutkreislauf gelangt, etwa 325-mal stärker an den roten Blutfarbstoff Hämoglobin als Sauerstoff. Das bedeutet also, dass wenn Kohlenmonoxid in einem Konzentrationsverhältnis von 1:210 zu Sauerstoff vorliegt (dies entspricht etwa 0,1 Prozent Kohlenstoffmonoxid in der Luft), mit der Zeit 50 % des Hämoglobins im Blut durch CO blockiert werden. Bei 1,28% Kohlenstoffmonoxid in der Luft tritt der Tod innerhalb von 1-2 Minuten ein.^[6]^[7] Kohlenmonoxid blockiert die Bindungsstellen des Sauerstoffs, indem es eine stärkere koordinative Bindung mit dem Zentralion (Eisen, hier zweiwertig) der Hämgruppe in Hämoglobin und Myoglobin eingeht (Komplexbildungsreaktion). Hierdurch wird der Sauerstofftransport im Blut bzw. Muskel blockiert, was zum Tod durch Erstickung führen kann. Diese Bindung wird allerdings durch die Struktur des Hämoglobins im Vergleich zum eigentlichen, im Hämoglobin eingebetteten Sauerstoffträger Häm schon erschwert: Die Affinität von CO, an isoliertes Häm zu binden, ist 26.000 mal stärker als die von Sauerstoff. Wenn der Sauerstofftransport nicht Aufgabe des Hämoglobins wäre, wären schon geringere Mengen Kohlenstoffmonoxids, das auch bei einigen Prozessen im Körper entsteht, tödlich. Collman et al. formulierten hierfür die These, dass Kohlenstoffmonoxid, das aufgrund der Anordnung seines freien Elektronenpaars am C mit einem Winkel von 180° an die sechste Koordinationsstelle des Häm gebunden wird, durch „distale Effekte“ quasi verbogen wird und somit die Bindungsreaktion schwieriger wird.^[8] Die Eliminationshalbwertszeit des Kohlenstoffmonoxid aus dem Blut beträgt 2–6,5 h,^[1] anhängig von der aufgenommenen Menge an CO und der Ventilationsrate des betroffenen Menschen.

Durch die Bindung des CO an Hämoglobin werden Pulsoxymeter getäuscht und geben fälschlich hohe Sauerstoffsättigungsraten an. Die äußerlichen Anzeichen einer Kohlenmonoxidvergiftung sind kirschrote Schleimhäute. Nach neueren Untersuchungen mit hohen Fallzahlen (231 Patienten) ist dieses klinische Zeichen insbesondere bei leichteren Vergiftungsformen selten anzutreffen.^[9] Die Farbe ist ein Resultat der tiefroten Hämoglobin-Kohlenstoffmonoxid-Charge-Transfer-Komplexe. Ferner können die nach dem Tod bei der Leiche auftretenden Totenflecke (Livores) durch eben diesen Mechanismus typischerweise ebenfalls leuchtend rot gefärbt sein und somit einen Hinweis auf eine Kohlenmonoxidvergiftung geben.

Kohlenmonoxid ist ein Photosynthesegift und schädigt auch das Chlorophyll der Pflanzen.

Der prozentuale Anteil des im Blut mit Kohlenstoffmonoxid belegten Hämoglobins wird auch als COHb abgekürzt (Kohlenmonoxid- Hämoglobin).

[Bearbeiten] Wirkungen verschiedener Dosen

Für gesunde Erwachsene besteht nach älteren Studien auch bei Dauerbelastung von 8 Stunden täglich bei Konzentrationen bis 115 ppm keine Gefahr; es entstehen lediglich Konzentrationen von 4 % COHb, bei Nichtrauchern und 7,6 % bei Rauchern. Neuere Studien belegen jedoch, dass bei Risikogruppen mit Herz-Kreislauf-Erkrankungen schon Belastungen ab 2,7 % Krankheitssymptome verstärken können.^[1]
Bei höheren chronischen Belastungen über 150 bis 300 ppm entstehen Schwindelgefühle, Schläfrigkeit und Übelkeit, sogar Erbrechen.
Akut tödlich wirkende Mengen des Gases (LD₅₀) ^[1]: siehe Infobox (oben).

Schwerhörigkeit wird bei CO-Belastung um bis zu 50 % verstärkt. Andere Quellen gehen jedoch davon aus, dass die Schädigungen bei viel niedrigeren Werten beginnen.^[10]^[11]

[Bearbeiten] Fälle mit tödlicher Wirkung

Am 12. Mai 2008 grillten die ARD-Moderatorin Miriam Christmann († 41) und ihr Freund, der Tontechniker Timo Richter († 41) auf der Terrasse. Bevor das Paar ins Bett ging, stellten sie den Grill in die Wohnung, in der Annahme, die Holzkohle sei bereits ausgekühlt. Doch das war ein Irrtum. Als sie schliefen, stieg das gefährliche Kohlenmonoxid auf. Innerhalb weniger Minuten versagte gemäß «Bild.de» die Sauerstoffversorgung für Herz und Gehirn. Sie wurden am nächsten Morgen tot aufgefunden.

[Bearbeiten] Rettung bei Kohlenmonoxid-Intoxikationen

Kohlenmonoxid reagiert stark exotherm mit Luft, wenn sich ein Zündfunke findet. Schon ein Funke im Lichtschalter oder der Türglocke kann daher eine Explosion auslösen. Für den Helfer bedeutet das, dass Eigensicherung absoluten Vorrang hat und höchste Vorsicht geboten ist. Insbesondere sollte auch die Gefahr einer eigenen Vergiftung berücksichtigt werden. Umluftunabhängiger Atemschutz ist in der Regel zur Rettung, welche in den meisten Fällen durch die Feuerwehr erfolgt, notwendig.

Patienten mit einer Kohlenmonoxid-Vergiftung werden vom Rettungsdienst und Notarzt im Allgemeinen intubiert und mit positiv endexpiratorischem Druck (PEEP) und 100 % Sauerstoff beatmet. Durch das dadurch deutlich erhöhte Sauerstoffangebot kann Kohlenmonoxid vom Hämoglobin verdrängt werden. Falls verfügbar kann unter Umständen eine hyperbare Oxygenierung erwogen werden.^[12]^[13]

[Bearbeiten] Biologische Bedeutung

Beim Menschen beträgt der prozentuale Anteil des im Blut mit Kohlenstoffmonoxid belegten Hämoglobins COHb im venösen Blut zwischen 0,7 bis 1,1 %, wovon etwa 0,5 % endogen produziert werden. Ein erhöhter CO-Spiegel in den Zellen führt zur bis zu 1000-fach verstärkten Ausschüttung des Glycoproteins Erythropoetin (EPO).^[14]

Das Enzym Hämoxygenase baut Häm-Verbindungen, die vorwiegend aus Hämoglobin stammen, unter Freisetzung von Kohlenstoffmonoxid ab. Dieses Enzym sowie eine Guanylatcyclase, welche von CO reguliert wird, konnten im Geruchszentrum des menschlichen Gehirns und im Bulbus olfactorius nachgewiesen werden. Demnach könnte Kohlenstoffmonoxid als gasförmiger Botenstoff für den Geruchssinn dienen. Die aktivierte Guanylatcyclase setzt dann den sekundären Botenstoff cGMP frei.^[15] Neben Kohlenstoffmonoxid, cGMP und cAMP wird auch Stickstoffmonoxid als Second Messenger betrachtet.^[16] Sowohl Stickstoff- als auch Kohlenstoffmonoxid können als extrem niedermolekulare, wasserlösliche Gase sehr schnell und relativ unbehindert Biomembranen durchdringen und dienen deshalb als Neurotransmitter bei der Übertragung von Informationen aus dem primären oder sensorischen in das sekundäre oder Langzeitgedächtnis durch das limbische System.^[17]^[18]

Kohlenstoffmonoxid besitzt bei chronischer Darmentzündung eine entzündungshemmende Wirkung, was auch die vorher rätselhafte Tatsache erklärt, dass Raucher wesentlich seltener an Colitis ulcerosa erkranken als Nichtraucher.^[19]^[20] Auch nach Lungentransplantationen verhinderte eine inhalative, gering dosierte Gabe von Kohlenstoffmonoxid einen Schaden durch Ischämie oder Reperfusion.^[14]

[Bearbeiten] Herstellung

Kohlenstoffmonoxid kann aus zahlreichen Edukten wie z. B. Erdgas, Biogas, Leichtbenzin, Schwerölen, Kohle und Biomasse hergestellt werden, wobei zunächst Synthesegas, eine Mischung von Kohlenstoffmonoxid mit Wasserstoff erzeugt wird, welche dann gereinigt und aufbereitet wird (Synthesegas, Fischer-Tropsch-Synthese). Es entweicht zudem in großen Mengen als Luftschadstoff über Abgas-Emissionen.

Großtechnisch (z. B. aus Koks) kann Kohlenstoffmonoxid unter Einfluss von Energie (Verbrennung) wie folgt hergestellt werden:

$\mathrm{3 \ C + O_2 + CO_2 \longrightarrow 4 \ CO}$

Kohlenstoff verbrennt mit Sauerstoff bei Anwesenheit von Kohlenstoffdioxid zu Kohlenstoffmonoxid.

Dabei wird das Kohlenstoffdioxid eingesetzt, um ein Verbrennen des Kohlenstoffs zu Kohlenstoffdioxid zu verhindern:

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

Bei der Anwesenheit von ausreichend Sauerstoff verbrennt Kohlenstoff zu Kohlenstoffdioxid.

Im Labor ist CO durch Zersetzung von Ameisensäure herstellbar:

$\mathrm{HCOOH \longrightarrow H_2O + CO}$

Der Zerfall wird durch die wasserentziehende Wirkung konzentrierter Schwefelsäure bewirkt, die der Ameisensäure zugetropft wird.

[Bearbeiten] Entsorgung

Da Kohlenstoffmonoxid sehr giftig ist, müssen überschüssige Mengen mit speziellen Absorbern aufgefangen oder mit einer Abflammvorrichtung abgeflammt werden. Besondere Vorsicht gilt bei CO-Luft-Gemischen, da sie sehr explosiv reagieren können.

[Bearbeiten] Verwendung

Reines Kohlenstoffmonoxid wird vor allem für folgende Anwendungen eingesetzt:

Herstellung von Ameisensäure über Methylformiat
Herstellung von Natriumformiat über Natriumhydroxid
Umsetzung mit Methanol zu Essigsäure
Umsetzung mit Chlor zu Phosgen
Carbonylierungsreaktionen in der organischen Synthese
Reduktionsmittel für z. B. Eisenerz
Zum Binden von Kohlenstofffasern in einer reinen Kohlenstoffmatrix für die Herstellung von CFK

CO-Wächter in einer Tiefgarage

[Bearbeiten] Nachweis

Im Handel gibt es heute elektronische Sensoren, die den Nachweis von Kohlenstoffmonoxid im Bereich von 50-1000 ppm in der Raumluft gestatten. Bei elektronischen Sensoren sollte gleichzeitig aber kein Wasserstoffgas vorhanden sein, da sonst die Nachweisgenauigkeit deutlich beeinflusst wird. Als präzises Nachweisreagenz dient auch Diiodpentoxid, dass in einem U-Rohr bei höheren Temperaturen (ca. 80°C -160°C) in Gegenwart von Kohlenstoffmonoxid quantitativ zu Jodid reduziert wird. Durch Rück-Titration des Jodids mit Thiosulfat lässt sich der CO-Gehalt des Gases dann bestimmen. Ditte erforschte schon im Jahr 1870 dieses Verfahren mit Diiodpentoxid. Wasserstoff - auch in höheren Konzentrationen - stört dabei nur sehr minimal die Nachweisgenauigkeit dieser Methode. Durch gleichzeitige quantitative Bestimmung des umgesetzten Kohlendioxids (Bestimmung durch Leitfähigkeit oder durch Fällung einer Bariumhydroxidlösung) ist die Bestimmung sehr genau.

[Bearbeiten] Quellenangaben

↑ ^a ^b ^c ^d ^e ^f ^g ^h ⁱ ^j ^k ^l ^m ⁿ ^o ^p ^q ^r Eintrag zu CAS-Nr. 630-08-0 in der GESTIS-Stoffdatenbank des BGIA, abgerufen am 12. Dezember 2007 (JavaScript erforderlich)
↑ Eintrag zu CAS-Nr. 630-08-0 im European chemical Substances Information System ESIS
↑ IUPAC: Nomenklatur der Anorganischen Chemie. Deutsche Ausgabe der Empfehlungen 1990. VCH, Weinheim 1994, ISBN 3-527-25713-6, S. 76.
↑ J.E. Huheey, E.A. Keiter, R.L. Keiter : Anorganische Chemie: Prinzipien von Struktur und Reaktivität, 2003, Walter de Gruyter, ISBN 3110179032
↑ Dr. Peter Bützer: Autokatalysator
↑ Oxide des Kohlenstoffs-Kohlenstoffmonoxid
↑ Hu & Speizer: Environmental and occupational hazards. Carbon Monoxide. In: Harrison’s Principles of Internal Medicine, McGraw-Hill, New York City, 14th edition Seite 2533
↑ James Collman et al: Nature of O2 and CO Binding to Metalloporphyrins and Heme Proteins, 1976
↑ Cevik AA et al. Interrelation between the PSS, CO-Hb levels and in-hospital clinical course of CO poisoning. Int J Clin Pract 2006; 60: 1558–1564 PMID 16918999
↑ Kohlenmonoxid
↑ Markus Fritz: Klipp und klar, 100 x Umwelt. Bibliographisches Institut AG, Mannheim 1977, ISBN 3-411-01706-6 Seite 18
↑ Weaver et al.: Carbon monoxide poisoning: risk factors for cognitive sequelae and the role of hyperbaric oxygen. Am J Respir Crit Care Med. 2007;176(5):491-7. PMID 17496229
↑ Weaver et al. Hyperbaric oxygen for acute carbon monoxide poisoning. N Engl J Med. 2002 Oct 3;347(14):1057–1067. PMID 12362006
↑ ^a ^b C.S. Gebhard: Untersuchungen zur Regulation der Kohlenmonoxid-bedingten Stimulation der Erythropoetinsekretion bei der Ratte, Dissertation 2007, Eberhard Karls Universität Tübingen
↑ Wissenschaft-Online-Lexika: Eintrag zu Kohlenmonoxid im Lexikon der Neurologie
↑ P. Weydt: Rezeptorvermittelte Kalziumsignale in kultivierten humanen Gliomzellen, 2000, Tectum Verlag, ISBN 3828881378
↑ R.F. Schmidt, F. Lang: Physiologie des Menschen: Lernen und Gedächtnis, Springer-Verlag, ISBN 978-3-540-32908-4
↑ P. A. Berg: Chronisches Müdigkeits- und Fibromyalgiesyndrom, 2003, Springer-Verlag, ISBN 3540441948
↑ Das „Gute“ am Kohlenmonoxid - Immunologie: Entzündungshemmende Wirkung im Darm, Abendblatt vom 24. Dezember 2005
↑ "Journal of Experimental Medicine". 2005, Vol. 202, S. 1703-17139

[Bearbeiten] Weblinks

Commons: Kohlenstoffmonoxid – Bilder, Videos und Audiodateien

[Bearbeiten] Sicherheitsdatenblätter

Sicherheitsdatenblätter für Kohlenstoffmonoxid verschiedener Hersteller in alphabetischer Reihenfolge:

[Bearbeiten] Literatur

Hans Beyer, Wolfgang Walter: Lehrbuch der Organischen Chemie. S. Hirzel Verlag, Stuttgart – Leipzig 1998, 23. überarb. und aktualisierte Auflage, ISBN 3-7776-0808-4

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