Kohlenstoffmonoxid

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Strukturformel
Strukturformel von Kohlenmonoxid
Allgemeines
Name Kohlenstoffmonoxid
Andere Namen
  • Kohlenmonoxid
  • Kohlenstoffmonooxid
  • Kohlenoxyd (veraltet)
Summenformel CO
CAS-Nummer 630-08-0
PubChem 281
Kurzbeschreibung

farb- und geruchloses Gas[1]

Eigenschaften
Molare Masse 28,01 g·mol−1
Aggregatzustand

gasförmig

Dichte

1,25 kg·m−3 (0 °C, 1013 mbar)[1]

Schmelzpunkt

−205,07 °C[1]

Siedepunkt

−191,55 °C[1]

Löslichkeit

30 mg·l−1 in Wasser (20 °C)[1]

Dipolmoment

0,10980 D[2] (3,663 · 10−31 C · m)

Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung aus EU-Verordnung (EG) 1272/2008 (CLP) [3]
02 – Leicht-/Hochentzündlich 04 – Gasflasche 06 – Giftig oder sehr giftig 08 – Gesundheitsgefährdend

Gefahr

H- und P-Sätze H: 220​‐​360D​‐​331​‐​372
P: 260​‐​210​‐​202​‐​304+340​‐​308+313​‐​377Vorlage:P-Sätze/Wartung/mehr als 5 Sätze​‐​381​‐​405​‐​403 [1]
EU-Gefahrstoffkennzeichnung [4] aus EU-Verordnung (EG) 1272/2008 (CLP) [3]
Hochentzündlich Giftig
Hoch-
entzündlich
Giftig
(F+) (T)
R- und S-Sätze R: 61​‐​12​‐​23​‐​48/23
S: 53​‐​45
MAK
  • 35 mg·m−3[1]
  • 30 ml·m−3[1]
Toxikologische Daten
Thermodynamische Eigenschaften
ΔHf0

−110,53(17) kJ/mol[5]

Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

Vorlage:Infobox Chemikalie/Summenformelsuche vorhanden

Kohlenstoffmonoxid (auch Kohlenstoffmonooxid, gebräuchlich: Kohlenmonoxid, früher auch Kohlenoxyd) ist eine chemische Verbindung aus Kohlenstoff und Sauerstoff mit der Summenformel CO. Kohlenstoffmonoxid ist ein farb-, geruch-, und geschmackloses und giftiges Gas. Es entsteht unter anderem bei der unvollständigen Verbrennung von kohlenstoffhaltigen Stoffen.

Kohlenstoffmonoxid ist brennbar und verbrennt mit Sauerstoff bei blauer durchsichtiger Flamme zu Kohlenstoffdioxid. Als Bestandteil des Stadtgases wurde es in Deutschland bis in die zweite Hälfte des 20. Jahrhunderts als Brenn- und Leuchtgas eingesetzt. Zusammen mit Wasserstoff wird Kohlenstoffmonoxid in der chemischen Industrie zur Herstellung von Methanol und anderen Grundchemikalien benötigt.

Kohlenstoffmonoxid entsteht bei der Dehydratisierung von Ameisensäure mit konzentrierter Schwefelsäure. Es verbrennt mit blauer Flamme.

Geschichte[Bearbeiten]

Schon im Jahr 1000 v. Chr. nutzte man bei der Verhüttung von Metallerzen die reduzierende Wirkung von Kohlenstoffmonoxid in so genannten Rennöfen, ohne jedoch die Natur des Gases zu kennen. Die Griechen und Römer verwendeten es für Exekutionen.[6] Im Jahr 1776 erzeugte der französische Chemiker Joseph de Lassone Kohlenstoffmonoxid durch Erhitzen von Zinkoxid mit Koks. Er nahm fälschlicherweise an, dass es sich dabei um Wasserstoff handele. Joseph Priestley stellte 1799 Kohlenstoffmonoxid durch Überleiten von Kohlenstoffdioxid über heißes Eisen her.[7] William Cruikshank nutzte das gleiche Verfahren im Jahr 1800. Er schlug die richtige Zusammensetzung CO vor.[8] Die toxischen Eigenschaften auf Hunde wurden von Claude Bernard um 1846 untersucht.

Vorkommen[Bearbeiten]

Atmosphärische Vorkommen[Bearbeiten]

Satellitenmessung der weltweiten Kohlenstoffmonoxidverteilung

Typische Konzentrationen in der Atmosphäre sind 0,1 ppm[9] In Wohngebäuden liegt die normale Konzentration bei 0,5 bis 5 ppm, wobei in der Nähe von Gasbrennern Konzentrationen von bis zu 15 ppm auftreten können. Holzfeuer in Kaminen können bis zu 5 ‰ Kohlenstoffmonoxid, das sind bis zu 5000 ppm, freisetzen.[10] Weitere Quellen für Kohlenstoffmonoxid sind in Wohnräumen betriebene Kohlegrills[11] und die Verwendung von Belüftungsgeräten mit Verbrennungsmotor[12]. In urbanen Umgebungen können durch unbehandelte Autoabgase die Werte zwischen 100 und 200 ppm liegen.[13] Die Konzentration im unverdünnten Abgas eines Automobils ohne Abgaskatalysator beträgt ca. 7000 ppm[14]. Tabakrauch enthält signifikante Konzentrationen von Kohlenstoffmonoxid.[15]

In die Atmosphäre kommt Kohlenstoffmonoxid hauptsächlich aus vulkanischen Aktivitäten sowie als Verbrennungsprodukt von Wald- und Buschbränden. Eine unvollständige Verbrennung von kohlenstoffhaltigen Brennstoffen führt stets auch zu Kohlenstoffmonoxid-Emissionen. In der Atmosphäre wird Kohlenstoffmonoxid zu Kohlenstoffdioxid oxidiert.

Vorkommen im Weltraum[Bearbeiten]

Im Weltraum kommt Kohlenstoffmonoxid vor. Es entsteht dort, wenn das viel seltenere Kohlenstoffdioxid mit atomarem und molekularem Wasserstoff zu Wasser und Kohlenstoffmonoxid reagiert.[16]

Im äußeren Sonnensystem kommt Kohlenstoffmonoxid als zweithäufigster Bestandteil in der äußerst dünnen Atmosphäre des Zwergplaneten Pluto vor.[17] In den Gasemmissionen des Kometen Halley maß die Raumsonde Giotto 10 % Kohlenstoffmonoxid.[18]

Herstellung[Bearbeiten]

Kohlenstoffmonoxid kann aus zahlreichen Rohstoffen 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).

Die wichtigsten großtechnischen Verfahren sind:[19][20][21]

Kohlevergasung[Bearbeiten]

Hauptartikel: Kohlevergasung

Kohle wird bei erhöhter Temperatur vergast, indem sie mit Dampf und Luft oder vorzugsweise Sauerstoff umgesetzt wird. Die Hauptreaktion ist die endotherme heterogene Wassergasreaktion:

\mathrm{C} + \mathrm{H_2O} \rightleftharpoons \mathrm{CO} + \mathrm{H_2} \quad \Delta H^ \circ = +131\; \mathrm{kJ/mol}

Diese ist mit der exothermen Verbrennung von Kohlenstoff gekoppelt:

\mathrm{C} + \mathrm{O_2} \rightleftharpoons \mathrm{CO_2} \quad \Delta H^ \circ = -394\; \mathrm{kJ/mol}

Außerdem sind noch weitere Reaktionen beteiligt. Die wichtigsten sind das Boudouard-Gleichgewicht

2 \; \mathrm{CO} \rightleftharpoons \mathrm{CO_2} + \mathrm{C} \quad \Delta H^ \circ = -172 \; \mathrm{kJ/mol}; \quad \Delta G^ \circ = -120 \; \mathrm{kJ/mol}

und die homogene Wassergasreaktion (Wassergas-Shift-Reaktion)

\mathrm{CO} + \mathrm{H_2O} \rightleftharpoons \mathrm{CO_2} + \mathrm{H_2} \quad \Delta H^ \circ = -41 \; \mathrm{kJ/mol}

Dampfreformierung[Bearbeiten]

Hauptartikel: Dampfreformierung

Kohlenstoffmonoxid kann durch Behandlung von Erdgas oder leichten Erdöl-Fraktionen mit Dampf erzeugt werden, z. B. aus Methan nach

\mathrm{CH_4} + \mathrm{H_2O} \rightleftharpoons \mathrm{CO} + 3 \; \mathrm{H_2} \quad \Delta H^ \circ = +206 \; \mathrm{kJ/mol}

oder allgemein nach

\mathrm{C}_n \mathrm{H}_{2n+2} + n \; \mathrm{H_2O} \rightleftharpoons n \; \mathrm{CO} + (2n+1) \; \mathrm{H_2}

Partielle Oxidation von Kohlenwasserstoffen[Bearbeiten]

Bei der partiellen Oxidation wird das Ausgangsmaterial, z. B. schweres Heizöl, mit einer begrenzten Menge Sauerstoff zu Wasserstoff und Kohlenstoffmonoxid oxidiert:

2 \; \mathrm{C}_n \mathrm{H}_{2n+2} + n \; \mathrm{O_2} \rightleftharpoons 2 n \; \mathrm{CO} + 2 (n + 1) \; \mathrm{H_2}

Labormaßstab[Bearbeiten]

Im Labor lässt sich ein gleichmäßiger Strom von Kohlenstoffmonoxid dadurch herstellen, dass man Ameisensäure in warme konzentrierte Schwefel-[22] oder Phosphorsäure[23] eintropfen lässt:

\mathrm{HCOOH} + \mathrm{H_2SO_4} \longrightarrow \mathrm{CO}{\uparrow} + \mathrm{H_3O^+} + \mathrm{HSO_4^-} bzw.
\mathrm{HCOOH} + \mathrm{H_3PO_4} \longrightarrow \mathrm{CO}{\uparrow} + \mathrm{H_3O^+} + \mathrm{H_2PO_4^-}

Da Kohlenstoffmonoxid sehr giftig ist, müssen überschüssige Mengen mit speziellen Absorbern aufgefangen oder mit einer Abflammvorrichtung abgeflammt werden. Besondere Vorsicht gilt bei Kohlenstoffmonoxid-Luft-Gemischen, da sie sehr explosiv reagieren können. Zusätzlich besteht die Möglichkeit, Kohlenstoffmonoxid mit Kupfer(II)-oxid oder Hopcalite katalytisch zu Kohlenstoffdioxid umzusetzen.

Verwendung[Bearbeiten]

Monsanto-Prozess zur Herstellung von Essigsäure aus Methanol und Kohlenstoffmonoxid

Reines Kohlenstoffmonoxid wird vor allem für die Herstellung von Ameisensäure über Methylformiat verwendet. Mit Natriumhydroxid wird Natriumformiat erhalten. Durch Umsetzung von Kohlenstoffmonoxid mit Methanol wird im Monsanto-Prozess Essigsäure erhalten.

Phosgen wird unter katalytischem Einfluss von Aktivkohle aus Kohlenstoffmonoxid und Chlor hergestellt:

\mathrm{CO} + \mathrm{Cl_2} \longrightarrow \mathrm{COCl_2}

Zusammen mit Wasserstoff wird es für die Hydroformylierung von Olefinen eingesetzt sowie für Carbonylierungsreaktionen in der organischen Synthese.

Im Hochofen dient es als Reduktionsmittel für Eisenerz. Und in den dem Hochofen vorgeschalteten Winderhitzern wird das im Gichtgas enthaltene Kohlenstoffmonoxid verbrannt:

\mathrm{CO} + \tfrac{1}{2} \; \mathrm{O_2} \longrightarrow \mathrm{CO_2} \quad \Delta H^ \circ = -283 \; \mathrm{kJ/mol}[24]

Kohlenstoffmonoxid wird zum Binden von Kohlenstofffasern in einer reinen Kohlenstoffmatrix für die Herstellung von CFK verwendet.

Das Mond-Verfahren verwendet Kohlenstoffmonoxid zur Reinigung des Metalls Nickel durch chemische Transportreaktion.

In Pelztierfarmen werden Kohlenstoffmonoxid und -dioxid zum Ersticken der Nerze verwendet, damit der Pelz möglichst wenig Schaden nimmt.[25]

Eigenschaften[Bearbeiten]

Physikalische Eigenschaften[Bearbeiten]

Die Zündtemperatur liegt bei 605 °C.[1] Die kritische Temperatur beträgt −140,2 °C, der kritische Druck liegt bei 35,0 bar.[1] Die Standardbildungsenthalpie beträgt ΔfH° = −110,53(17) kJ/mol.[5]

Die Dissoziationsenergie ist noch etwas höher als die des sehr inerten, isoelektronischen Distickstoffmoleküls, nämlich 1070,3 kJ/mol (N2 946 kJ/mol).[26] Trotz der hohen Elektronegativitätsdifferenz von 1 ist Kohlenstoffmonoxid nahezu unpolar: Es ist unter Druck erst unterhalb von −140 °C verflüssigbar. Sein Dipolmoment beträgt lediglich μ = 0,10980 D.[2]

Kohlenstoffmonoxid hat eine Dichte von 96,5 % der Dichte von Luft,[27] ist also geringfügig leichter. Sofern genug Kaminzug gegeben ist, steigt bei unvollständiger Verbrennung von Kohlenstoff entstehendes Kohlenstoffmonoxid mit dem warmen Abgas über dem Kamin schnell auf. Bei schlechtem Kaminzug eines Kaminofens, beispielsweise beim Glosen, bei Winddruck oder eingeschaltetem Dunstabzug[28] oder eingeschalteter Zentralstaubsaugeranlage oder beim Grillen über Holzkohle in geschlossenen Räumen kann Kohlenmonoxid in die Raumluft gelangen und zu Vergiftungen führen (siehe dazu auch Inversionswetterlage und Smog).

Molekulare Eigenschaften[Bearbeiten]

Mesomere Grenzstrukturen

Strukturformel von Kohlenmonoxid mit Bindungslänge Die Bindungslänge zwischen dem Kohlenstoff- und Sauerstoffatom beträgt in der Festphase 106 pm und in der Gasphase 112,8 pm.[26]

Die Molekülstruktur kann am besten mit der Molekülorbitaltheorie beschrieben werden. Die im Vergleich zu organischen Carbonylverbindungen etwa 10 pm kürzere C–O-Bindung weist auf eine partielle Dreifachbindung hin.[29]

Chemische Eigenschaften[Bearbeiten]

Die Bildung von Kohlenstoffmonoxid aus den Elementen ist zwar exotherm, allerdings steht Kohlenstoffmonoxid in einem Disproportionierungsgleichgewicht mit Kohlenstoff und Kohlenstoffdioxid. Weil sich dieses Gleichgewicht bei Raumtemperatur nur fast unmessbar langsam einstellt, lässt sich CO trotz der ungünstigen Gleichgewichtslage isolieren – CO ist metastabil. Bei höheren Temperaturen verschiebt sich das Gleichgewicht zugunsten des Kohlenstoffmonoxids (Prinzip von LeChatelier). Dies wird beispielsweise bei der Eisenherstellung (Hochofenprozess) genutzt, wo das gasförmige Kohlenstoffmonoxid ein viel effektiveres Reduktionsmittel darstellt als der feste Koks. Die Halbwertszeit von Kohlenstoffmonoxid in der Atmosphäre beträgt etwa ein bis vier Monate, abhängig von der Lufttemperatur und Anwesenheit anderer Gase.[30]

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 in der Organometallchemie häufig verwendeter Ligand, die Chemie der Metallcarbonyle ist daher gut erforscht. 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.

Kohlenstoff und Sauerstoff sind bei Kohlenstoffmonoxid sehr fest aneinander gebunden. Zur Spaltung in zwei Atome (homolytische Spaltung) sind 1073 kJ/mol erforderlich. Diese Bindungsenergie ist besonders groß, für N2 sind nur 946 kJ/mol erforderlich,[31]

Toxizität[Bearbeiten]

7-Wellenlängen-Pulsoxymeter, das CO-Intoxikationen detektieren kann

Kohlenstoffmonoxid ist ein gefährliches Atemgift, da es leicht über die Lunge aufgenommen wird. Da das Gas farb-, geruch- und geschmacklos und nicht reizend ist, wird es kaum wahrgenommen. Das individuelle Toleranzlevel variiert.[32] Wenn es über die Lunge in den Blutkreislauf gelangt ist, verbindet es sich mit dem zentralen Eisenatom des Hämoglobins und behindert so den Sauerstofftransport im Blut, was zum Tod durch Erstickung führen kann. Symptome einer leichten Vergiftung sind Kopfschmerzen, Schwindel und grippeähnliche Symptome. Höhere Dosen wirken signifikant toxisch auf das Zentralnervensystem und das Herz. Neben der akuten Vergiftung zeigen sich Folgeschäden. Kohlenstoffmonoxid hat schwerwiegende negative Effekte auf die Fötenentwicklung. Chronische Exposition niedriger Kohlenstoffmonoxid-Konzentrationen kann zu Depressionen führen. Im Mittel gelten Belastungen von mehr als 100 ppm als gesundheitsgefährdend. Als Arbeitsplatzgrenzwert (AGW – früher: MAK-Wert) gelten 30 ppm.[33] Kohlenstoffmonoxid kann zu reduzierter Lebenserwartung durch Herzschädigung führen.[34]

Der prozentuale Anteil des im Blut mit Kohlenstoffmonoxid belegten Hämoglobins wird auch als COHb abgekürzt (Kohlenstoffmonoxid-Hämoglobin). Für gesunde Erwachsene besteht nach älteren Studien auch bei Dauerbelastung von acht 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, Übelkeit und Erbrechen. Akut tödlich wirkende Mengen des Gases (LD50)[1]: siehe Infobox (oben). Schwerhörigkeit wird bei CO-Belastung um bis zu 50 % verstärkt.
Andere Quellen, die sich auf neuere Studien beziehen, gehen jedoch davon aus, dass bereits Werte von 2–5 % COHb zu ersten Symptomen führen.[35] Zum Beispiel stören schon, kaum merklich, 2 % COHb die Zeitempfindung[36].

Die individuelle Kohlenstoffmonoxidtoleranz wird durch verschiedene Faktoren beeinflusst, wie der ausgeführten Tätigkeit, der Atemfrequenz, Vorschädigungen oder Erkrankungen (Blutkreislauf, Anämie oder Sichelzellenanämie). Andere Faktoren sind der Atmosphärendruck oder der Grundumsatz.[37][38][39]

Kohlenstoffmonoxid bindet etwa 325-mal stärker an den roten Blutfarbstoff Hämoglobin als Sauerstoff, bei einem Kohlenstoffmonoxidanteil von 0,1 Prozent in der Atemluft wird also etwa die Hälfte der roten Blutkörperchen deaktiviert. Die Giftwirkung des CO wird durch die Proteinumgebung des Häms im Hämoglobin gemindert, so bindet CO an ein ungehindertes Häm etwa 26.000-mal stärker als Sauerstoff. Als Ursache wird angenommen, dass in der Enzymtasche zu wenig Platz ist, um die vom CO bevorzugte lineare Fe-C-O-Geometrie zu erlauben, die vom Disauerstoff bevorzugte gewinkelte Koordination wird dagegen nicht behindert.[40] Bei einem Atemluftanteil von über einem Prozent tritt der Tod binnen ein bis zwei Minuten ein.[41][42] Die Eliminationshalbwertszeit des Kohlenstoffmonoxid aus dem Blut beträgt 2 bis 6,5 Stunden,[1] abhängig von der aufgenommenen Menge an CO und der Ventilationsrate des betroffenen Menschen.

Durch die Bindung des CO an Hämoglobin werden konventionelle Pulsoxymeter getäuscht und geben fälschlich hohe Sauerstoffsättigungsraten an. Mit neueren 7-Wellenlängen-Pulsoxymetern kann jedoch auch der CO-gesättigte Anteil des Hämoglobins detektiert werden.[43] Die äußerlichen Anzeichen einer Kohlenstoffmonoxidvergiftung sind kirschrote Schleimhäute. Nach neueren Untersuchungen mit hohen Fallzahlen (231 Patienten) ist dieses klinische Zeichen insbesondere bei leichteren Vergiftungsformen selten anzutreffen.[44]

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 diesen Mechanismus typischerweise ebenfalls leuchtend rot gefärbt sein und somit einen Hinweis auf eine Kohlenstoffmonoxidvergiftung geben. Kohlenstoffmonoxid ist ein Photosynthesegift und schädigt auch das Chlorophyll der Pflanzen.

Patienten mit einer ausgeprägten Kohlenstoffmonoxidvergiftung werden im Allgemeinen intubiert und mit positiv endexpiratorischem Druck (PEEP) und 100 % Sauerstoff beatmet. Durch das deutlich erhöhte Sauerstoffangebot wird das Kohlenstoffmonoxid vom Hämoglobin verdrängt. Auch eine hyperbare Oxygenierung kann erwogen werden.[45][46]

Biologische Bedeutung[Bearbeiten]

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).[47]

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 (siehe Gasotransmitter) für den Geruchssinn dienen. Die aktivierte Guanylatcyclase setzt dann den sekundären Botenstoff cGMP frei.[48] Neben Kohlenstoffmonoxid, cGMP und cAMP wird auch Stickstoffmonoxid als Second Messenger betrachtet.[49] 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.[50][51]

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.[52][53] Auch nach Lungentransplantationen verhinderte eine inhalative, gering dosierte Gabe von Kohlenstoffmonoxid einen Schaden durch Ischämie oder Reperfusion.[47] Werden Nieren, die zur Transplantation vorgesehen sind, in einer Lösung aufbewahrt, die Kohlenstoffmonoxid in geringer Konzentration enthält, wird der ansonsten zu beobachtende Anstieg an freiem Häm und Abfall an Cytochrom P450 gehemmt, und so eine zellschädigende Lipidperoxidation vermindert.[54] Günstige Wirkungen von Kohlenstoffmonoxid wurden zudem beschrieben in Tiermodellen von septischem Schock, Darmverschluss (Ileus) und Arteriosklerose.[55] Bei Frauen mit Schwangerschaftshypertonie und Schwangerschaftsvergiftung (Präeklampsie) ist die Kohlenstoffmonoxidkonzentration in der Ausatemluft vermindert.[56] Raucherinnen haben ein vermindertes Risiko, an Präeklampsie zu erkranken.[57] Medikamente, welche kontrollierte Mengen an Kohlenstoffmonoxid transportieren und freisetzen können, befinden sich in der Entwicklung.[58]

Nachweis[Bearbeiten]

Im Handel gibt es heute tragbare und stationäre elektronische Sensoren (Gaswarngeräte), die den Nachweis von Kohlenstoffmonoxid im Bereich von 20–2000 ppm in der Raumluft gestatten.[59] Bei elektronischen Sensoren sollte gleichzeitig aber kein Wasserstoffgas vorhanden sein, da sonst die Nachweisgenauigkeit deutlich beeinflusst wird. Als präzises Nachweisreagenz dient auch Diiodpentoxid I2O5, das in einem U-Rohr bei höheren Temperaturen (ca. 80–160 °C) in Gegenwart von Kohlenstoffmonoxid quantitativ zu elementarem Iod I2 reduziert wird, bei gleichzeitiger Bildung von Kohlenstoffdioxid CO2:

5 \; \mathrm{CO} + \mathrm{I_2O_5} \longrightarrow \mathrm{I_2} + 5 \; \mathrm{CO_2}

Durch Rück-Titration des Iods mit Thiosulfat S2O32− (Iodometrie) 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 Kohlenstoffdioxids (Bestimmung durch Leitfähigkeit oder durch Fällung einer Bariumhydroxidlösung) ist die Bestimmung sehr genau.

Name[Bearbeiten]

In der zurückgezogenen 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“.[60]

Literatur[Bearbeiten]

Weblinks[Bearbeiten]

 Commons: Kohlenstoffmonoxid – Sammlung von Bildern, Videos und Audiodateien
 Wiktionary: Kohlenmonoxid – Bedeutungserklärungen, Wortherkunft, Synonyme, Übersetzungen

Einzelnachweise[Bearbeiten]

  1. 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 IFA, abgerufen am 12. Dezember 2007 (JavaScript erforderlich).
  2. a b David R. Lide (Ed.): CRC Handbook of Chemistry and Physics. 90th Edition (Internet Version: 2010), CRC Press/Taylor and Francis, Boca Raton, FL, Dipole Moments, S. 9-53.
  3. a b Eintrag aus der CLP-Verordnung zu CAS-Nr. 630-08-0 in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA (JavaScript erforderlich)
  4. Seit 1. Dezember 2012 ist für Stoffe ausschließlich die GHS-Gefahrstoffkennzeichnung zulässig. Bis zum 1. Juni 2015 dürfen noch die R-Sätze dieses Stoffes für die Einstufung von Gemischen herangezogen werden, anschließend ist die EU-Gefahrstoffkennzeichnung von rein historischem Interesse.
  5. a b David R. Lide (Ed.): CRC Handbook of Chemistry and Physics. 90th Edition (Internet Version: 2010), CRC Press/Taylor and Francis, Boca Raton, FL, CODATA Key Values for Thermodynamics, S. 5-1.
  6. Ivan Blumenthal: Carbon monoxide poisoning, Journal of the Royal Society of Medicine 2001 June; 94(6): S. 270–272; PMC 1281520 (freier Volltext).
  7. R. E. Schofield: The enlightened Joseph Priestley: a study of his life and work from 1773 to 1804, S. 103, Verlag Pennsylvania State University Press (2004).
  8. William Cruickshank (FRS - 1802): Clinical chemist (PDF; 1,7 MB), von Guy H. Neild.
  9. Committee on Medical and Biological Effects of Environmental Pollutants: Carbon Monoxide. National Academy of Sciences, Washington, D.C. 1977, ISBN 0-309-02631-8, S. 29.
  10. Green W: An Introduction to Indoor Air Quality: Carbon Monoxide (CO). United States Environmental Protection Agency. Abgerufen am 16. Dezember 2008.
  11.  A. Hahn, K. Begemann, R. Burger, M. Friedemann, J. Hillebrand, H. Meyer, R. Kolbusa, M. Gessner, Pressestelle des Bundesinstituts für Risikobewertung (Hrsg.): Ärztliche Mitteilungen bei Vergiftungen 2008. Berlin 2010, ISBN 3-938163-54-2, ISSN 1435-4047.
  12.  Sabine Sickinger, Stefan Sellmeier, Oliver Meisenberg, Sebastian Schöttner: Kohlenstoffmonoxid-Vergiftung durch Belüftungsgeräte? In: Brandschutz. Nr. 7, 2011, S. 538–540.
  13. Siegfried Fred Singer: The Changing Global Environment. D. Reidel Publishing Company, Dordrecht, ISBN 90 277 0385 X, S. 90.
  14. Tom Gosink: What Do Carbon Monoxide Levels Mean?. In: Alaska Science Forum. Geophysical Institute, University of Alaska Fairbanks. 28. Januar 1983. Abgerufen am 1. Dezember 2007.
  15. Queensland Health Smoking Management Policy. QH. Abgerufen am März 2010.
  16. The gas-phase destruction of interstellar carbon dioxide: Calculations on the reactions between CO2 and H2 and between CO2 and H (PDF; 92 kB)
  17. Ken Croswell.com: Nitrogen in Pluto's Atmosphere, in KenCroswell.com, Datum: 20. Juni 1992, Abgerufen: 28. Juni 2013 (english)
  18. ESA: Halley: Flyby March 13, 1986 in ESA.int, Abgerufen: 28. Juni 2013 (english)
  19.  Klaus Weissermel, Hans-Jürgen Arpe: Industrial Organic Chemistry. 3. Auflage. VCH, Weinheim 1997, ISBN 3-527-28838-4.
  20.  Karl Heinz Büchel, Hans-Heinrich Moretto, Dietmar Werner: Industrial Inorganic Chemistry. 2. Auflage. Wiley-VCH, Weinheim 2000, ISBN 978-3-527-29849-5.
  21.  Jürgen Bierhals: Carbon Monoxide. In: Ullmann’s Encyclopedia of Industrial Chemistry. 6. Auflage. Wiley-VCH, Weinheim 2002, ISBN 978-3-527-30385-4.
  22.  Ekkehard Fluck, Carl Mahr: Anorganisches Grundpraktikum. 6. Auflage. VCH, Weinheim 1985, ISBN 3-527-26032-3, S. 234.
  23.  Georg Brauer (Hrsg.): Handbuch der Präparativen Anorganischen Chemie. 3. Auflage. Band 2, Ferdinand Enke Verlag, Stuttgart 1978, ISBN 3-432-87813-3, S. 621–622.
  24. David R. Lide (Ed.): CRC Handbook of Chemistry and Physics. 90th Edition (Internet Version: 2010), CRC Press/Taylor and Francis, Boca Raton, FL, Heat of Combustion, S. 5-70.
  25. §6 Tötung in der Verordnung über die Haltung von Pelztieren, abgerufen am 25. April 2012.
  26. a b Holleman, Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie, 102. Auflage, de Gruyter; ISBN 978-3-11-017770-1; S. 898.
  27.  Claus Bliefert: Umweltchemie. 3. Auflage. Wiley-VCH, Weinheim 2002, ISBN 978-3-527-30374-8 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).
  28. Dunstabzugshaube bei schorni.de
  29. J.E. Huheey, E.A. Keiter, R.L. Keiter: Anorganische Chemie: Prinzipien von Struktur und Reaktivität, de Gruyter, 2003, ISBN 3-11-017903-2.
  30. Dr. Peter Bützer: Autokatalysator (PDF; 1,1 MB)
  31. Taschenbuch der Chemie, VEB Fachbuchverlag, Deutschland.
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