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

−110,527  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 (gebräuchlich: Kohlenmonoxid) 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. Es ist bei erhöhter Temperatur sehr reaktiv und reagiert mit verschiedenen Übergangsmetallen zu Metallcarbonylen. Mit Schwefel reagiert Kohlenstoffmonoxid zu Carbonylsulfid, mit Alkali-Hydroxiden zu Formiaten. Als Bestandteil des Synthesegases reagiert es in der Fischer-Tropsch-Synthese zu einer breiten Palette von Kohlenwasserstoffen und deren Oxidationsprodukten. Weiterhin wird es zur Synthese von Methanol und Isobutanol verwendet. Als Bestandteil des Stadtgases wurde es in Deutschland bis in die zweite Hälfte des 20. Jahrhunderts als Brenn- und Leuchtgas eingesetzt.

Das Gas ist äußerst giftig da es an Hämoglobin bindet und so den Sauerstofftransport unterbindet. Die Kohlenstoffmonoxidintoxikation ist eine häufige Art einer Rauchgasvergiftung oder der Minenkrankheit durch Einatmung giftiger Gase im Bergbau und kann innerhalb kurzer Zeit zum Tod führen.

Nomenklatur[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“.[6]

Geschichte[Bearbeiten]

Schon im Jahr 1000 v. Chr. wurde bei der Verhüttung von Metallerzen die reduzierende Wirkung von Kohlenstoffmonoxid in so genannten Rennöfen genutzt, ohne jedoch die Natur des Gases zu kennen. Die Griechen und Römer verwendeten es für Exekutionen.[7] 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.[8] William Cumberland Cruikshank nutzte das gleiche Verfahren im Jahr 1800. Er schlug die richtige Zusammensetzung CO vor.[9] Die toxischen Eigenschaften auf Hunde wurden von Claude Bernard um 1846 untersucht. Bei der Aktion T4 wurden mit Kohlenstoffmonoxid systematisch mehr als 70.000 Menschen mit geistigen und körperlichen Behinderungen von 1940 bis 1941 während der Zeit des Nationalsozialismus in Deutschland ermordet.[10]

Vorkommen[Bearbeiten]

Atmosphärische Vorkommen[Bearbeiten]

Satellitenmessung der weltweiten Kohlenstoffmonoxidverteilung

Typische Konzentrationen in der Atmosphäre sind 0,1 ppm[11] 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 freisetzen.[12] Weitere Quellen für Kohlenstoffmonoxid sind in Wohnräumen betriebene Kohlegrills[13] und die Verwendung von Belüftungsgeräten mit Verbrennungsmotor.[14] In urbanen Umgebungen können durch unbehandelte Autoabgase die Werte zwischen 100 und 200 ppm liegen.[15] Die Konzentration im unverdünnten Abgas eines Automobils ohne Abgaskatalysator beträgt etwa 7000 ppm.[16]

Tabakrauch enthält signifikante Konzentrationen von Kohlenstoffmonoxid.[17] Nach einem Experiment erhöhen zehn gerauchte Zigaretten in einem ungelüfteten, 30 m² großen Raum die Konzentration auf 22 ppm CO.[18]

Einfachere Gaswarngeräte warnen häufig erst ab einer Konzentration von 500 ppm CO in der Luft. Aufwendigere Gaswarngeräte zeigen die gemessene Konzentration eventuell digital an und warnen mit unterschiedlich langen Auslösezeiten bei Konzentrationen im Bereich von 50 ppm (nach weniger als 90 Minuten) bis 300 ppm (< 3 Minuten) CO.[19] Eine klinisch-toxikologische Risikobewertung für Rettungspersonal sieht bis 30 ppm keine Gefährdung ungeschützter Menschen, bis 60 ppm bei bis 1-stündiger Kurzzeitexposition keine Gefährdung, bei 500 ppm nach zehn Minuten Exposition leichte, nach 30 Minuten mittelschwere Vergiftungssymptome, bei 10.000 ppm eine potenzielle Tödlichkeit innerhalb weniger Minuten.[20]

In die Erdatmosphäre gelangt Kohlenstoffmonoxid global hauptsächlich aus vulkanischen Aktivitäten sowie als Verbrennungsprodukt von Wald- und Buschbränden. Eine unvollständige Verbrennung von kohlenstoffhaltigen Brennstoffen führt stets auch zu Kohlenstoffmonoxidemissionen. 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.[21]

Im äußeren Sonnensystem kommt Kohlenstoffmonoxid als zweithäufigster Bestandteil in der äußerst dünnen Atmosphäre des Zwergplaneten Pluto vor.[22] In den Gasemmissionen des Kometen Halley maß die Raumsonde Giotto 10 % Kohlenstoffmonoxid.[23]

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, welches gereinigt und aufbereitet wird.

Die wichtigsten großtechnischen Verfahren sind die Kohlevergasung, die Dampfreformierung (Steam Reforming) und die partielle Oxidation von Kohlenwasserstoffen.[24][25][26]

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, zum Beispiel 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}

Das Hauptprodukt der Dampfreformierung ist Wasserstoff. Die endotherme Reaktion läuft in Gegenwart von Nickelkatalysatoren bei Temperaturen von 700 – 1100 °C ab. Die Reaktion ist reversibel.[27]

Partielle Oxidation von Kohlenwasserstoffen[Bearbeiten]

Bei der partiellen Oxidation wird das Ausgangsmaterial, zum Beispiel schweres Heizöl, mit einer begrenzten Menge Sauerstoff zu Wasserstoff und Kohlenstoffmonoxid oxidiert. Dabei wird zwischen thermischer und katalytischer partieller Oxidation unterschieden. Bei thermischer partieller Oxidation beträgt die Reaktionstemperatur etwa 1200 °C, bei katalytischen Verfahren je nach Katalysator etwa bei 800 bis 900 °C.[28]:

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]

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

Im Labor lässt sich ein gleichmäßiger Strom von Kohlenstoffmonoxid durch Eintropfen von Ameisensäure in warme, konzentrierte Schwefel-[29] oder Phosphorsäure[30] herstellen:

\mathrm{HCOOH} + \mathrm{H_2SO_4} \longrightarrow \mathrm{CO}{\uparrow} + \mathrm{H_3O^+} + \mathrm{HSO_4^-} beziehungsweise
\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]

Kohlenmonoxid wird in der chemischen Industrie häufig zusammen mit Wasserstoff als Synthesegas verwendet. Für einige Anwendungen wird jedoch auch reines Kohlenstoffmonoxid benötigt, etwa für die Herstellung von Metallcarbonylen wie Nickeltetracarbonyl oder Eisenpentacarbonyl, für Carbonylierungen oder die Herstellung von Koch-Säuren. Reines Kohlenstoffmonoxid wird überwiegend durch physikalische oder chemische Abtrennungsverfahren aus Synthesegas erhalten.[31] Die physikalische Abtrennung erfolgt durch partielle Kondensation und anschließender Destillation nach dem Linde-Verfahren oder durch Membranpermeation. Durch Adsorption unter Komplex-Bildung kann Kohlenstoffmonoxid mittels Kupfer(I)-Salzlösungen von anderen Bestandteilen des Synthesegases abgetrennt werden.[31]

Das in der chemischen Industrie gebrauchte Kohlenstoffmonoxid wird meist vor Ort hergestellt und innerbetrieblich weiterverarbeitet. Daneben gibt es die Möglichkeit der Belieferung durch Tankwagen oder in Gasflaschen. Für die Vernetzung von Chemiestandorten ist die Distribution durch Pipeline möglich. Projekte für den Neubau solcher Pipelines, etwa die CO-Pipeline der Bayer AG, stehen häufig in der Kritik und können zu langwierigen Verwaltungsgerichtsprozessen führen.[32]

Synthesegasreaktionen[Bearbeiten]

Methanolherstellung[Bearbeiten]

Hauptartikel: Methanolherstellung
Schema der industriellen Methanolsynthese aus Synthesegas

Methanol ist eine organische Grundchemikalie und ein mengenmäßig bedeutender großtechnisch hergestellter Alkohol. Die Herstellung aus Kohlenstoffmonoxid und Wasserstoff verläuft nach folgender Bruttogleichung:

\mathrm{CO} + 2 \; \mathrm{H}_2 \rightleftharpoons \ \mathrm{CH}_3\mathrm{OH} ; \ \Delta H (300 \; \mathrm{K}) =  -90{,}8 \; \mathrm{kJ}/\mathrm{mol},

Im Jahr 2008 betrug der weltweite Methanolverbrauch 45 Millionen Tonnen. Methanol wird heute großtechnisch aus Synthesegas im Nieder- oder Mitteldruckverfahren hergestellt. Das dabei entstehende Rohmethanol ist zum Teil mit Nebenprodukten verunreinigt. Wird das Rohmethanol im Energiesektor zur Verbrennung eingesetzt, ist die Reinheit des Rohmethanols ausreichend. Für die Weiterverarbeitung in der chemischen Industrie muss das Methanol destillativ aufgearbeitet werden. Leicht siedende Komponenten wie Dimethylether werden in einer Leichtsiederkolonne abgetrennt. Die höher siedenden Fraktionen werden als Sumpf in einer weiteren Destillationsstufe in einer Schwersiederkolonne abgetrennt, wobei Methanol über Kopf abgezogen wird.[33]

Fischer-Tropsch-Synthese[Bearbeiten]

In der Fischer-Tropsch-Synthese wird ein Kohlenstoffmonoxid-Wasserstoff-Gemisch mittels heterogener Katalyse umgesetzt. Die Katalysatoren basieren auf den Übergangsmetallen Cobalt, Eisen, Nickel und Ruthenium, als Träger finden poröse Metalloxide mit großen spezifischen Oberflächen wie Kieselgur, Aluminiumoxid, Zeolithe und Titandioxid Verwendung.[34]

Das Gasgemisch wird in einer Aufbaureaktion zu Kohlenwasserstoffen wie Paraffinen, Olefinen und Alkoholen umgesetzt. Endprodukte sind Benzin (synthetisches Benzin), Diesel, Heizöl sowie Rohstoffe für die chemische Industrie. Die Reaktion findet bereits bei Atmosphärendruck und bei einer Temperatur von 160 bis 200 °C statt; technisch werden je nach Verfahren höhere Drücke und Temperaturen verwendet. Die Synthese verläuft nach folgendem Reaktionsschema:

n\,\mathrm{CO} + (2n+1)\, \mathrm{H}_2 \leftrightharpoons \mathrm{C}_n \mathrm{H}_{2n+2} + n\, \mathrm{H}_2\mathrm{O} (Alkane)
n\,\mathrm{CO} + (2n)\, \mathrm{H}_2 \leftrightharpoons \mathrm{C}_n \mathrm{H}_{2n} + n\, \mathrm{H}_2\mathrm{O} (Alkene)
n\,\mathrm{CO} + (2n)\, \mathrm{H}_2 \leftrightharpoons \mathrm{C}_n \mathrm{H}_{2n+1}\mathrm{OH} + (n-1)\, \mathrm{H}_2\mathrm{O} (Alkohole)

Pro Kilogramm Kraftstoff entstehen etwa 1,25 Kilogramm Wasser, für dessen Herstellung etwa die Hälfte des eingesetzten Wasserstoffs verwendet wird. Das typische Fischer-Tropsch-Produkt enthält rund 10–15 % Flüssiggase (Propan und Butane), 50 % Benzin, 28 % Kerosin (Dieselöl), 6 % Weichparaffin (Paraffingatsch) und 2 % Hartparaffine. Das Verfahren ist für die großtechnische Produktion von Benzin und Ölen aus Kohle, Erdgas oder Biomasse von Bedeutung.[35]

Hydroformylierung[Bearbeiten]

Zusammen mit Wasserstoff wird Kohlenstoffmonoxid für die Hydroformylierung von Olefinen eingesetzt. Die entstehenden Produkte sind primär Aldehyde, die meist weiter zum Alkohol hydriert werden.[36]


Hydroformylierung eines Alkens (R1 bis R3 Organylgruppen (z. B. Alkyl- oder Arylgruppen) oder Wasserstoffatome).

Als Katalysatoren dienen Metallcarbonylhydride in homogener oder heterogenkatalytischer Reaktion. Ein wichtiges Produkt der Hydroformylierung ist der Weichmacheralkohol 2-Ethylhexanol, der mit Phthalsäureanhydrid zu Dioctylphthalat umgesetzt wird.[36]

Reaktion mit organischen Molekülen und Wasser[Bearbeiten]

Ameisensäure und Derivate[Bearbeiten]

Reines Kohlenstoffmonoxid wird für die Herstellung von Ameisensäure aus Wasser und Methanol über eine Methylformiat-Stufe verwendet.[37] Als Katalysator dient Natriummethanolat. Das im ersten Schritt verbrauchte Methanol wird im zweiten Schritt durch Hydrolyse wieder freigesetzt. Die erste Anlage dieser Art wurde 1981 in Betrieb genommen und produzierte 100.000 Jahrestonnen.[38] Im Jahr 2012 betrug die weltweite Produktionskapazität der BASF nach diesem Verfahren 255.000 Tonnen.

\mathrm{CH_3OH + CO \longrightarrow HCOOCH_3}
\mathrm{HCOOCH_3 + H_2O \longrightarrow HCOOH + CH_3OH}

Mit Natriumhydroxid wird Natriumformiat erhalten, das als Grundstoff für die Oxalsäureherstellung dient.[37]

Monsanto- und Tennessee-Eastman-Prozess[Bearbeiten]

Monsanto-Prozess zur Herstellung von Essigsäure aus Methanol und Kohlenstoffmonoxid

Durch Umsetzung von Kohlenstoffmonoxid mit Methanol mittels gemischten Rhodium-Carbonylen wird im Monsanto-Prozess Essigsäure erhalten.[39] Diese wird weiter zu Vinyl- und Celluloseacetat sowie Zwischenprodukten der chemischen Industrie weiterverarbeitet.

\mathrm{CH_3OH + CO \longrightarrow CH_3COOH}

Durch die Carbonylierung von Methylacetat im Tennessee-Eastman-Prozess bildet sich Essigsäureanhydrid.[40]

\mathrm{CH_3COOCH_3 + CO \longrightarrow (CH_3CO)_2O}

Reppe-Chemie[Bearbeiten]

Kohlenstoffmonoxid wird für Carbonylierungsreaktionen in der organischen Synthese verwendet. Unter Reppe-Chemie wird das Arbeiten mit Acetylen unter erhöhtem Druck verstanden, wobei Metallcarbonyle und -carbonylwasserstoffe als Katalysator Verwendung finden.[41] Eine wichtige Reaktionen ist die Hydrocarboxylierung, bei der Acetylen mit Kohlenstoffmonoxid und Wasser beziehungsweise einem Alkohol zu Acrylsäure- und der Acrylsäureester-Herstellung verwendet wird:

Hydrocarboxylierung von Acetylen
Hydrocarboxylierung von Acetylen mit einem Alkohol

Koch-Säuren[Bearbeiten]

Tertiäre Carbonsäuren, sogenannte Koch-Säuren, entstehen durch Koch-Reaktion von Kohlenstoffmonoxid mit Alkoholen oder Alkenen und Wasser unter Säurekatalyse bei hohen Drücken und erhöhter Temperatur.

Koch-Reaktion

Die chemische Industrie stellt pro Jahr etwa 150.000 Tonnen Koch-Säuren her. Einige häufig industriell hergestellte Koch-Säuren sind Pivalinsäure, 2,2-Dimethylbuttersäure und 2,2-Dimethylpentansäure.[42]

Phosgenherstellung[Bearbeiten]

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

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

Phosgen ist ein wichtiger Ausgangsstoff für die Herstellung von Methylendiisocyanaten und Toluol-2,4-diisocyanat. Mit Diolen reagiert es unter Polykondensation zu Polycarbonaten.[43]

Reduktionsmittel[Bearbeiten]

Im Hochofen dient es als Reduktionsmittel für Eisenerz nach der Bruttoformel:

\mathrm{ Fe_3O_4 + 4 \ CO \longrightarrow \ 3 \ Fe + 4 \ CO_2}

Das reduzierte Eisen nimmt aus dem Kohlenstoffmonoxid Kohlenstoff auf, wodurch der Schmelzpunkt von 1538 °C auf etwa 1300 bis 1400 °C sinkt.[44]

\mathrm{3 \ Fe + 2 \ CO \longrightarrow Fe_3 C + CO_2}

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}[45]

Mond-Prozess[Bearbeiten]

Nickelkugeln, aus dem Mondprozess

Das Mond-Verfahren verwendet Kohlenstoffmonoxid zur Reinigung des Metalls Nickel unter Bildung und Zerfall von Nickeltetracarbonyl in einer chemischen Transportreaktion. Das Verfahren wurde im Jahr 1890 von Ludwig Mond entwickelt.[46] Der Prozess ist geeignet, um aus Nickeloxiden reines Nickelmetall herzustellen. Im ersten Schritt werden dazu die Oxide mit Wasserstoff zum Metall reduziert, danach mit Kohlenstoffmonoxid in das Metallcarbonyl überführt. Bei Temperaturen von 220–250 °C zerfällt das Metallcarbonyl wieder in das reine Metall und Kohlenstoffmonoxid.

Sonstige Verwendungen[Bearbeiten]

In Pelztierfarmen werden Kohlenstoffmonoxid und -dioxid zum Ersticken der Nerze verwendet, damit der Pelz möglichst wenig Schaden nimmt.[47]

Bei der Behandlung von Fleisch und Fisch lässt sich eine intensive rote Fleischfarbe durch die Behandlung mit geringen Konzentrationen von Kohlenstoffmonoxid erzielen. Durch die Bindung von Kohlenstoffmonoxid und Myoglobin entsteht ein kirschroter Carboxymyoglobinkomplex.[48] Kohlenstoffmonoxid als Komponente einer Schutzgasverpackung ist in der Europäischen Union als Verbrauchertäuschung verboten.

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

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 Dissoziationsenergie ist noch etwas höher als die des sehr inerten, isoelektronischen Distickstoffmoleküls, und liegt bei 1070,3 kJ/mol (N2 946 kJ/mol).[49] 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]

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, so sind für N2 nur 946 kJ/mol erforderlich.[50]

Molekulare Eigenschaften[Bearbeiten]

Energieniveauschema der σ- und π-Molekülorbitale des Kohlenstoffmonoxids
Mesomere Grenzstrukturen

Die Bindungslänge zwischen dem Kohlenstoff- und Sauerstoffatom beträgt in der Festphase 106 pm und in der Gasphase 112,8 pm.[49]

Strukturformel von Kohlenmonoxid mit Bindungslänge

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.[51]

Chemische Eigenschaften[Bearbeiten]

Die Bildung von Kohlenstoffmonoxid aus den Elementen ist exotherm und steht in einem Disproportionierungsgleichgewicht mit Kohlenstoff und Kohlenstoffdioxid. Weil sich dieses Gleichgewicht bei Raumtemperatur nur fast unmessbar langsam einstellt, lässt sich Kohlenstoffmonoxid trotz der ungünstigen Gleichgewichtslage isolieren – Kohlenstoffmonoxid 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 fester Koks. Die Halbwertszeit von Kohlenstoffmonoxid in der Erdatmosphäre beträgt etwa ein bis vier Monate, abhängig von der Lufttemperatur und Anwesenheit anderer Gase.[52]

Kohlenstoffmonoxid ist ein gutes und preiswertes Reduktionsmittel und wird in dieser Funktion vielfältig verwendet. Die Oxidationskraft ist hingegen nur schwach ausgeprägt. In der metallorganischen Chemie ist Kohlenstoffmonoxid ein häufig verwendeter Ligand, die Chemie der Metallcarbonyle ist gut erforscht. Es zählt zu den Starkfeld-Liganden und ist isoelektronisch zum Stickstoff (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. Kohlenstoffmonoxid ist ein starker σ-Donator und π-Akzeptor. Es migriert in Alkyl-Metall-Bindungen von Komplexen unter Bildung von Acylgruppen.[53]

Mit Aromaten wie Benzol reagiert Kohlenstoffmonoxid mit Chlor unter Aluminiumchlorid oder Kupfer(I)-chlorid-Katalyse in der Gattermann-Koch-Reaktion zu Benzaldehyd.[54] Mit starken Reduktionsmitteln wie metallischem Kalium reagiert Kohlenstoffmonoxid zum Kaliumsalz des Hexahydroxybenzols beziehungsweise zum Kaliumsalz des Dihydroxyacetylens.[55]

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.[56] 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.[57] Kohlenstoffmonoxid kann zu reduzierter Lebenserwartung durch Herzschädigung führen.[58]

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.[59] Zum Beispiel stören schon, kaum merklich, 2 % COHb die Zeitempfindung.[60]

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.[61][62][63]

Kohlenstoffmonoxid bindet etwa 325-mal stärker an den roten Blutfarbstoff Hämoglobin als Sauerstoff, bei einem Kohlenstoffmonoxidanteil von 0,1 % 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.[64] Bei einem Atemluftanteil von über einem Prozent tritt der Tod binnen ein bis zwei Minuten ein.[65][66] 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.[67] 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.[68]

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.[69][70]

Kohlenstoffmonoxid hat eine Dichte von 96,5 % der Dichte von Luft,[71] 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[72] 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).

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).[73]

Botenstoff[Bearbeiten]

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 den sekundären Botenstoff cGMP frei.[74] Neben Kohlenstoffmonoxid, cGMP und cAMP wird auch Stickstoffmonoxid als Second Messenger betrachtet.[75] 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.[76][77]

Entzündungshemmende Eigenschaften[Bearbeiten]

Kohlenstoffmonoxid besitzt bei chronischer Darmentzündung eine entzündungshemmende Wirkung, was die vorher rätselhafte Tatsache erklärt, dass Raucher wesentlich seltener an Colitis ulcerosa erkranken als Nichtraucher.[78][79] Auch nach Lungentransplantationen verhinderte eine inhalative, gering dosierte Gabe von Kohlenstoffmonoxid einen Schaden durch Ischämie oder Reperfusion.[73] 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.[80] Günstige Wirkungen von Kohlenstoffmonoxid wurden zudem beschrieben in Tiermodellen von septischem Schock, Darmverschluss (Ileus) und Arteriosklerose.[81] Bei Frauen mit Schwangerschaftshypertonie und Schwangerschaftsvergiftung (Präeklampsie) ist die Kohlenstoffmonoxidkonzentration in der Ausatemluft vermindert.[82] Raucherinnen haben ein vermindertes Risiko, an Präeklampsie zu erkranken.[83] Medikamente, welche kontrollierte Mengen an Kohlenstoffmonoxid transportieren und freisetzen können, befinden sich in der Entwicklung.[84]

Nachweis[Bearbeiten]

Im Handel gibt es heute tragbare und stationäre elektronische Sensoren (Gaswarngeräte), die den Nachweis von Kohlenstoffmonoxid im Bereich von 20 bis 2000 ppm in der Raumluft gestatten.[85] Bei elektronischen Sensoren sollte gleichzeitig 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 (etwa 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 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.

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. thermodynamische Daten von CO
  6. IUPAC: Nomenklatur der Anorganischen Chemie. Deutsche Ausgabe der Empfehlungen 1990. VCH, Weinheim 1994, ISBN 3-527-25713-6, S. 76.
  7. Ivan Blumenthal: Carbon monoxide poisoning, Journal of the Royal Society of Medicine 2001 June; 94(6): S. 270–272; PMC 1281520 (freier Volltext).
  8. 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).
  9. William Cruickshank (FRS - 1802): Clinical chemist (PDF; 1,7 MB), von Guy H. Neild.
  10. Henry Friedlander: The Origins of Nazi Genocide: From Euthanasia to the Final Solution 1997.
  11. 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.
  12. Green W: An Introduction to Indoor Air Quality: Carbon Monoxide (CO). Abgerufen am 16. Dezember 2008.
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  16. Tom Gosink: What Do Carbon Monoxide Levels Mean? In: Alaska Science Forum. 28. Januar 1983, abgerufen am 1. Dezember 2007.
  17. Queensland Health Smoking Management Policy. QH. Abgerufen am März 2010.
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  19. AMS Messtechnik, Kohlenmonoxidmelder nach EN 50291: CO-ALARM S/200-C, abgerufen am 2. Juni 2014
  20. Hinweise und Empfehlungen zur Handhabung von Kohlenstoffmonoxidwarngeräten im Rettungsdienst, GIZ-Nord, Universität Göttingen, Stand: 19. Februar 2013, abgerufen am 2. Juni 2014
  21. The gas-phase destruction of interstellar carbon dioxide: Calculations on the reactions between CO2 and H2 and between CO2 and H (PDF; 92 kB)
  22. Ken Croswell.com: Nitrogen in Pluto's Atmosphere, in KenCroswell.com, Datum: 20. Juni 1992, Abgerufen: 28. Juni 2013 (english)
  23. ESA: Halley: Flyby March 13, 1986 in ESA.int, Abgerufen: 28. Juni 2013 (english)
  24.  Klaus Weissermel, Hans-Jürgen Arpe: Industrial Organic Chemistry. 3. Auflage. VCH, Weinheim 1997, ISBN 3-527-28838-4.
  25.  Karl Heinz Büchel, Hans-Heinrich Moretto, Dietmar Werner: Industrial Inorganic Chemistry. 2. Auflage. Wiley-VCH, Weinheim 2000, ISBN 978-3-527-29849-5.
  26.  Jürgen Bierhals: Carbon Monoxide. In: Ullmann’s Encyclopedia of Industrial Chemistry. 6. Auflage. Wiley-VCH, Weinheim 2002, ISBN 978-3-527-30385-4.
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  28. Gaurav Nahar, Valerie Dupont: Hydrogen production from simple alkanes and oxygenated hydrocarbons over ceria–zirconia supported catalysts: Review In: Renewable and Sustainable Energy Reviews. 32, 2014, S. 777–796, doi:10.1016/j.rser.2013.12.040.
  29.  Ekkehard Fluck, Carl Mahr: Anorganisches Grundpraktikum. 6. Auflage. VCH, Weinheim 1985, ISBN 3-527-26032-3, S. 234.
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  39. Wilhelm Keim, Arno Behr, Günther Schmitt: Grundlagen der Industriellen Chemie, Otto Salle Verlag, 1985, ISBN 3-7935-5490-2, S. 241 ff.
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  45. 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.
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  66. Hu & Speizer: Environmental and occupational hazards. Carbon Monoxide. In: Harrison’s Principles of Internal Medicine, McGraw-Hill, New York City, 14th edition Seite 2533.
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  71.  Claus Bliefert: Umweltchemie. 3. Auflage. Wiley-VCH, Weinheim 2002, ISBN 978-3-527-30374-8 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).
  72. Dunstabzugshaube bei schorni.de
  73. a b C.S. Gebhard: Untersuchungen zur Regulation der Kohlenstoffmonoxid-bedingten Stimulation der Erythropoetinsekretion bei der Ratte (PDF; 1,6 MB), Dissertation 2007, Eberhard Karls Universität Tübingen.
  74. Wissenschaft-Online-Lexika: Eintrag zu Kohlenmonoxid im Lexikon der Neurologie.
  75. P. Weydt: Rezeptorvermittelte Kalziumsignale in kultivierten humanen Gliomzellen, 2000, Tectum Verlag, ISBN 3-8288-8137-8.
  76. R.F. Schmidt, F. Lang: Physiologie des Menschen: Lernen und Gedächtnis, Springer-Verlag, ISBN 978-3-540-32908-4.
  77. P. A. Berg: Chronisches Müdigkeits- und Fibromyalgiesyndrom, 2003, Springer-Verlag, ISBN 3-540-44194-8.
  78. Das „Gute“ am Kohlenmonoxid - Immunologie: Entzündungshemmende Wirkung im Darm, Abendblatt vom 24. Dezember 2005
  79. "Journal of Experimental Medicine". 2005, Vol. 202, S. 1703-17139.
  80.  Atsunori Nakao, Gaetano Faleo, Hiroko Shimizu, Kiichi Nakahira, Junichi Kohmoto, Ryujiro Sugimoto, Augustine M. K. Choi, Kenneth R. McCurry, Toru Takahashi, Noriko Murase: Ex vivo carbon monoxide prevents cytochrome P450 degradation and ischemia//reperfusion injury of kidney grafts. In: Kidney Int. 74, 2008, S. 1009–1016, PMID 11035334.
  81.  Atsunori Nakao, Augustine M. K Choi, Noriko Murase: Protective effect of carbon monoxide in transplantation. In: Journal of Cellular and Molecular Medicine. 10, Nr. 3, 1. Juni 2006, S. 650-671, doi:10.1111/j.1582-4934.2006.tb00426.x, PMID 16989726.
  82.  M Baum: End-tidal carbon monoxide measurements in women with pregnancy-induced hypertension and preeclampsia. In: American Journal of Obstetrics and Gynecology. 183, Nr. 4, 2000, S. 900-903, doi:10.1067/mob.2000.109047, PMID 11035334.
  83.  S. Bainbridge, E. Sidle, G. Smith: Direct placental effects of cigarette smoke protect women from pre-eclampsia: the specific roles of carbon monoxide and antioxidant systems in the placenta. In: Medical Hypotheses. 64, Nr. 1, 2005, S. 17-27, doi:10.1016/j.mehy.2004.06.019, PMID 15533604.
  84.  Roberta Foresti, Mohamed G. Bani-Hani, Roberto Motterlini: Use of carbon monoxide as a therapeutic agent: promises and challenges. In: Intensive Care Medicine. 34, Nr. 4, 2008, S. 649-658, doi:10.1007/s00134-008-1011-1, PMID 18286265.
  85. HANWEI ELECTRONICS: MQ-7 Gas Sensor Technical Data