Karbonat

Carbonate sind die Salze (und auch die organischen Ester) der Kohlensäure. Unterschieden werden dabei chemisch primäre Carbonate (Hydrogencarbonate) und die sekundären Carbonate. Kohlensäure hat die Strukturformel H2CO3. Bei Karbonat findet sich immer das Anion (z. B. Ca) in Verbindung mit dem Kohlenstoffatom (CO3), Calciumcarbonat hat damit die Summenformel CaCO3.

Bei den organischen Estern der Kohlensäure kann man chemisch zwischen Kohlensäureestern und Polymeren Carbonaten (Polycarbonaten) unterscheiden.

Typische Eigenschaften

Ein Carbonat ist immer ein ionisches Salz in kristalliner Form (zumindest bei Raumtemperatur) – also ein Feststoff. Carbonat ist geruchlos und in den meisten Fällen in Wasser nur wenig löslich (eine Ausnahme davon bilden allerdings Alkali-Carbonate). Die Farbe von Carbonat wird immer vom jeweiligen Kation (die HCO3-Ionen) bestimmt, das Anion hat keine Eigenfarbe.

Bekannte Carbonate in der Natur

Carbonate kommen in der Natur häufig als Mineralien vor (z. B. als Calciumcarbonat in der Form von Kalzit oder als Eisenspat). Einige Minerale lassen durch ihre Namensgebung zunächst nicht erkennen, dass sie eigentlich Carbonate sind, wie etwa bei Witherit, bei dem es sich chemisch um Bariumcarbonat handelt (welches aus Bariumhydroxid und Wasser entsteht).

Bekannt sind insbesondere:

  • Siderit (Eisenspat oder Eisencarbonat)
  • Azurit und Malachit
  • Dolomit (Calciummagnesiumcarbonat)
  • Aragonit
  • Calcit
  • Magnesit (Magnesiumcarbonat)
  • Smithsonit (Zinkspat)
  • Rodochrosit (Manganspat)

In der Mineralogie stellen die Carbonate gemeinsam mit den Nitraten eine eigene Mineralklasse dar. In der Geologie findet man Karbonat etwa in Form von Kalkstein als Sedimentgestein und in Form von Karbonatit als magmatisches Gestein.

Sehr gut bekannt sind auch Natriumcarbonat („Soda“) und Natriumbikarbonat („Bikarbonat“, „Natron“), die früher im Haushalt häufig verwendet wurden, heute aber fast nur noch als industrielle Rohstoffe genutzt werden. Auch Kaliumcarbonat, die sogenannte „Pottasche“ wurde in früheren Zeiten sehr häufig verwendet, unter anderem zur Herstellung von Seifen.

In Gesteinsarten wie Konglomeraten oder Molassen bilden Karbonate sehr häufig das Bindemittel, das die einzelnen Gesteinskörnungen zusammenhält.

Chemische Reaktionen

Die Entstehung von Hydrogencarbonaten (zB. Calciumhydrogencarbonat) findet in einer chemischen Reaktion zwischen Karbonat, Wasser und Kohlenstoffdioxid statt. Dieser chemische Reaktionsvorgang passiert auch in der Natur, wenn sich etwa Kalkstein in einem kohlensäurehaltigen Grundwasser auflöst, das entstandene Ergebnis (gelöstes Hydrogencarbonat) ist die in unserem Leitungswasser messbare Wasserhärte und als Trübung gut sichtbar.

Umgekehrt dissoziiert Carbonat in Wasser auch (also es zerfällt), es bildet sich dann jeweils ein losgelöstes Anion und ein freies Carbonat-Ion.

Nachweisen kann man Carbonat-Ionen sehr einfach mittels Salzsäure: wird die Säure zugegeben, entsteht sofort flüchtiges Kohlendioxid (CO2), das klar erkennbar ist, daneben entsteht ein freies Chlor-Ion und Wasser.

Besonders bei Wasser ist aber die Bestimmung der Menge an Carbonat-Ionen innerhalb einer bestimmten Wassermenge interessant. Auch das lässt sich gut mithilfe von Salzsäure durchführen. Dabei wird eine genau abgemessene Menge an Salzsäure zugegeben, dabei wird die Veränderung des pH-Werts im Wasser gemessen. Maßgeblich sind dabei die Mengen an Salzsäure, die zunächst bis zur Erreichung eines pH-Werts von 8,3 erforderlich ist, danach der Säureverbrauch bis zum Erreichen eines pH-Werts von 4,3. Aus beidem lässt sich dann die Karbonat-Konzentration im Wasser errechnen.

Fazit

Kohlensäure kann weitaus mehr, als nur Wasser in Sprudelwasser verwandeln: ihre Salze kommen in der Natur weithin vor und Karbonat-Verbindungen formen auch viele unserer sehr bekannten Mineralien und einige wichtige Gesteine. Auch im Bereich des Haushalts waren früher einfache Karbonate wie Soda, Natron oder Pottasche etwas, das sehr häufig und für viele verschiedene Zwecke verwendet wurde.

Karbonat ist also sehr wichtig und grundlegend in der Natur und als Ausgangsstoff für zahlreiche verschiedene Anwendungen, von der Herstellung von Reinigungsmitteln bis hin zu Betonzuschlägen (Calciumbarbonat nach Brennvorgang als sog. Branntkalk bzw. Calciumoxid).

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