På sin personlige hjemmeside ved Universitetet i Oslo beskriver Tom Segalstad et «CO2-eksperiment». (Arkivert her 2/1-2018). Beskrivelsen inkluderer en YouTube video.
Eksperimentet i seg selv er ikke så interessant, og mange har vel gjort noe liknende selv på skolen, og lært huskeregelen «CO2 blakker kalkvann».
Det interessante er at Segalstad relaterer eksperimentet til CO2-kretsløpet, med følgende utsagn:
For å analysere eksperimentet, trenger man å vite litt om 2 faktorer:
- Løselighet av salter
- Prosessene ved løsing av CO2 i vann
Løseligheten av salter varier mye med typen salt. Man kan få et inntrykk fra Wikipedias tabell over løselighet. En ser at for kalsium hydroksid (Ca(OH)2) kan man løse omtrent ett gram i en desiliter vann, mens man bare klarer å løse ett milligram kalsiumkarbonat (CaCO3). Til sammenlikning kan man løse over 30 gram vanlig koksalt (NaCl).
Når man løser CO2 i vann, skjer to pH-avhengige reaksjoner:
CO2 kan slå seg sammen med et vannmolekyl, spalte av et proton og gi et bikarbonat-ion:
CO2 + H2O → H+ + HCO3-
Bikarbonat-ionet kan videre spalte av et proton, og gi et karbonat-ion
HCO3- → H+ + CO32-
Hvis vannet er surt, dvs det er mye H+-ioner til stede, vil naturen motarbeide flere H+ ioner (Le Chateliers prinsipp), og CO2 vil foretrekke å være løst som CO2.
Hvis vannet er meget basisk, spaltes det av så mange H+ som mulig for å motvirke dette, og CO2 blir til CO32- ioner i løsningen.
Ved midlere surhet går reaksjonene delvis, og CO2 foretrekker å være primært som HCO3– ioner. (Dette er tilfelle i havet i dag.)
(Ovenstående er en forenkling, ioniseringen av CO2 går via karbonsyre (kullsyre) H2CO3, se Wikipedia.)
Vi ser nå hva som skjer i Segalstads eksperiment: Han har løst opp Ca(OH)2, og fått en sterkt basisk løsning med mye Ca2+ ioner, mye mer enn det man kunne få til ved å løse opp kalsiumkarbonat. Når CO2 kommer i kontakt med vannet, slår den seg umiddelbart sammen med et vannmolekyl, spalter av 2 protoner og blir til CO32-. Siden Segalstad har preparert løsningen med mye Ca2+ (husk at Ca(OH)2 er tusen ganger mer løselig enn CaCO3), får man umiddelbar felling av fast CaCO3, noe man ser tydelig i eksperimentet.
I havet er situasjonen annerledes: pH er på drøyt 8, noe som gjør at bare den første delen av reaksjonen går: CO2 blir primært til bikarbonationer.
En annen viktig forskjell er at i Segalstads eksperiment er likevekten så langt mot CO32- at en endring i pH spiller liten rolle. I havet, derimot, er likevekten mer balansert, og en endring i pH blir viktig. Siden første delreaksjon når CO2 løses innebærer frigjøring av et proton, blir systemet surere, og likevekten forskyves fra karbonat (CO32-) mot bikarbonat (HCO3–). Altså, det blir færre karbonationer i løsningen. Dette betyr at kalsiumkarbonat ikke vil felles ut, men tvert i mot løses opp fra steder hvor det er kontakt med fast kalsiumkarbonat.
Det som skjer i havet i forhold til karbonat-ioner er altså det motsatte av det som skjer i Segalstads eksperiment, som dermed blir lite relevant. (Det kan også bemerkes at måten Segalstad setter opp eksperimentet har mye å si for hastigheten til reaksjonen: Siden CO2 umiddelbart blir til karbonat-ion, er vannet hele tiden undermettet med CO2, og «suger» til seg mer fra luften.)
Hans Petter Jacobsen gir på sin blogg en innføring i karbonkretsløpet. Der får man et inntrykk av de mange ulike prosessene som styrer levetiden til CO2 i atmosfæren. Det han benevner som karbonat-kompensasjon som et bidrag til å redusere CO2-nivået i atmosfæren (f.eks. i den 3. figuren) er oppløsning av fast karbonat som beskrevet over.
Overfladisk tenkt kan det jo virke ulogisk at man reduserer CO2-nivået i atmosfæren ved å tilføre mer CO32- til havet, men forklaringen er som vi har sett enkel: Havets evne til å lagre CO2 er avhengig av surheten, og ved å gjøre havet mer basisk bidrar karbonat-oppløsningen til at havets andel av CO2 øker. Altså, mengden CO2 i lufta minker selv om den totale mengden CO2 i havet og lufta øker.
Segalstad i NIPCC
Segalstad er medforfatter i det «alternative klimapanelet» NIPCC, og har et bidrag i kapittel 6 i rapporten «Climate Change Reconsidered II. Biological Impacts» fra 2014.
Der diskuterer han CO2 i vann og viser følgende likning for «total net reaction»
CO2 (g) + Ca2+ (aq) + 2 OH- ↔ CaCO3 (s) + H2O
som skal vise hvordan CO2 i gassform finner kalsiumioner i vannet og blir til fast kalsiumkarbonat.
Men likningen er umulig som kjemisk reaksjon fordi den har som konsekvens at OH– ioner fjernes. Dette går ikke på grunn av vannets selv-ionisering, som medfører at konsentrasjon av H+ ioner multiplisert med konsentrasjonen av OH– ioner (begge målt i mol per liter) er omtrent 10-14. (Dette tallet varierer noe, men ikke mye, som funksjon av trykk, temperatur og andre ioner tilstede.)
Når et OH– ion fjernes, vil dermed normalt et vannmolekyl splittes opp, og OH– ionet erstattes, mens vi får et H+ ion i tillegg: Likningen er dermed en oppskrift på brutal («ubufret») havforsuring!
I virkeligheten er heldigvis forsuringen bufret – nettopp fordi karbonatreaksjonen går motsatt vei av det Segalstad hevder.
Virkeligheten er mye mer komplisert, selvsagt! Det finnes mange andre ioner i havet, det finnes biologiske prosesser, reaksjonene og de kjemiske parametrene varierer med temperatur og trykk (og dermed med havdyp!), osv. osv.
Så blir spørsmålet, kan disse kompliserende faktorene snu opp ned på bildet? Neppe, for det er vanligvis slik at om man får med hovedingrediensene, vil en forenklet tenkning gi omtrentlig rett svar.
Nyttige linker
- Ocean acidification due to increasing atmospheric carbon dioxide. The Royal Society, 2005
- The Chemistry of Ocean Acidification Woods Hole Oceanographic Institution
- Havet forsures av økende CO2 Forskning.no, 16/12-2008
Etterord
Saken utløser et mer generelt spørsmål: Skal vi finne oss i at offentlig ansatte legger ut slike lettvintheter på universitetenes egne nettsider? Jeg heller til at svaret er ja, for hvor skulle man dra streken? De universitetsansattes uavhengighet må vektes høyere enn faren for litt desinformasjon.