Dom » Dermatologija » Industrijska metoda za proizvodnju ugljičnog monoksida. Šta je ugljen monoksid? Njegova svojstva i formula. Zašto je ugljen monoksid opasan za ljude?

Industrijska metoda za proizvodnju ugljičnog monoksida. Šta je ugljen monoksid? Njegova svojstva i formula. Zašto je ugljen monoksid opasan za ljude?

Sve što nas okružuje sastoji se od spojeva raznih hemijskih elemenata. Ne udišemo samo zrak, već složeno organsko jedinjenje koje sadrži kisik, dušik, vodik, ugljični dioksid i druge potrebne komponente. Utjecaj mnogih od ovih elemenata na ljudsko tijelo posebno i na život na Zemlji općenito još nije u potpunosti proučen. U cilju razumijevanja procesa međudjelovanja elemenata, gasova, soli i drugih formacija međusobno, u školski predmet je uveden predmet "Hemija". Osmi razred je početak nastave hemije po odobrenom opšteobrazovnom programu.

Jedan od najčešćih spojeva koji se nalaze u oba zemljine kore, au atmosferi je oksid. Oksid je spoj bilo kojeg hemijski element sa atomom kiseonika. Čak je i izvor svega života na Zemlji - voda - vodonik oksid. Ali u ovom članku nećemo govoriti o oksidima općenito, već o jednom od najčešćih spojeva - ugljičnom monoksidu. Ova jedinjenja se dobijaju fuzijom atoma kiseonika i ugljika. Ova jedinjenja mogu sadržavati različite količine atoma ugljika i kisika, ali treba razlikovati dva glavna spoja ugljika i kisika: ugljični monoksid i ugljični dioksid.

Hemijska formula i metoda za proizvodnju ugljičnog monoksida

Koja je njegova formula? Ugljen monoksid je prilično lako zapamtiti - CO. Molekul ugljičnog monoksida formira se trostrukom vezom, te stoga ima prilično veliku snagu veze i vrlo malu međunuklearnu udaljenost (0,1128 nm). Prekinuta energija data hemijsko jedinjenje iznosi 1076 kJ/mol. Trostruka veza nastaje zbog činjenice da element ugljik ima p-orbitalu u svojoj strukturi atoma, koju ne zauzimaju elektroni. Ova okolnost stvara priliku da atom ugljika postane akceptor elektronski par. A atom kisika, naprotiv, ima nepodijeljeni par elektrona na jednoj od p-orbitala, što znači da ima sposobnost donora elektrona. Kada se ova dva atoma spoje, pored dvije kovalentne veze, pojavljuje se i treća - kovalentna veza donor-akceptor.

Postoji razne načine prijem CO. Jedan od najjednostavnijih je propuštanje ugljičnog dioksida preko vrućeg uglja. U laboratorijskim uslovima ugljični monoksid nastaje sljedećom reakcijom: mravlja kiselina se zagrijava sa sumpornom kiselinom, čime se mravlja kiselina razdvaja na vodu i ugljični monoksid.

CO se također oslobađa kada se zagriju oksalna i sumporna kiselina.

Fizička svojstva CO

Ugljen monoksid (2) ima sljedeće fizička svojstva To je bezbojni plin bez izrazitog mirisa. Svi mirisi koji se pojavljuju prilikom curenja ugljičnog monoksida su produkti raspadanja organskih nečistoća. Mnogo je lakši od vazduha, izuzetno toksičan, veoma slabo rastvorljiv u vodi i veoma zapaljiv.

Najvažnije svojstvo CO je njegov negativan učinak na ljudski organizam. Trovanje ugljen-monoksidom može biti fatalno. Više detalja o efektima ugljičnog monoksida na ljudsko tijelo bit će razmotreno u nastavku.

Hemijska svojstva CO

Main hemijske reakcije, u kojem se mogu koristiti ugljični oksidi (2) je redoks reakcija, kao i reakcija adicije. Redoks reakcija se izražava u sposobnosti CO da obnovi metal iz oksida miješajući ih uz daljnje zagrijavanje.

U interakciji s kisikom nastaje ugljični dioksid uz oslobađanje značajne količine topline. Ugljen monoksid gori plavičastim plamenom. Vrlo važna funkcija ugljičnog monoksida je njegova interakcija s metalima. Kao rezultat takvih reakcija nastaju metalni karbonili, od kojih je velika većina kristalnih tvari. Koriste se za proizvodnju ultra čistih metala, kao i za nanošenje metalnih premaza. Inače, karbonili su se dobro pokazali kao katalizatori hemijskih reakcija.

Hemijska formula i metoda za proizvodnju ugljičnog dioksida

Ugljični dioksid, ili ugljični dioksid, ima hemijska formula CO2. Struktura molekula je nešto drugačija od strukture CO. U ovoj formaciji, ugljenik ima oksidaciono stanje od +4. Struktura molekula je linearna, a samim tim i nepolarna. Molekul CO 2 nema istu jaku snagu kao CO. Zemljina atmosfera sadrži oko 0,03% ugljičnog dioksida ukupne zapremine. Povećanje ove vrijednosti uništava ozonski sloj Zemlja. U nauci se ovaj fenomen naziva efekat staklene bašte.

Ugljični dioksid se može dobiti na različite načine. U industriji nastaje kao rezultat sagorijevanja dimnih plinova. Može biti nusproizvod procesa proizvodnje alkohola. Može se dobiti u procesu razgradnje vazduha na osnovne komponente, kao što su azot, kiseonik, argon i dr. U laboratorijskim uslovima, ugljični monoksid (4) se može dobiti u procesu sagorijevanja krečnjaka, a kod kuće se može dobiti ugljični dioksid reakcijom limunske kiseline i soda bikarbona. Inače, tako su se proizvodila gazirana pića na samom početku proizvodnje.

Fizička svojstva CO 2

Ugljični dioksid je bezbojna plinovita tvar bez karakterističnog oštrog mirisa. Zbog visokog oksidacionog broja ovaj plin ima blago kiselkast okus. Ovaj proizvod ne podržava proces sagorevanja, jer je i sam rezultat sagorevanja. Sa povećanom koncentracijom ugljičnog dioksida, osoba gubi sposobnost disanja, što dovodi do smrti. Više detalja o efektima ugljičnog dioksida na ljudsko tijelo bit će razmotreno u nastavku. CO 2 je mnogo teži od zraka i vrlo je rastvorljiv u vodi čak i na sobnoj temperaturi.

Jedno od najzanimljivijih svojstava ugljičnog dioksida je da nema tekućine stanje agregacije pri normalnom atmosferskom pritisku. Međutim, ako na strukturu ugljičnog dioksida utječu temperatura od -56,6 °C i tlak od oko 519 kPa, tada se pretvara u bezbojnu tekućinu.

Uz značajno smanjenje temperature, plin je u stanju takozvanog "suvog leda" i isparava na temperaturi višoj od -78 °C.

Hemijska svojstva CO 2

Sami hemijska svojstva ugljen monoksid (4), čija je formula CO 2 , tipičan je kiseli oksid i ima sva svoja svojstva.

1. Prilikom interakcije s vodom nastaje ugljična kiselina koja ima slabu kiselost i nisku stabilnost u otopinama.

2. Kada je u interakciji sa alkalijama, ugljen dioksid stvara odgovarajuću so i vodu.

3. Tokom interakcije sa aktivnim metalnim oksidima, podstiče stvaranje soli.

4. Ne podržava proces sagorevanja. Aktiviraj ovaj proces samo neki mogu aktivni metali kao što su litijum, kalijum, natrijum.

Utjecaj ugljičnog monoksida na ljudski organizam

Vratimo se glavnom problemu svih gasova - uticaju na ljudski organizam. Ugljenmonoksid spada u grupu gasova koji su izuzetno opasni po život. Za ljude i životinje izuzetno je jaka toksična supstanca, koja kada se proguta ozbiljno utiče na krv, nervni sistem tijelo i mišiće (uključujući srce).

Ugljen monoksid u vazduhu je nemoguće prepoznati, jer ovaj gas nema izražen miris. To je ono što ga čini opasnim. Dolazeći kroz pluća u ljudsko tijelo, ugljični monoksid aktivira svoju destruktivnu aktivnost u krvi i stotine puta brže od kisika počinje stupati u interakciju s hemoglobinom. Rezultat je vrlo stabilno jedinjenje koje se zove karboksihemoglobin. Ometa isporuku kiseonika iz pluća u mišiće, što dovodi do mišićnog gladovanja tkiva. Mozak je posebno pogođen time.

Zbog nemogućnosti prepoznavanja trovanja ugljičnim monoksidom putem čula mirisa, trebali biste biti svjesni nekih od glavnih znakova koji se pojavljuju u ranim fazama:

vrtoglavica praćena glavoboljom;
tinitus i treperenje pred očima;
jaki otkucaji srca i kratak dah;
crvenilo lica.

U budućnosti, žrtva trovanja razvija tešku slabost, ponekad povraća. U teškim slučajevima trovanja mogući su nevoljni konvulzije, praćeni daljnjim gubitkom svijesti i komom. Ako pacijentu nije pružena odgovarajuća zdravstvenu zaštitu, tada je moguća smrt.

Utjecaj ugljičnog dioksida na ljudski organizam

Oksidi ugljenika sa kiselošću od +4 spadaju u kategoriju gasova koji guše. Drugim riječima, ugljični dioksid nije toksična tvar, ali može značajno utjecati na protok kisika u tijelu. Kada se nivo ugljičnog dioksida podigne na 3-4%, osoba ima ozbiljnu slabost, počinje spavati. Kada se nivo podigne na 10%, počinju se razvijati jake glavobolje, vrtoglavica, gubitak sluha, ponekad se opaža gubitak svijesti. Ako koncentracija ugljičnog dioksida poraste na razinu od 20%, tada dolazi do smrti od gladovanja kisikom.

Liječenje trovanja ugljičnim dioksidom je vrlo jednostavno - žrtvi dajte pristup čistom zraku, ako je potrebno, napravite vještačko disanje. U ekstremnim slučajevima, morate povezati žrtvu na uređaj umjetna ventilacija pluća.

Iz opisa djelovanja ova dva ugljična oksida na organizam možemo zaključiti da ugljični monoksid i dalje predstavlja veliku opasnost za čovjeka, svojom visokom toksičnošću i usmjerenim djelovanjem na organizam iznutra.

Ugljični dioksid se ne razlikuje po takvoj podmukosti i manje je štetan za ljude, stoga je tu tvar koju ljudi aktivno koriste čak iu prehrambenoj industriji.

Upotreba ugljičnih oksida u industriji i njihov utjecaj na različite aspekte života

Ugljični oksidi se široko koriste u različitim oblastima ljudske aktivnosti, a njihov spektar je izuzetno bogat. Dakle, ugljični monoksid se uvelike koristi u metalurgiji u procesu topljenja željeza. CO je stekao široku popularnost kao materijal za čuvanje hrane u frižideru. Ovaj oksid se koristi za tretiranje mesa i ribe kako bi im dao svjež izgled, a ne promijenio okus. Važno je ne zaboraviti na toksičnost ovog plina i zapamtiti da dopuštena doza ne smije prelaziti 200 mg po 1 kg proizvoda. CO se u posljednje vrijeme sve više koristi u automobilskoj industriji kao gorivo za vozila na plin.

Ugljični dioksid nije toksičan, tako da je njegov opseg široko uveden prehrambena industrija gdje se koristi kao konzervans ili prašak za pecivo. CO 2 se također koristi u proizvodnji mineralnih i gaziranih voda. U čvrstom stanju („suhi led“), često se koristi u zamrzivačima kako bi se prostorija ili uređaj održavao na konstantno niskoj temperaturi.

Veliku popularnost stekli su aparati za gašenje požara ugljičnim dioksidom, čija pjena u potpunosti izolira vatru od kisika i sprječava razbuktavanje požara. Shodno tome, još jedno područje primjene je sigurnost od požara. Cilindri u zračnim pištoljima također su napunjeni ugljičnim dioksidom. I naravno, skoro svako od nas je pročitao od čega se sastoji osvježivač zraka za sobe. Da, jedan od sastojaka je ugljični dioksid.

Kao što vidite, zbog svoje minimalne toksičnosti, ugljični dioksid je sve češći Svakodnevni životčovjeka, dok je ugljični monoksid našao primjenu u teškoj industriji.

Postoje i drugi spojevi ugljika s kisikom, budući da formula ugljika i kisika omogućava korištenje različitih opcija za spojeve s različit iznos atoma ugljika i kisika. Brojni oksidi mogu varirati od C 2 O 2 do C 32 O 8 . A da bismo opisali svaku od njih, trebat će više od jedne stranice.

Ugljični oksidi u prirodi

Obje vrste ugljičnih oksida koje se ovdje razmatraju prisutne su na ovaj ili onaj način u prirodnom svijetu. Dakle, ugljični monoksid može biti produkt sagorijevanja šuma ili rezultat ljudske aktivnosti (izduvni plinovi i opasni otpad industrijska preduzeća).

Ugljični dioksid koji nam je već poznat je također dio složena kompozicija zrak. Njegov sadržaj u njemu je oko 0,03% ukupne zapremine. Sa povećanjem ovog pokazatelja, tzv. efekat staklene bašte“, kojih se savremeni naučnici toliko plaše.

Ugljični dioksid emituju životinje i ljudi kroz izdisaj. To je glavni izvor takvog elementa korisnog za biljke kao što je ugljik, zbog čega mnogi naučnici udaraju na bljeskove, ukazujući na neprihvatljivost krčenja šuma velikih razmjera. Ako biljke prestanu apsorbirati ugljični dioksid, tada postotak njegovog sadržaja u zraku može porasti do kritičnih pokazatelja za ljudski život.

Očigledno su mnogi ljudi na vlasti zaboravili udžbenički materijal koji su učili u djetinjstvu. opšta hemija. Razred 8”, inače bi se problemu krčenja šuma u mnogim dijelovima svijeta posvetila ozbiljnija pažnja. Inače, to se odnosi i na problem prisustva ugljen monoksida u životnoj sredini. Količina ljudskog otpada i postotak emisije ovog izuzetno toksičnog materijala u okruženje raste iz dana u dan. I nije činjenica da se sudbina svijeta, opisana u divnom crtiću „Wolly“, neće ponoviti, kada je čovječanstvo moralo napustiti zemlju koja je bila zagađena do temelja i otići u druge svjetove u potrazi za boljim životom. .

fizička svojstva.

Ugljenmonoksid je gas bez boje i mirisa, slabo rastvorljiv u vodi.

t sq. 205 °S,
t b.p. 191 °S
kritična temperatura =140°S
kritični pritisak = 35 atm.
Rastvorljivost CO u vodi je oko 1:40 po zapremini.

Hemijska svojstva.

At normalnim uslovima CO je inertan; kada se zagreje - redukciono sredstvo; oksid koji ne stvara soli.

1) sa kiseonikom

2C +2 O + O 2 \u003d 2C +4 O 2

2) sa metalnim oksidima

C +2 O + CuO \u003d Cu + C +4 O 2

3) sa hlorom (na svjetlu)

CO + Cl 2 --hn-> COCl 2 (fozgen)

4) reaguje sa alkalnim topljenjem (pod pritiskom)

CO + NaOH = HCOONa (natrijum format (natrijum format)

5) formira karbonile sa prelaznim metalima

Ni + 4CO \u003d t ° \u003d Ni (CO) 4

Fe + 5CO \u003d t ° \u003d Fe (CO) 5

Ugljen monoksid nema hemijsku interakciju sa vodom. CO takođe ne reaguje sa alkalijama i kiselinama. Izuzetno je otrovan.

Sa hemijske strane, ugljen monoksid karakteriše uglavnom njegova sklonost reakcijama adicije i redukciona svojstva. Obe ove tendencije se, međutim, obično javljaju samo na povišenim temperaturama. U ovim uslovima CO se kombinuje sa kiseonikom, hlorom, sumporom, nekim metalima itd. Istovremeno, ugljen monoksid, kada se zagreva, redukuje mnoge okside u metale, što je veoma važno za metalurgiju.

Uz zagrijavanje, povećanje kemijske aktivnosti CO često je uzrokovano njegovim otapanjem. Dakle, u otopini je u stanju reducirati soli Au, Pt i nekih drugih elemenata u slobodne metale već na uobičajenim temperaturama.

At povišene temperature i visokim pritiscima, CO stupa u interakciju sa vodom i kaustičnim alkalijama: u prvom slučaju nastaje HCOOH, au drugom natrijum mravlja kiselina. Posljednja reakcija se odvija na 120 °C, tlaku od 5 atm i nalazi tehničku primjenu.

Laka redukcija paladijum hlorida u rastvoru prema šemi sažetka:

PdCl 2 + H 2 O + CO \u003d CO 2 + 2 HCl + Pd

služi kao najčešće korištena reakcija za otkrivanje ugljičnog monoksida u mješavini plinova. Već vrlo male količine CO se lako detektuju blagim obojenjem rastvora usled oslobađanja fino zdrobljenog metala paladijuma. kvantitacija CO se zasniva na reakciji:

5 CO + I 2 O 5 \u003d 5 CO 2 + I 2.

Oksidacija CO u rastvoru često se odvija značajnom brzinom samo u prisustvu katalizatora. Prilikom odabira potonjeg, priroda oksidacijskog sredstva igra glavnu ulogu. Dakle, KMnO 4 najbrže oksidira CO u prisustvu fino usitnjenog srebra, K 2 Cr 2 O 7 - u prisustvu živinih soli, KClO 3 - u prisustvu OsO 4. Općenito, po svojim redukcijskim svojstvima, CO je sličan molekularnom vodoniku, a njegova aktivnost u normalnim uvjetima je veća od aktivnosti ovog drugog. Zanimljivo je da postoje bakterije sposobne da dobiju energiju koja im je potrebna za život zahvaljujući oksidaciji CO.

Komparativna aktivnost CO i H 2 kao redukcionih agenasa može se procijeniti proučavanjem reverzibilne reakcije:

ravnotežno stanje koje se na visokim temperaturama uspostavlja prilično brzo (naročito u prisustvu Fe 2 O 3). Na 830°C, ravnotežna smjesa sadrži jednake količine CO i H2, odnosno afinitet oba plina prema kisiku je isti. Ispod 830 °C, CO je jači redukcioni agens, a više, H 2 .

Vezivanje jednog od proizvoda gore razmatrane reakcije, u skladu sa zakonom djelovanja mase, pomjera njegovu ravnotežu. Stoga, propuštanjem mješavine ugljičnog monoksida i vodene pare preko kalcijum oksida, vodik se može dobiti prema šemi:

H 2 O + CO + CaO \u003d CaCO 3 + H 2 + 217 kJ.

Ova reakcija se odvija već na 500 °C.

U zraku, CO se zapali na oko 700 °C i sagorijeva plavim plamenom do CO 2:

2 CO + O 2 \u003d 2 CO 2 + 564 kJ.

Značajno oslobađanje topline koje prati ovu reakciju čini ugljični monoksid vrijednim plinovitim gorivom. Ipak, najširu primjenu nalazi kao polazni proizvod za sintezu različitih organskih tvari.

Sagorevanje debelih slojeva uglja u pećima odvija se u tri faze:

1) C + O 2 \u003d CO 2;

2) CO 2 + C \u003d 2 CO;

3) 2 CO + O 2 \u003d 2 CO 2.

Ako se cijev prerano zatvori, stvara se nedostatak kisika u peći, što može uzrokovati širenje CO po grijanoj prostoriji i dovesti do trovanja (sagorijevanja). Treba napomenuti da miris "ugljičnog monoksida" ne uzrokuje CO, već nečistoće nekih organskih tvari.

Plamen CO može imati temperaturu do 2100°C. Reakcija sagorijevanja CO zanimljiva je po tome što se zagrije na 700-1000 °C, odvija se primjetnom brzinom samo u prisustvu tragova vodene pare ili drugih plinova koji sadrže vodonik (NH 3 , H 2 S, itd.). To je zbog lančane prirode reakcije koja se razmatra, a koja se odvija kroz međuformiranje OH radikala prema shemama:

H + O 2 \u003d HO + O, zatim O + CO \u003d CO 2, HO + CO = CO 2 + H, itd.

U vrlo visoke temperature reakcija sagorevanja CO postaje primetno reverzibilna. Sadržaj CO 2 u ravnotežnoj smjesi (pri pritisku od 1 atm) iznad 4000 °C može biti zanemarljiv. Sam molekul CO je toliko termički stabilan da se ne raspada čak ni na 6000 °C. Molekuli CO su pronađeni u međuzvjezdanom mediju.

Pod dejstvom CO na metalni K na 80°C nastaje bezbojno kristalno, veoma eksplozivno jedinjenje sastava K 6 C 6 O 6. Eliminacijom kalijuma ova supstanca lako prelazi u ugljen monoksid C 6 O 6 („trihinon“), koji se može smatrati proizvodom polimerizacije CO. Njegova struktura odgovara formiranom šestočlanom ciklusu atoma ugljika, od kojih je svaki dvostruko vezan za atome kisika.

Interakcija CO sa sumporom prema reakciji:

CO + S = COS + 29 kJ

brzo ide samo na visokim temperaturama.

Dobijeni ugljen-tioksid (O=S=S) je gas bez boje i mirisa (t.t. -139, bp -50 °S).

Ugljen monoksid (II) je u stanju da se direktno kombinuje sa nekim metalima. Kao rezultat, nastaju karbonili metala, koje treba smatrati složenim spojevima.

Ugljenmonoksid(II) takođe formira kompleksna jedinjenja sa nekim solima. Neki od njih (OsCl 2 ·3CO, PtCl 2 ·CO, itd.) su stabilni samo u rastvoru. Formiranje potonje supstance je povezano sa apsorpcijom ugljen monoksida (II) rastvorom CuCl u jakoj HCl. Slična jedinjenja se očigledno takođe formiraju u rastvoru amonijaka CuCl, koji se često koristi za apsorpciju CO u analizi gasova.

Potvrda.

Ugljični monoksid nastaje kada se ugljik sagorijeva u nedostatku kisika. Najčešće se dobiva kao rezultat interakcije ugljičnog dioksida s vrućim ugljem:

CO 2 + C + 171 kJ = 2 CO.

Ova reakcija je reverzibilna i njena ravnoteža ispod 400 °C je skoro potpuno pomerena ulevo, a iznad 1000 °C - udesno (slika 7). Međutim, uspostavlja se primjetnom brzinom samo na visokim temperaturama. Stoga je u normalnim uslovima CO prilično stabilan.

Rice. 7. Ravnoteža CO 2 + C \u003d 2 CO.

Formiranje CO iz elemenata odvija se prema jednadžbi:

2 C + O 2 \u003d 2 CO + 222 kJ.

Male količine CO se povoljno dobijaju razgradnjom mravlje kiseline:

HCOOH \u003d H 2 O + CO

Ova reakcija se lako odvija kada HCOOH reaguje sa vrućom, jakom sumpornom kiselinom. U praksi se ova priprema vrši ili djelovanjem konc. sumporne kiseline u tečni HCOOH (kada se zagrije) ili propuštanjem pare potonjeg preko fosfornog hemipentoksida. Interakcija HCOOH s klorosulfonskom kiselinom prema shemi:

HCOOH + CISO 3 H \u003d H 2 SO 4 + HCI + CO

ide na normalnim temperaturama.

Pogodna metoda za laboratorijsku proizvodnju CO može biti zagrijavanje konc. sumporna kiselina, oksalna kiselina ili kalijum željezo cijanid. U prvom slučaju, reakcija se odvija prema shemi:

H 2 C 2 O 4 \u003d CO + CO 2 + H 2 O.

Zajedno sa CO, oslobađa se i ugljični dioksid koji se može zadržati propuštanjem mješavine plina kroz otopinu barij hidroksida. U drugom slučaju, jedini plinoviti proizvod je ugljični monoksid:

K 4 + 6 H 2 SO 4 + 6 H 2 O \u003d 2 K 2 SO 4 + FeSO 4 + 3 (NH 4) 2 SO 4 + 6 CO.

Velike količine CO se može dobiti nepotpunim sagorevanjem uglja u specijalnim pećima – gasnim generatorima. Obični ("vazdušni") generatorski gas sadrži u proseku (vol.%): CO-25, N2-70, CO 2 -4 i male nečistoće drugih gasova. Kada sagorijeva, daje 3300-4200 kJ po m 3. Zamjena običnog zraka kisikom dovodi do značajnog povećanja sadržaja CO (i povećanja kalorijske vrijednosti plina).

Još više CO sadrži vodeni gas, koji se sastoji (u idealnom slučaju) od mešavine jednakih zapremina CO i H 2 i daje 11700 kJ/m 3 tokom sagorevanja. Ovaj gas se dobija uduvavanjem vodene pare kroz sloj vrućeg uglja, a na oko 1000°C interakcija se odvija prema jednačini:

H 2 O + C + 130 kJ \u003d CO + H 2.

Reakcija stvaranja vodenog plina teče apsorpcijom topline, ugalj se postupno hladi, a da bi se održao u vrućem stanju, potrebno je naizmjenično prolazak vodene pare s prolaskom zraka (ili kisika) u generator gasa. S tim u vezi, vodeni gas sadrži približno CO-44, H 2 -45, CO 2 -5 i N 2 -6%. Široko se koristi za sintezu raznih organskih spojeva.

Često se dobija mešani gas. Proces njegovog dobijanja svodi se na istovremeno duvanje vazduha i vodene pare kroz sloj vrelog uglja, tj. kombinujući obje gore opisane metode.Stoga, sastav miješanog plina je srednji između generatora i vode. U prosjeku sadrži: CO-30, H 2 -15, CO 2 -5 i N 2 -50%. Njegov kubni metar daje oko 5400 kJ kada se sagori.

Aplikacija.

Voda i miješani plinovi (koji sadrže CO) koriste se kao goriva i sirovine u hemijskoj industriji. Važni su, na primjer, kao jedan od izvora za dobivanje mješavine dušika i vodika za sintezu amonijaka. Kada se zajedno s vodenom parom prođu preko katalizatora zagrijanog na 500 °C (uglavnom Fe 2 O 3), dolazi do interakcije prema reverzibilnoj reakciji:

H 2 O + CO \u003d CO 2 + H 2 + 42 kJ,

čija je ravnoteža snažno pomerena udesno.

Nastali ugljični dioksid se zatim uklanja ispiranjem vodom (pod pritiskom), a ostatak CO se uklanja otopinom amonijačne soli bakra. Rezultat je gotovo čisti dušik i vodonik. Shodno tome, podešavanjem relativnih količina generatorskih i vodenih gasova moguće je dobiti N 2 i H 2 u potrebnom volumnom odnosu. Pre nego što se unese u kolonu za sintezu, mešavina gasa se podvrgava sušenju i prečišćavanju od nečistoća koje truju katalizator.

CO 2 molekula

Molekul CO karakterizira d(CO) = 113 pm, njegova energija disocijacije je 1070 kJ/mol, što je veće od ostalih dvoatomskih molekula. Razmotrimo elektronsku strukturu CO, gdje su atomi povezani dvostrukom kovalentnom vezom i jednom vezom donor-akceptor, pri čemu je kisik donor, a ugljik akceptor.

Uticaj na organizam.

Ugljen monoksid je veoma toksičan. Prvi znaci akutno trovanje COs jesu glavobolja i vrtoglavica, praćena gubitkom svesti. Maksimalno dozvoljena koncentracija CO u vazduhu industrijskih preduzeća smatra se 0,02 mg/l. Glavni protuotrov za trovanje CO je Svježi zrak. Kratkotrajno udisanje para amonijaka je također korisno.

Ekstremna toksičnost CO, nedostatak boje i mirisa, kao i vrlo slaba apsorpcija aktivnog ugljena u konvencionalnoj gas maski, čine ovaj plin posebno opasnim. Pitanje zaštite od njega riješeno je izradom posebnih gas maski, čija je kutija bila napunjena mješavinom različitih oksida (uglavnom MnO 2 i CuO). Učinak ove mješavine ("hopkalita") svodi se na katalitičko ubrzanje oksidacije CO u CO 2 kisikom iz zraka. U praksi, hopkalite gas maske su vrlo neugodne, jer vas tjeraju da udišete zagrijani (kao rezultat reakcije oksidacije) zrak.

Pronalaženje u prirodi.

Ugljen monoksid je deo atmosfere (10-5 vol.%). U proseku, 0,5% CO sadrži duvanski dim i 3% - izduvne gasove iz motora sa unutrašnjim sagorevanjem.

bezbojni gas Termička svojstva Temperatura topljenja -205°C Temperatura ključanja -191,5°C Entalpija (st. arb.) −110,52 kJ/mol Hemijska svojstva Rastvorljivost u vodi 0,0026 g/100 ml Klasifikacija CAS broj

Klasa opasnosti UN 2.3
Sekundarna opasnost UN 2.1

Struktura molekula

Molekul CO, kao i izoelektronski molekul dušika, ima trostruku vezu. Budući da su ove molekule slične strukture, slična su i njihova svojstva - vrlo niske točke topljenja i ključanja, bliske vrijednosti standardnih entropija itd.

U okviru metode valentnih veza, struktura molekule CO može se opisati formulom: C≡O:, a treća veza nastaje po mehanizmu donor-akceptor, pri čemu je ugljenik akceptor elektronskog para, a kiseonik je donor.

Zbog prisustva trostruke veze, molekula CO je vrlo jaka (energija disocijacije je 1069 kJ/mol, ili 256 kcal/mol, što je više od bilo koje druge dvoatomske molekule) i ima malu međunuklearnu udaljenost (d C≡O = 0,1128 nm ili 1,13Å).

Molekul je slabo polarizovan, električni moment njegovog dipola μ = 0,04·10 -29 C·m (smer dipolnog momenta O - →C +). Potencijal jonizacije 14,0 V, konstanta sprege sile k = 18,6.

Istorija otkrića

Ugljični monoksid je prvi proizveo francuski hemičar Jacques de Lasson kada je cink oksid zagrijan s ugljem, ali je u početku zamijenjen sa vodonikom jer je gorio plavim plamenom. Činjenicu da ovaj plin sadrži ugljik i kisik otkrio je engleski hemičar William Cruikshank. Ugljenmonoksid izvan Zemljine atmosfere prvi je otkrio belgijski naučnik M. Mižot (M. Migeotte) 1949. godine prisustvom glavnog vibraciono-rotacionog pojasa u IR spektru Sunca.

Ugljen monoksid u Zemljinoj atmosferi

Postoje prirodni i antropogeni izvori ulaska u Zemljinu atmosferu. U prirodnim uslovima, na površini Zemlje, CO nastaje nepotpunom anaerobnom razgradnjom organska jedinjenja i tokom sagorevanja biomase, uglavnom tokom šumskih i stepskih požara. Ugljični monoksid se stvara u tlu i biološki (izlučuju ga živi organizmi) i nebiološki. Eksperimentalno je dokazano oslobađanje ugljičnog monoksida zbog fenolnih spojeva uobičajenih u tlima koja sadrže OCH 3 ili OH grupe u orto- ili para-položajima u odnosu na prvu hidroksilnu grupu.

Ukupna ravnoteža proizvodnje nebiološkog CO i njegove oksidacije mikroorganizmima zavisi od specifičnih uslova sredine, prvenstveno od vlažnosti i vrednosti . Na primjer, iz sušnih tla ugljični monoksid se oslobađa direktno u atmosferu, stvarajući tako lokalne maksimume koncentracije ovog plina.

U atmosferi, CO je proizvod lančanih reakcija koje uključuju metan i druge ugljovodonike (prvenstveno izopren).

Glavni antropogeni izvor CO trenutno su izduvni gasovi motora sa unutrašnjim sagorevanjem. Ugljenmonoksid nastaje kada se ugljovodonična goriva sagorevaju u motorima sa unutrašnjim sagorevanjem na nedovoljnim temperaturama ili loše podešenom sistemu za dovod vazduha (nema dovoljno kiseonika za oksidaciju CO u CO 2 ). U prošlosti je značajan udio antropogenih emisija CO u atmosferu dolazio od rasvjetnog plina koji se koristio za unutarnju rasvjetu u 19. stoljeću. Po sastavu je približno odgovarao vodenom plinu, odnosno sadržavao je do 45% ugljičnog monoksida. Trenutno je ovaj plin zamijenjen mnogo manje toksičnim plinom u komunalnom sektoru. prirodni gas(niži predstavnici homolognog niza alkana - propan itd.)

Unos CO iz prirodnih i antropogenih izvora je približno isti.

Ugljični monoksid u atmosferi je u brzom ciklusu: prosječno vrijeme zadržavanja je oko 0,1 godinu, oksidira se hidroksilom u ugljični dioksid.

Potvrda

industrijskim putem

2C + O 2 → 2CO (termički efekat ove reakcije je 22 kJ),

2. ili kod redukcije ugljičnog dioksida vrućim ugljem:

CO 2 + C ↔ 2CO (ΔH=172 kJ, ΔS=176 J/K).

Ova reakcija se često javlja u ložištu kada se klapna peći zatvori prerano (sve dok ugalj potpuno ne izgori). Nastali ugljični monoksid, zbog svoje toksičnosti, uzrokuje fiziološke poremećaje (“burnout”) pa čak i smrt (vidi dolje), otuda i jedno od trivijalnih naziva – “ugljični monoksid”. Slika reakcija koje se odvijaju u peći prikazana je na dijagramu.

Reakcija redukcije ugljičnog dioksida je reverzibilna, a utjecaj temperature na ravnotežno stanje ove reakcije prikazan je na grafikonu. Tok reakcije udesno daje faktor entropije, a lijevo - faktor entalpije. Na temperaturama ispod 400°C, ravnoteža se skoro potpuno pomera ulevo, a na temperaturama iznad 1000°C udesno (u pravcu stvaranja CO). At niske temperature brzina ove reakcije je vrlo niska, pa je ugljični monoksid na normalnim uslovima prilično stabilan. Ova ravnoteža ima poseban naziv boudoir balance.

3. Smjese ugljičnog monoksida sa drugim supstancama se dobijaju propuštanjem zraka, vodene pare, itd. kroz sloj vrućeg koksa, kamenog ili mrkog uglja, itd. (vidi proizvodni plin, vodeni plin, miješani plin, sintetski plin).

laboratorijska metoda

TLV (maksimalna granična koncentracija, SAD): 25 MPC r.z. prema Higijenskim standardima GN 2.2.5.1313-03 je 20 mg/m³

Zaštita od ugljičnog monoksida

Zbog tako dobre kalorijske vrijednosti, CO je komponenta raznih tehničkih plinskih mješavina (vidi, na primjer, generatorski plin) koji se, između ostalog, koriste za grijanje.

halogeni. Greatest praktična upotreba dobio reakciju sa hlorom:

CO + Cl 2 → COCl 2

Reakcija je egzotermna, njen termički efekat je 113 kJ, u prisustvu katalizatora (aktivnog ugljena) teče već na sobnoj temperaturi. Kao rezultat reakcije nastaje fozgen - supstanca koja je postala rasprostranjena u raznim granama hemije (a takođe i kao hemijsko ratno sredstvo). Analognim reakcijama mogu se dobiti COF 2 (karbonil fluorid) i COBr 2 (karbonil bromid). Karbonil jodid nije primljen. Egzotermnost reakcija brzo opada od F do I (za reakcije sa F 2 termički efekat je 481 kJ, sa Br 2 - 4 kJ). Takođe je moguće dobiti mešovite derivate, kao što je COFCl (za detalje pogledajte halogene derivate ugljene kiseline).

Reakcijom CO sa F 2, pored karbonil fluorida, može se dobiti i peroksidno jedinjenje (FCO) 2 O 2. Njegove karakteristike: tačka topljenja -42°C, tačka ključanja +16°C, ima karakterističan miris (slično mirisu ozona), raspada se eksplozijom kada se zagreje iznad 200°C (produkti reakcije CO 2 , O 2 i COF 2), u kiseloj sredini reaguje sa kalijum jodidom prema jednačini:

(FCO) 2 O 2 + 2KI → 2KF + I 2 + 2CO 2

Ugljen monoksid reaguje sa halkogenima. Sa sumporom stvara ugljični sulfid COS, reakcija teče kada se zagrije, prema jednačini:

CO + S → COS ΔG° 298 = −229 kJ, ΔS° 298 = −134 J/K

Takođe su dobijeni slični selenoksid Cose i teluroksid COTe.

Vraća SO 2:

SO 2 + 2CO → 2CO 2 + S

Sa prelaznim metalima stvara vrlo isparljiva, zapaljiva i toksična jedinjenja - karbonile, kao što su Cr (CO) 6, Ni (CO) 4, Mn 2 CO 10, Co 2 (CO) 9 itd.

Kao što je gore navedeno, ugljen monoksid je slabo rastvorljiv u vodi, ali ne reaguje sa njim. Takođe, ne reaguje sa rastvorima alkalija i kiselina. Međutim, on reaguje sa topljenjem alkalija:

CO + KOH → HCOOK

Zanimljiva reakcija je reakcija ugljičnog monoksida s metalnim kalijem u otopini amonijaka. U tom slučaju nastaje eksplozivno jedinjenje kalij-dioksodikarbonat:

2K + 2CO → K + O - -C 2 -O - K +

Reakcijom sa amonijakom na visokim temperaturama može se dobiti važno industrijsko jedinjenje, HCN. Reakcija se odvija u prisustvu katalizatora (oksida

Jedinjenja ugljika. Ugljen monoksid (II)- ugljen monoksid je jedinjenje bez mirisa i boje koje gori plavkastim plamenom, lakši je od vazduha i slabo rastvorljiv u vodi.

SO- oksid koji ne stvara so, ali kada se alkalija pređe u talog na visokog pritiska stvara sol mravlje kiseline:

CO+KOH = hcook,

Zbog toga SOčesto se smatra mravljim anhidridom:

HCOOH = CO + H 2 O

Reakcija se odvija pod dejstvom koncentrovane sumporne kiseline.

Struktura ugljen monoksida (II).

+2 oksidaciono stanje. Veza izgleda ovako:

Strelica pokazuje dodatnu vezu, koju formira mehanizam donor-akceptor zbog usamljenog para elektrona atoma kiseonika. Zbog toga je veza u oksidu vrlo jaka, pa oksid može ući u oksidaciono-redukcione reakcije samo na visokim temperaturama.