Jednačina ugljičnog monoksida. Ugljični monoksid: formula i svojstva

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 i u zemljinoj kori i u atmosferi je oksid. Oksid je spoj bilo kojeg kemijskog elementa s atomom kisika. 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 elektronskog para. 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 sledeća fizička svojstva - bezbojan je gas koji nema izražen miris. 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

Glavne kemijske reakcije u kojima se mogu koristiti ugljični oksidi (2) su 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 plavkastim 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 hemijsku formulu CO 2 . 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

Prema svojim hemijskim svojstvima, 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. Samo neki ljudi mogu aktivirati ovaj proces. 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 se pacijentu na vrijeme ne pruži odgovarajuća medicinska njega, moguć je smrtni ishod.

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 svijetu prirode. Dakle, ugljen monoksid može biti proizvod sagorevanja šuma ili rezultat ljudske aktivnosti (izduvni gasovi i opasni otpad iz industrijskih 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 ispuštanja ovog izuzetno toksičnog materijala u okoliš se povećava 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. Međutim, obje ove tendencije se obično javljaju samo kada povišene temperature. 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.

Na povišenim temperaturama i visokim pritiscima, CO stupa u interakciju s vodom i kaustičnim alkalijama: u prvom slučaju nastaje HCOOH, a u 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:

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

čije je stanje ravnoteže na visoke temperature se uspostavlja prilično brzo (posebno 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.

Na vrlo visokim temperaturama, reakcija sagorijevanja CO postaje izrazito 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 šestočlanom ciklusu formiranom od atoma ugljika, od kojih je svaki povezan dvostrukom vezom s atomima 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 prikladno dobivaju razgradnjom mravlje kiseline: HCOOH = 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 mogu se 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.

−110,52 kJ/mol Pritisak pare 35 ± 1 atm Hemijska svojstva Rastvorljivost u vodi 0,0026 g/100 ml Klasifikacija Reg. CAS broj 630-08-0 PubChem Reg. EINECS broj 211-128-3 SMILES InChI Reg. EC broj 006-001-00-2 RTECS FG3500000 CHEBI UN broj 1016 ChemSpider Sigurnost Toksičnost NFPA 704 Podaci se zasnivaju na standardnim uslovima (25 °C, 100 kPa) osim ako nije drugačije naznačeno.

Ugljen monoksid (ugljen monoksid, ugljen monoksid, ugljen(II) oksid) je bezbojan, izuzetno toksičan gas, bez ukusa i mirisa, lakši od vazduha (at normalnim uslovima). Hemijska formula- CO.

Struktura molekula

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 1,13 Å).

Molekul je slabo polarizovan, njegov električni dipolni moment μ = 0,04⋅10 −29 C m . Brojne studije su pokazale da je negativni naboj u molekuli CO koncentrisan na atomu ugljika C − ←O + (smjer dipolnog momenta u molekulu je suprotan od prethodno pretpostavljenog). Energija jonizacije 14,0 eV, konstanta sprege sile k = 18,6 .

Svojstva

Ugljenmonoksid(II) je gas bez boje, mirisa i ukusa. zapaljiv Takozvani "miris ugljen monoksida" je zapravo miris organskih nečistoća.

Svojstva ugljen monoksida (II)
Standardna Gibbsova energija formiranja Δ G −137,14 kJ/mol (g) (na 298 K)
Standardna entropija obrazovanja S 197,54 J/mol K (g) (na 298 K)
Standardni molarni toplotni kapacitet Cp 29,11 J/mol K (g) (na 298 K)
Entalpija topljenja Δ H pl 0,838 kJ/mol
Entalpija ključanja Δ H kip 6,04 kJ/mol
Kritična temperatura t Crete -140,23°C
kritičnog pritiska P Crete 3.499 MPa
Kritična gustina ρ krit 0,301 g/cm³

Glavne vrste kemijskih reakcija u koje je uključen ugljični monoksid (II) su reakcije adicije i redoks reakcije, u kojima on pokazuje redukcijska svojstva.

Na sobnoj temperaturi CO je neaktivan, njegova hemijska aktivnost se značajno povećava kada se zagreje iu rastvorima. Dakle, u otopinama obnavlja soli, i druge u metale već na sobnoj temperaturi. Kada se zagrije, smanjuje i druge metale, na primjer CO + CuO → Cu + CO 2. Ovo se široko koristi u pirometalurgiji. Metoda za kvalitativnu detekciju CO zasniva se na reakciji CO u rastvoru sa paladijum hloridom, vidi dole.

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 soli, KClO 3 - u prisustvu OsO 4. Općenito, CO je po svojim redukcijskim svojstvima sličan molekularnom vodiku.

Ispod 830 °C, CO je jači redukcijski agens, a viši vodonik. Dakle, ravnoteža reakcije

H 2 O + C O ⇄ C O 2 + H 2 (\displaystyle (\mathsf (H_(2)O+CO\rightleftarrows CO_(2)+H_(2))))

do 830 °C pomaknut udesno, iznad 830 °C ulijevo.

Zanimljivo je da postoje bakterije sposobne da dobiju energiju koja im je potrebna za život zahvaljujući oksidaciji CO.

Ugljenmonoksid(II) gori plamenom plave boje(temperatura početka reakcije 700 °C) u zraku:

2 C O + O 2 → 2 C O 2 (\displaystyle (\mathsf (2CO+O_(2)\rightarrow 2CO_(2))))G° 298 = −257 kJ, Δ S° 298 = −86 J/K).

Temperatura sagorevanja CO može dostići 2100 °C. Reakcija sagorevanja je lančana, a inicijatori su male količine jedinjenja koja sadrže vodonik (voda, amonijak, sumporovodik itd.)

Zbog tako dobre kalorične vrijednosti, CO je komponenta raznih tehničkih plinskih mješavina (vidi, na primjer, generatorski plin) koji se, između ostalog, koriste za grijanje. Eksplozivno kada se pomiješa sa zrakom; donja i gornja koncentracijska granica širenja plamena: od 12,5 do 74% (volumenski).

halogeni. Greatest praktična upotreba dobio reakciju sa hlorom:

C O + C l 2 → C O C l 2 . (\displaystyle (\mathsf (CO+Cl_(2)\rightarrow COCl_(2))).)

Reakcijom CO sa F 2 , pored COF 2 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), kada se zagreje iznad 200°C, raspada se eksplozijom (produkti reakcije CO 2 , O 2 i COF 2), u kiseloj sredini reaguje sa kalijum jodidom prema jednačini:

(F C O) 2 O 2 + 2 K I → 2 K F + I 2 + 2 CO 2. (\displaystyle (\mathsf ((FCO)_(2)O_(2)+2KI\rightarrow 2KF+I_(2)+2CO_(2).)))

Ugljenmonoksid(II) reaguje sa halkogenima. Sa sumporom stvara ugljični sulfid COS, reakcija teče kada se zagrije, prema jednačini:

C O + S → C O S (\displaystyle (\mathsf (CO+S\rightarrow COS)))G° 298 = −229 kJ, Δ S° 298 = −134 J/K).

Također su dobiveni slični ugljični selenoksid CSe i ugljični teluroksid COTe.

Vraća SO 2:

2 C O + S O 2 → 2 CO 2 + S . (\displaystyle (\mathsf (2CO+SO_(2)\rightarrow 2CO_(2)+S.)))

Sa prelaznim metalima stvara zapaljiva i toksična jedinjenja - karbonile, kao što su,,,, itd. Neki od njih su isparljivi.

n C O + M e → [ M e (C O) n ] (\displaystyle (\mathsf (nCO+Me\rightarrow )))

Ugljenmonoksid(II) je slabo rastvorljiv u vodi, ali ne reaguje sa njim. Takođe, ne reaguje sa rastvorima alkalija i kiselina. Međutim, on reaguje sa alkalijskim topljenjem i formira odgovarajuće formate:

C O + K O H → H C O O K . (\displaystyle (\mathsf (CO+KOH\rightarrow HCOOK.)))

Zanimljiva reakcija je reakcija ugljičnog monoksida (II) s metalnim kalijem u otopini amonijaka. Time nastaje eksplozivno jedinjenje kalij-dioksodikarbonat:

2 K + 2 C O → K 2 C 2 O 2 . (\displaystyle (\mathsf (2K+2CO\rightarrow K_(2)C_(2)O_(2).))) x C O + y H 2 → (\displaystyle (\mathsf (xCO+yH_(2)\rightarrow ))) alkoholi + linearni alkani.

Ovaj proces je izvor proizvodnje tako važnih industrijskih proizvoda kao što su metanol, sintetičko dizel gorivo, polihidričnim alkoholima, ulja i maziva.

Fiziološko djelovanje

Toksičnost

Ugljen monoksid je veoma toksičan.

Toksičan učinak ugljičnog monoksida (II) nastaje zbog stvaranja karboksihemoglobina - mnogo jačeg karbonilnog kompleksa sa hemoglobinom, u poređenju sa kompleksom hemoglobina sa kisikom (oksihemoglobin). Time su blokirani procesi transporta kiseonika i ćelijskog disanja. Koncentracije u zraku veće od 0,1% rezultiraju smrću u roku od jednog sata.

  • Žrtvu treba izvesti na svež vazduh. U slučaju trovanja blagi stepen dovoljna hiperventilacija pluća kiseonikom.
  • Umjetna ventilacija pluća.
  • Lobelin ili kofein ispod kože.
  • Karboksilaza intravenozno.

Svjetska medicina ne poznaje pouzdane antidote za upotrebu u slučaju trovanja ugljičnim monoksidom.

Zaštita od ugljen monoksida(II)

endogeni ugljen monoksid

Endogeni ugljični monoksid normalno proizvode ćelije ljudskog i životinjskog tijela i djeluje kao signalni molekul. On glumi slavnog fiziološku ulogu u tijelu je, posebno, neurotransmiter i uzrokuje vazodilataciju. Zbog uloge endogenog ugljičnog monoksida u organizmu, njegovi metabolički poremećaji su povezani s raznim bolestima, kao što su neurodegenerativne bolesti, ateroskleroza krvnih žila, hipertenzija, zatajenje srca i različiti upalni procesi.

Endogeni ugljični monoksid nastaje u tijelu zbog oksidativnog djelovanja enzima hem oksigenaze na hem, koji je produkt razaranja hemoglobina i mioglobina, kao i drugih proteina koji sadrže hem. Ovaj proces uzrokuje stvaranje male količine karboksihemoglobina u ljudskoj krvi, čak i ako osoba ne puši i ne diše atmosferski zrak (koji uvijek sadrži male količine egzogenog ugljičnog monoksida), već čisti kisik ili mješavinu dušika i kisika.

Nakon prvih dokaza koji su se pojavili 1993. godine da je endogeni ugljični monoksid normalan neurotransmiter u ljudskom tijelu, kao i jedan od tri endogena plina koji normalno moduliraju tok upalnih reakcija u tijelu (druga dva su dušikov oksid (II) i vodonik sulfid), endogeni ugljen monoksid je dobio značajnu pažnju kliničara i istraživača kao važan biološki regulator. U mnogim tkivima se pokazalo da su sva tri gore navedena plina protuupalni agensi, vazodilatatori, a također indukuju angiogenezu. Međutim, nije sve tako jednostavno i nedvosmisleno. Angiogeneza nije uvijek blagotvorno dejstvo, jer on, posebno, igra ulogu u rastu malignih tumora, a također je jedan od uzroka oštećenja mrežnice kod makularne degeneracije. Posebno je važno napomenuti da pušenje (glavni izvor ugljičnog monoksida u krvi, koji daje nekoliko puta veću koncentraciju od prirodne proizvodnje) povećava rizik od makularne degeneracije mrežnice za 4-6 puta.

Postoji teorija da u nekim sinapsama nervnih ćelija, gde se informacije pohranjuju dugo vremena, ćelija koja prima, kao odgovor na primljeni signal, proizvodi endogeni ugljen monoksid, koji signal prenosi nazad do ćelije koja je prenosi, koja je obaveštava. njegove spremnosti da od njega prima signale u budućnosti i povećanje aktivnosti ćelije predajnika signala. Neke od ovih nervnih ćelija sadrže gvanilat ciklazu, enzim koji se aktivira kada je izložen endogenom ugljen monoksidu.

Istraživanja o ulozi endogenog ugljičnog monoksida kao protuupalnog sredstva i citoprotektora provedena su u mnogim laboratorijama širom svijeta. Ova svojstva endogenog ugljičnog monoksida čine učinak na njegov metabolizam zanimljivom terapijskom metom za liječenje različitih patoloških stanja kao što su oštećenje tkiva uzrokovano ishemijom i naknadnom reperfuzijom (na primjer, infarkt miokarda, ishemijski moždani udar), odbacivanje transplantata, vaskularna ateroskleroza, teška sepsa, teška malarija, autoimune bolesti. Provedena su i klinička ispitivanja na ljudima, ali njihovi rezultati još nisu objavljeni.

Ukratko, ono što je poznato od 2015. o ulozi endogenog ugljičnog monoksida u tijelu može se sažeti na sljedeći način:

  • Endogeni ugljen monoksid je jedan od važnih endogenih signalnih molekula;
  • Endogeni ugljen monoksid modulira CNS i kardiovaskularne funkcije;
  • Endogeni ugljen monoksid inhibira agregaciju trombocita i njihovu adheziju na zidove krvnih sudova;
  • Uticaj na razmjenu endogenog ugljičnog monoksida u budućnosti može biti jedan od važnih terapijske strategije za niz bolesti.

Istorija otkrića

Toksičnost dima koji se emituje tokom sagorevanja uglja opisali su Aristotel i Galen.

Ugljenmonoksid (II) je prvi dobio francuski hemičar Jacques de Lasson zagrijavanjem cink oksida sa ugljem, ali je u početku zamijenjen vodonikom, jer je gorio plavim plamenom.

Činjenicu da ovaj plin sadrži ugljik i kisik otkrio je engleski hemičar William Kruikshank. Toksičnost plina istraživao je 1846. francuski liječnik Claude Bernard u eksperimentima na psima.

Ugljen-monoksid (II) izvan Zemljine atmosfere prvi je otkrio belgijski naučnik M. Mižot (M. Migeotte) 1949. godine prisustvom glavnog vibraciono-rotacionog pojasa u IR spektru Sunca. Ugljen(II) oksid je otkriven u međuzvjezdanom mediju 1970. godine.

Potvrda

industrijskim putem

  • Nastaje tokom sagorevanja ugljika ili jedinjenja na bazi njega (na primjer, benzina) u uvjetima nedostatka kisika:
2 C + O 2 → 2 C O (\displaystyle (\mathsf (2C+O_(2)\rightarrow 2CO)))(termički efekat ove reakcije je 220 kJ),
  • ili kod redukcije ugljičnog dioksida vrućim ugljem:
C O 2 + C ⇄ 2 C O (\displaystyle (\mathsf (CO_(2)+C\rightleftarrows 2CO)))H= 172 kJ, Δ S= 176 J/K)

Ova reakcija se dešava tokom loženja peći, kada se klapna peći zatvori prerano (dok ugljevi potpuno ne izgore). Nastali ugljični monoksid (II), zbog svoje toksičnosti, uzrokuje fiziološke poremećaje („burnout“) pa čak i smrt (vidi dolje), otuda i jedno od trivijalnih naziva – „ugljični monoksid“.

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 gotovo potpuno pomjera ulijevo, a na temperaturama iznad 1000 °C udesno (u smjeru stvaranja CO). Na niskim temperaturama, brzina ove reakcije je vrlo niska, stoga je ugljični monoksid (II) prilično stabilan u normalnim uvjetima. Ova ravnoteža ima poseban naziv boudoir balance.

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

laboratorijska metoda

  • Raspadanje tekuće mravlje kiseline pod dejstvom vruće koncentrovane sumporne kiseline ili propuštanjem gasovite mravlje kiseline preko fosfor-oksida P 2 O 5 . Shema reakcije:
H C O O H → H 2 S O 4 o t H 2 O + CO . (\displaystyle (\mathsf (HCOOH(\xrightarrow[(H_(2)SO_(4))](^(o)t))H_(2)O+CO.))) Mravlja kiselina se može tretirati i hlorosulfonskom kiselinom. Ova reakcija se odvija već na običnoj temperaturi prema shemi: H C O O H + C l S O 3 H → H 2 S O 4 + H C l + C O . (\displaystyle (\mathsf (HCOOH+ClSO_(3)H\rightarrow H_(2)SO_(4)+HCl+CO\uparrow .)))
  • Zagrijavanje mješavine oksalne i koncentrirane sumporne kiseline. Reakcija ide prema jednadžbi:
H 2 C 2 O 4 → H 2 S O 4 o t C O + C O 2 + H 2 O. (\displaystyle (\mathsf (H_(2)C_(2)O_(4)(\xrightarrow[(H_(2)SO_(4))](^(o)t))CO\uparrow +CO_(2) \uparrow +H_(2)O.)))
  • Zagrijavanje mješavine kalijum heksacijanoferata(II) sa koncentrovanom sumpornom kiselinom. Reakcija ide prema jednadžbi:
K 4 [ F e (C N) 6 ] + 6 H 2 S O 4 + 6 H 2 O → o t 2 K 2 S O 4 + F e S O 4 + 3 (N H 4) 2 S O 4 + 6 C O . (\displaystyle (\mathsf (K_(4)+6H_(2)SO_(4)+6H_(2)O(\xrightarrow[())(^(o)t))2K_(2)SO_(4)+ FeSO_(4)+3(NH_(4))_(2)SO_(4)+6CO\uparrow .)))
  • Oporavak od cink karbonata magnezijem kada se zagrijava:
M g + Z n C O 3 → o t M g O + Z n O + CO . (\displaystyle (\mathsf (Mg+ZnCO_(3)(\xrightarrow[()](^(o)t))MgO+ZnO+CO\uparrow .)))

Određivanje ugljičnog monoksida (II)

Kvalitativno, prisustvo CO se može odrediti zatamnjivanjem rastvora paladijum hlorida (ili papira impregniranog ovim rastvorom). Zamračenje je povezano s oslobađanjem fino raspršenog metalnog paladija prema shemi:

P d C l 2 + C O + H 2 O → P d ↓ + CO 2 + 2 H C l . (\displaystyle (\mathsf (PdCl_(2)+CO+H_(2)O\rightarrow Pd\downarrow +CO_(2)+2HCl.)))

Ova reakcija je veoma osetljiva. Standardni rastvor: 1 gram paladijum hlorida na litar vode.

Kvantitativno određivanje ugljičnog monoksida (II) zasniva se na jodometrijskoj reakciji:

5 C O + I 2 O 5 → 5 C O 2 + I 2. (\displaystyle (\mathsf (5CO+I_(2)O_(5)\rightarrow 5CO_(2)+I_(2).)))

Aplikacija

  • Ugljenmonoksid(II) je međureagens koji se koristi u reakcijama sa vodonikom u najvažnijim industrijskim procesima za proizvodnju organskih alkohola i direktnih ugljovodonika.
  • Ugljični monoksid (II) se koristi za preradu životinjskog mesa i ribe, dajući im jarko crvenu boju i izgled svježine, bez promjene okusa (tehnologije čisti dim i Neukusni dim). Dozvoljena koncentracija CO je 200 mg/kg mesa.
  • Ugljen monoksid(II) je glavna komponenta generatorskog gasa koji se koristi kao gorivo u vozilima na prirodni gas.
  • Ugljenmonoksid iz izduvnih gasova motora nacisti su koristili tokom Drugog svetskog rata za masakr ljudi trovanjem.

Ugljen monoksid(II) u Zemljinoj atmosferi

Postoje prirodni i antropogeni izvori ulaska u Zemljinu atmosferu. U prirodnim uslovima, na površini Zemlje, CO nastaje prilikom nepotpune anaerobne razgradnje organskih jedinjenja i tokom sagorevanja biomase, uglavnom tokom šumskih i stepskih požara. Ugljični monoksid (II) nastaje u tlu i biološki (izlučuju ga živi organizmi) i nebiološki. Eksperimentalno je dokazano oslobađanje ugljičnog monoksida (II) 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(II) 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 gasu, odnosno sadržavao je do 45% ugljičnog monoksida (II). U javnom sektoru se ne koristi zbog prisustva mnogo jeftinijeg i energetski efikasnijeg analoga -

Mnoge gasovite supstance koje postoje u prirodi i koje se dobijaju tokom proizvodnje su jaka toksična jedinjenja. Poznato je da je hlor korišćen kao biološko oružje, pare broma imaju jako korozivni efekat na kožu, sumporovodik izaziva trovanje i tako dalje.

Jedna od ovih supstanci je ugljični monoksid ili ugljični monoksid, čija formula ima svoje karakteristike u strukturi. O njemu i dalje će se razgovarati.

Hemijska formula ugljičnog monoksida

Empirijski oblik formule spoja koji se razmatra je sljedeći: CO. Međutim, ovaj oblik daje karakteristiku samo kvalitativnog i kvantitativnog sastava, ali ne utiče na strukturne karakteristike i red povezanosti atoma u molekuli. I razlikuje se od toga u svim drugim sličnim plinovima.

Upravo ova karakteristika utječe na fizički i Hemijska svojstva. Kakva je ovo struktura?

Struktura molekula

Prvo, empirijska formula pokazuje da je valencija ugljika u spoju II. Baš kao kiseonik. Dakle, svaki od njih može formirati dvije formule ugljičnog monoksida CO, što jasno potvrđuje.

I tako se dešava. Dvostruka kovalentna polarna veza nastaje između atoma ugljika i kisika mehanizmom socijalizacije nesparenih elektrona. Dakle, ugljen monoksid poprima oblik C=O.

Međutim, karakteristike molekula se tu ne završavaju. Prema mehanizmu donor-akceptor, u molekulu se formira treća, dativna ili semipolarna veza. Šta ovo objašnjava? Budući da nakon formiranja u redu razmjene kisik ima dva para elektrona, a atom ugljika ima praznu orbitalu, ovaj drugi djeluje kao akceptor jednog od parova prvog. Drugim riječima, par kisikovih elektrona stavlja se u slobodnu orbitalu ugljika i formira se veza.

Dakle, ugljenik je akceptor, kiseonik je donor. Stoga, formula za ugljični monoksid u hemiji ima sljedeći oblik: C≡O. Takvo strukturiranje daje molekulu dodatnu hemijsku stabilnost i inertnost u svojstvima koja se ispoljavaju u normalnim uslovima.

Dakle, veze u molekuli ugljičnog monoksida:

  • dva kovalentna polarna, nastala mehanizmom razmjene zbog socijalizacije nesparenih elektrona;
  • jedan dativ, formiran interakcijom donor-akceptor između para elektrona i slobodne orbitale;
  • U molekulu postoje tri veze.

Fizička svojstva

Postoji niz karakteristika koje, kao i svako drugo jedinjenje, ima ugljen monoksid. Formula supstance to jasno pokazuje kristalna ćelija molekularno, gasovito stanje u normalnim uslovima. Iz ovoga slijede sljedeći fizički parametri.

  1. C≡O - ugljen monoksid (formula), gustina - 1,164 kg / m 3.
  2. Tačke ključanja, odnosno topljenja: 191/205 0 C.
  3. Rastvorljiv u: vodi (malo), etru, benzolu, alkoholu, hloroformu.
  4. Nema ukus i miris.
  5. Bezbojna.

Sa biološke tačke gledišta, izuzetno je opasan za sva živa bića, osim za određene vrste bakterija.

Hemijska svojstva

U pogledu reaktivnosti, jedna od najinertnijih supstanci u normalnim uslovima je ugljen monoksid. Formula, koja odražava sve veze u molekuli, to potvrđuje. Upravo zbog tako jake strukture ovaj spoj, po standardnim pokazateljima, okruženje praktično ne ulazi ni u kakve interakcije.

Međutim, potrebno je barem malo zagrijati sistem, jer dativna veza u molekulu kolabira, kao i kovalentna. Tada ugljični monoksid počinje pokazivati ​​aktivna redukcijska svojstva, i to prilično jaka. Dakle, može komunicirati sa:

  • kiseonik;
  • klor;
  • alkalije (taline);
  • sa metalnim oksidima i solima;
  • sa sumporom;
  • malo s vodom;
  • sa amonijakom;
  • sa vodonikom.

Stoga, kao što je već spomenuto, svojstva koja pokazuje ugljični monoksid, njegova formula uvelike objašnjava.

Biti u prirodi

Glavni izvor CO u Zemljinoj atmosferi su šumski požari. Nakon svega glavni način stvaranje ovog gasa na prirodan način je nepotpuno sagorevanje različite vrste goriva, uglavnom organskih.

Važni su i antropogeni izvori zagađenja vazduha ugljen monoksidom maseni udio isti procenat kao i prirodni. To uključuje:

  • dim iz rada fabrika i postrojenja, metalurških kombinata i drugih industrijskih preduzeća;
  • izduvnih gasova iz motora sa unutrašnjim sagorevanjem.

AT prirodni uslovi ugljični monoksid se lako oksidira kisikom iz atmosfere i vodenom parom u ugljični dioksid. Ovo je osnova prve pomoći kod trovanja ovim jedinjenjem.

Potvrda

Vrijedi istaći jednu osobinu. Ugljen monoksid (formula), ugljen dioksid (molekularna struktura), respektivno, izgledaju ovako: C≡O i O=C=O. Razlika je u jednom atomu kiseonika. Zbog toga industrijskim putem dobijanje monoksida se zasniva na reakciji između dioksida i uglja: CO 2 + C = 2CO. Ovo je najjednostavniji i najčešći način za sintezu ovog spoja.

Laboratorija koristi razne organska jedinjenja, soli metala i složene supstance, jer se ne očekuje da će prinos proizvoda biti prevelik.

Visokokvalitetan reagens za prisustvo ugljičnog monoksida u zraku ili otopini je paladij hlorid. Kada su u interakciji, nastaje čisti metal koji uzrokuje potamnjenje otopine ili površine papira.

Biološki efekat na organizam

Kao što je već spomenuto, ugljični monoksid je vrlo otrovna, bezbojna, opasna i smrtonosna štetočina ljudsko tijelo. I ne samo ljudi, nego uopšte bilo koje živo biće. Biljke koje su izložene izduvnim gasovima automobila umiru vrlo brzo.

Kakav je tačno biološki efekat ugljen monoksida na unutrašnju sredinu životinjskih bića? Sve se radi o stvaranju jakih kompleksnih spojeva krvnog proteina hemoglobina i dotičnog plina. Odnosno, umjesto kiseonika, hvataju se molekuli otrova. Ćelijsko disanje momentalno blokirana, izmjena gasa postaje nemoguća u svom normalnom toku.

Kao rezultat, dolazi do postepenog blokiranja svih molekula hemoglobina i, kao rezultat, smrti. Poraz od samo 80% dovoljan je da ishod trovanja postane fatalan. Da biste to učinili, koncentracija ugljičnog monoksida u zraku treba biti 0,1%.

Prvi znakovi po kojima se može odrediti početak trovanja ovim spojem su:

  • glavobolja;
  • vrtoglavica;
  • gubitak svijesti.

Prva pomoć je izlazak na svježi zrak, gdje će se ugljični monoksid pod utjecajem kisika pretvoriti u ugljični dioksid, odnosno neutralizirati. Slučajevi smrti od djelovanja dotične tvari su vrlo česti, posebno u domovima s Na kraju krajeva, kada se sagorijevaju drva, ugalj i druge vrste goriva, ovaj plin nužno nastaje kao nusproizvod. Poštivanje sigurnosnih propisa izuzetno je važno za očuvanje života i zdravlja ljudi.

Brojni su i slučajevi trovanja u garažama, gdje se sklapaju mnogi ispravni motori automobila, ali je dotok nedovoljno snabdjeven. svježi zrak. Smrt, ako se prekorači dozvoljena koncentracija, nastupa u roku od sat vremena. Fizički je nemoguće osjetiti prisustvo plina, jer on nema ni miris ni boju.

Industrijska upotreba

Osim toga, ugljični monoksid se koristi:

  • za preradu mesnih i ribljih proizvoda, što vam omogućava da im date svjež izgled;
  • za sintezu nekih organskih jedinjenja;
  • kao komponenta generatorskog gasa.

Stoga ova tvar nije samo štetna i opasna, već je i vrlo korisna za ljude i njihove ekonomske aktivnosti.

Ugljen monoksid(II) – CO

(ugljen monoksid, ugljen monoksid, ugljen monoksid)

Fizička svojstva: bezbojni otrovni gas, bez ukusa i mirisa, gori plavkastim plamenom, lakši od vazduha, slabo rastvorljiv u vodi. Koncentracija ugljen monoksida u vazduhu od 12,5-74% je eksplozivna.

Struktura molekula:

Formalno oksidaciono stanje ugljika +2 ne odražava strukturu molekule CO, u kojoj, pored dvostruke veze nastale deljenjem C i O elektrona, postoji još jedna nastala mehanizmom donor-akceptor zbog na usamljeni par elektrona kiseonika (prikazano strelicom):

U tom smislu, molekula CO je vrlo jaka i može ući u oksidaciono-redukcione reakcije samo na visokim temperaturama. U normalnim uslovima, CO ne stupa u interakciju sa vodom, alkalijama ili kiselinama.

Potvrda:

Glavni antropogeni izvor ugljen monoksida CO trenutno su izduvni gasovi motora sa unutrašnjim sagorevanjem. Ugljen monoksid nastaje kada se gorivo sagoreva u motorima sa unutrašnjim sagorevanjem na nedovoljnim temperaturama ili loše podešenom sistemu za dovod vazduha (nema dovoljno kiseonika da oksidira ugljen monoksid CO u ugljen dioksid CO2). U prirodnim uslovima, na površini Zemlje, ugljen monoksid CO nastaje prilikom nepotpune anaerobne razgradnje organskih jedinjenja i tokom sagorevanja biomase, uglavnom tokom šumskih i stepskih požara.

1) U industriji (u gasnim generatorima):

Video - iskustvo "Dobijanje ugljičnog monoksida"

C + O 2 \u003d CO 2 + 402 kJ

CO 2 + C \u003d 2CO - 175 kJ

U plinskim generatorima, vodena para se ponekad izduvava kroz vrući ugalj:

C + H 2 O \u003d CO + H 2 - Q ,

mješavina CO + H 2 - nazvana sintezni - plin .

2) U laboratoriji- termička razgradnja mravlje ili oksalne kiseline u prisustvu H 2 SO 4 (konc.):

HCOOH t˚C, H2SO4 H2O + CO

H 2 C 2 O 4 t˚C,H2SO4 CO + CO 2 + H 2 O

Hemijska svojstva:

U normalnim uslovima, CO je inertan; kada se zagreje - redukciono sredstvo;

CO - oksid koji ne stvara soli .

1) sa kiseonikom

2 C +2 O + O 2 t ˚ C →2 C +4 O 2

2) sa metalnim oksidima CO + Me x O y = CO 2 + Ja

C +2 O + CuO t ˚ C → Su + C +4 O 2

3) sa hlorom (na svjetlu)

CO + Cl 2 svjetlo → COCl 2 (fosgen je otrovan plin)

4)* reaguje sa alkalnim topljenjem (pod pritiskom)

CO+NaOHP → HCOONa (natrijum format)

Utjecaj ugljičnog monoksida na žive organizme:

Ugljični monoksid je opasan jer onemogućuje krvi da prenosi kisik do vitalnih organa poput srca i mozga. Ugljični monoksid se spaja s hemoglobinom, koji prenosi kisik do stanica tijela, zbog čega postaje nepodesan za transport kisika. Ugljični monoksid, ovisno o količini udahnute, narušava koordinaciju, pogoršava kardiovaskularne bolesti i uzrokuje umor, glavobolju, slabost.Utjecaj ugljičnog monoksida na zdravlje ljudi ovisi o njegovoj koncentraciji i vremenu izlaganja tijelu. Koncentracija ugljičnog monoksida u zraku iznad 0,1% dovodi do smrti u roku od jednog sata, a koncentracija veća od 1,2% u roku od tri minute.

Primjena ugljičnog monoksida :

Ugljični monoksid se uglavnom koristi kao zapaljivi plin pomiješan sa dušikom, takozvani generator ili zračni plin, ili vodeni plin pomiješan sa vodonikom. U metalurgiji za dobijanje metala iz njihovih ruda. Dobivanje metala visoke čistoće razgradnjom karbonila.

POPRAVLJATI

br. 1. Dopuniti jednadžbe reakcije, izraditi elektronsku ravnotežu za svaku od reakcija, ukazati na procese oksidacije i redukcije; oksidant i redukcioni agens:

CO 2 + C =

C + H 2 O =

Sa O + O 2 \u003d

CO + Al 2 O 3 \u003d

br. 2. Izračunajte količinu energije koja je potrebna za proizvodnju 448 litara ugljičnog monoksida prema termohemijskoj jednadžbi

CO 2 + C \u003d 2CO - 175 kJ
Podijeli: