Jednadžba ugljičnog monoksida. Ugljikov monoksid: formula i svojstva

Sve što nas okružuje sastoji se od spojeva raznih kemijskih elemenata. Ne udišemo samo zrak, već složeni organski spoj koji 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. Kako bi se razumjeli procesi međusobnog djelovanja elemenata, plinova, soli i drugih formacija, u školski tečaj uveden je predmet "Kemija". Osmi razred je početak nastave kemije prema odobrenom općem obrazovnom programu.

Jedan od najčešćih spojeva pronađenih u zemljinoj kori i atmosferi je oksid. Oksid je spoj bilo kojeg kemijskog elementa s atomom kisika. Čak je i izvor svega života na Zemlji – voda – vodikov oksid. Ali u ovom članku nećemo govoriti o oksidima općenito, već o jednom od najčešćih spojeva - ugljičnom monoksidu. Ovi spojevi se dobivaju fuzijom atoma kisika i ugljika. Ovi spojevi mogu sadržavati različite količine atoma ugljika i kisika, ali treba razlikovati dva glavna spoja ugljika i kisika: ugljikov monoksid i ugljikov dioksid.

Kemijska formula i metoda dobivanja ugljičnog monoksida

Koja je njegova formula? Ugljični monoksid je prilično lako zapamtiti - CO. Molekula ugljičnog monoksida formirana je trostrukom vezom, te stoga ima prilično visoku čvrstoću veze i ima vrlo malu međunuklearnu udaljenost (0,1128 nm). Break energija dana kemijski spoj 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 ugljikov atom 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, uz dvije kovalentne veze nastaje i treća - donor-akceptorska kovalentna veza.

postojati razne načine primanje CO. Jedan od najjednostavnijih je propuštanje ugljičnog dioksida preko vrućeg ugljena. U laboratorijskim uvjetima ugljikov monoksid nastaje sljedećom reakcijom: mravlja kiselina se zagrijava sa sumpornom kiselinom, pri čemu se mravlja kiselina razdvaja na vodu i ugljikov monoksid.

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

Fizička svojstva CO

Ugljikov monoksid (2) ima sljedeća fizikalna svojstva - bezbojan je plin bez izraženog mirisa. Svi mirisi koji se pojavljuju pri curenju ugljičnog monoksida produkti su raspadanja organskih nečistoća. Mnogo je lakši od zraka, izrazito otrovan, vrlo slabo topiv u vodi i vrlo zapaljiv.

Najvažnije svojstvo CO je njegov negativan učinak na ljudski organizam. Trovanje ugljičnim monoksidom može biti kobno. Više detalja o učincima ugljičnog monoksida na ljudsko tijelo bit će objašnjeno u nastavku.

Kemijska svojstva CO

Glavne kemijske reakcije u kojima se mogu koristiti ugljikovi oksidi (2) su redoks reakcija, kao i reakcija adicije. Redoks reakcija se izražava u sposobnosti CO da obnovi metal iz oksida njihovim miješanjem uz daljnje zagrijavanje.

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

Kemijska formula i način dobivanja ugljičnog dioksida

Ugljikov dioksid, odnosno ugljikov dioksid, ima kemijsku formulu CO 2 . Struktura molekule je nešto drugačija od strukture CO. U ovoj formaciji ugljik ima oksidacijsko stanje +4. Struktura molekule je linearna i stoga nepolarna. Molekula CO 2 nema istu snagu kao CO. Zemljina atmosfera sadrži oko 0,03% ugljičnog dioksida po ukupnom volumenu. Povećanje ove vrijednosti uništava ozonski omotač Zemlja. U znanosti se taj fenomen naziva efekt staklenika.

Ugljični dioksid se može dobiti na različite načine. U industriji nastaje kao posljedica izgaranja dimnih plinova. Može biti nusproizvod procesa proizvodnje alkohola. Može se dobiti u procesu razgradnje zraka na osnovne komponente, kao što su dušik, kisik, argon i druge. U laboratorijskim uvjetima ugljični monoksid (4) može se dobiti u procesu spaljivanja vapnenca, a kod kuće ugljični dioksid može se dobiti reakcijom limunske kiseline i soda bikarbona. Inače, tako su nastajala gazirana pića na samom početku njihove proizvodnje.

Fizička svojstva CO 2

Ugljični dioksid je bezbojna plinovita tvar bez karakterističnog oštrog mirisa. Zbog visokog oksidacijskog broja ovaj plin je blago kiselkastog okusa. Ovaj proizvod ne podupire proces izgaranja, jer je sam rezultat izgaranja. Uz povećanu koncentraciju ugljičnog dioksida, osoba gubi sposobnost disanja, što dovodi do smrti. Više detalja o učincima ugljičnog dioksida na ljudsko tijelo bit će objašnjeno u nastavku. CO 2 je mnogo teži od zraka i visoko topiv u vodi čak i na sobnoj temperaturi.

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

Uz značajan pad temperature, plin je u stanju takozvanog "suhog leda" i isparava na temperaturi višoj od -78 °C.

Kemijska svojstva CO 2

Po svojim kemijskim svojstvima ugljikov monoksid (4), čija je formula CO 2 , tipičan je kiseli oksid i ima sva njegova svojstva.

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

2. U interakciji s alkalijama, ugljikov dioksid stvara odgovarajuću sol i vodu.

3. Tijekom interakcije s aktivnim metalnim oksidima, potiče stvaranje soli.

4. Ne podržava proces izgaranja. Samo neki ljudi mogu aktivirati ovaj proces. aktivni metali kao što su litij, kalij, natrij.

Učinak ugljičnog monoksida na ljudski organizam

Vratimo se glavnom problemu svih plinova – utjecaju na ljudski organizam. Ugljični monoksid spada u skupinu plinova izrazito opasnih po život. Za ljude i životinje to je izuzetno jaka otrovna tvar, koja prilikom gutanja ozbiljno utječe na krv, živčani sustav tijelo i mišiće (uključujući srce).

Ugljični monoksid u zraku je nemoguće prepoznati jer ovaj plin nema izražen miris. To je ono što ga čini opasnim. Prolazeći kroz pluća u ljudsko tijelo, ugljični monoksid aktivira svoju destruktivnu aktivnost u krvi i stotinama puta brže od kisika počinje komunicirati s hemoglobinom. Rezultat je vrlo stabilan spoj koji se zove karboksihemoglobin. Ometa dopremu kisika iz pluća u mišiće, što dovodi do mišićnog gladovanja tkiva. Mozak je time posebno pogođen.

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

  • vrtoglavica praćena glavoboljom;
  • tinitus i titranje pred očima;
  • jaki otkucaji srca i otežano disanje;
  • crvenilo lica.

U budućnosti, žrtva trovanja razvija jaku slabost, ponekad povraćanje. U težim slučajevima trovanja moguće su nevoljne konvulzije praćene daljnjim gubitkom svijesti i komom. Ako se pacijentu pravodobno ne pruži odgovarajuća medicinska skrb, tada je moguć smrtonosni ishod.

Učinak ugljičnog dioksida na ljudski organizam

Ugljikovi oksidi kiselosti +4 pripadaju kategoriji zagušljivih plinova. Drugim riječima, ugljikov dioksid nije otrovna tvar, ali može značajno utjecati na dotok kisika u tijelo. Kada razina ugljičnog dioksida poraste na 3-4%, osoba ima ozbiljnu slabost, počinje spavati. Kada se razina 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 - dajte žrtvi pristup čistom zraku, ako je potrebno, učinite umjetno disanje. U ekstremnim slučajevima žrtvu morate spojiti na uređaj umjetna ventilacija pluća.

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

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

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

Ugljični oksidi naširoko se koriste u različitim područjima ljudske djelatnosti, a njihov je spektar iznimno bogat. Dakle, ugljični monoksid se snažno koristi u metalurgiji u procesu taljenja željeza. CO je stekao veliku popularnost kao materijal za čuvanje hrane u hladnjaku. Ovim se oksidom tretira meso i riba kako bi dobili svježi izgled, a ne promijenili 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 je netoksičan, pa je njegov opseg široko uveden u industrija hrane gdje se koristi kao konzervans ili prašak za pecivo. CO 2 se također koristi u proizvodnji mineralnih i gaziranih voda. U svom čvrstom stanju ("suhi led") često se koristi u zamrzivačima za održavanje konstantno niske temperature u prostoriji ili uređaju.

Veliku popularnost stekli su aparati za gašenje požara ugljičnim dioksidom čija pjena potpuno izolira vatru od kisika i sprječava da se vatra razbukta. Sukladno tome, drugo područje primjene je sigurnost od požara. Cilindri u zračnim pištoljima također su napunjeni ugljičnim dioksidom. I naravno, gotovo svatko od nas je pročitao od čega se sastoji osvježivač zraka za prostorije. Da, jedan od sastojaka je ugljični dioksid.

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

Postoje i drugi spojevi ugljika s kisikom, budući da formula ugljika i kisika dopušta upotrebu različitih opcija za spojeve s drugačiji iznos atomi ugljika i kisika. Brojni oksidi mogu varirati od C 2 O 2 do C 32 O 8 . A za opis svakog od njih trebat će više od jedne stranice.

Oksidi ugljika u prirodi

Obje vrste ugljikovih oksida koje se ovdje razmatraju prisutne su na ovaj ili onaj način u prirodnom svijetu. Dakle, ugljični monoksid može biti produkt izgaranja šume ili rezultat ljudske aktivnosti (ispušni plinovi i opasni otpad iz industrijskih poduzeća).

Već nam poznati ugljični dioksid također je dio složeni sastav zrak. Njegov sadržaj u njemu je oko 0,03% ukupnog volumena. S povećanjem ovog pokazatelja, tzv. Efekt staklenika“, kojih se moderni znanstvenici toliko boje.

Ugljični dioksid ispuštaju životinje i ljudi izdisajem. To je glavni izvor takvog elementa korisnog za biljke kao što je ugljik, zbog čega mnogi znanstvenici napadaju žarište, ističući nedopustivost krčenja šuma velikih razmjera. Ako biljke prestanu apsorbirati ugljični dioksid, postotak njegovog sadržaja u zraku može porasti do kritičnih pokazatelja za ljudski život.

Očito su mnogi ljudi na vlasti zaboravili gradivo iz udžbenika koje su učili u djetinjstvu. opća kemija. Ocjena 8”, inače bi se problemu krčenja šuma u mnogim dijelovima svijeta posvetila ozbiljnija pozornost. Usput, to se odnosi i na problem prisutnosti ugljičnog monoksida u okolišu. Količina ljudskog otpada i postotak ispuštanja ovog iznimno toksičnog materijala u okoliš raste iz dana u dan. I nije činjenica da se neće ponoviti sudbina svijeta, opisana u prekrasnom crtiću "Wolly", kada je čovječanstvo moralo napustiti zemlju koja je bila zagađena do temelja i otići u druge svjetove u potrazi za boljim životom. .

fizička svojstva.

Ugljikov monoksid je plin bez boje i mirisa, slabo topiv u vodi.

t četvornih 205 °S,

t b.p. 191 °S

kritična temperatura =140°S

kritični tlak = 35 atm.

Topljivost CO u vodi je oko 1:40 po volumenu.

Kemijska svojstva.

Na normalnim uvjetima CO je inertan; kada se zagrije - redukcijsko sredstvo; oksid koji ne stvara soli.

1) s kisikom

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

2) s metalnim oksidima

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

3) s klorom (na svjetlu)

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

4) reagira s alkalijskim talinama (pod pritiskom)

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

5) gradi karbonile s prijelaznim metalima

Ni + 4CO \u003d t ° \u003d Ni (CO) 4

Fe + 5CO \u003d t ° \u003d Fe (CO) 5

Ugljični monoksid ne stupa u kemijsku interakciju s vodom. CO također ne reagira s alkalijama i kiselinama. Izrazito je otrovna.

S kemijske strane, ugljični monoksid karakterizira uglavnom njegova sklonost reakcijama adicije i njegova redukcijska svojstva. Međutim, obje ove tendencije obično se pojavljuju samo kada povišene temperature. U tim se uvjetima CO spaja s kisikom, klorom, sumporom, nekim metalima itd. Istovremeno, zagrijavanjem ugljikov monoksid reducira mnoge okside u metale, što je vrlo važno za metalurgiju. Uz zagrijavanje, povećanje kemijske aktivnosti CO često je uzrokovano njegovim otapanjem. Tako je u otopini sposoban reducirati soli Au, Pt i nekih drugih elemenata u slobodne metale već na uobičajenim temperaturama.

Pri povišenim temperaturama i visokim tlakovima CO stupa u interakciju s vodom i kaustičnim alkalijama: u prvom slučaju nastaje HCOOH, au drugom natrijeva mravlja kiselina. Posljednja reakcija odvija se pri 120 °C, tlaku od 5 atm i nalazi tehničku primjenu.

Jednostavna redukcija paladijevog klorida u otopini prema sažetoj shemi:

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 lako se otkrivaju blagim obojenjem otopine zbog otpuštanja fino zdrobljenog metalnog paladija. kvantitativno određivanje CO se temelji na reakciji:

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

Oksidacija CO u otopini često se odvija primjetnom brzinom samo u prisutnosti katalizatora. Pri odabiru potonjeg glavnu ulogu igra priroda oksidacijskog sredstva. Dakle, KMnO 4 najbrže oksidira CO u prisutnosti fino usitnjenog srebra, K 2 Cr 2 O 7 - u prisutnosti živinih soli, KClO 3 - u prisutnosti OsO 4. Općenito, u svojim redukcijskim svojstvima, CO je sličan molekularnom vodiku, a njegova aktivnost u normalnim uvjetima veća je od aktivnosti potonjeg. Zanimljivo je da postoje bakterije koje oksidacijom CO mogu dobiti energiju potrebnu za život.

Usporedna aktivnost CO i H 2 kao redukcijskih sredstava može se procijeniti proučavanjem reverzibilne reakcije:

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

čije je stanje ravnoteže pri visoke temperature uspostavlja se prilično brzo (osobito u prisutnosti Fe 2 O 3). Pri 830 °C ravnotežna smjesa sadrži jednake količine CO i H 2, tj. afinitet oba plina prema kisiku je isti. Ispod 830 °C CO je jači redukcijski agens, a više H 2 .

Vezanje jednog od produkata gore razmatrane reakcije, u skladu sa zakonom o djelovanju mase, pomiče njegovu ravnotežu. Stoga se propuštanjem smjese ugljičnog monoksida i vodene pare preko kalcijevog oksida može dobiti vodik prema shemi:

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

Ova reakcija se odvija već na 500 °C.

U zraku se CO zapali na oko 700 °C i gori plavim plamenom do CO2:

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

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

Izgaranje debelih slojeva ugljena 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 manjak kisika u ložištu, što može uzrokovati širenje CO po grijanoj prostoriji i dovesti do trovanja (izgaranja). Treba napomenuti da miris "ugljičnog monoksida" ne uzrokuje CO, već nečistoće nekih organskih tvari.

Plamen CO može imati temperature do 2100°C. Reakcija izgaranja CO zanimljiva je po tome što se, kada se zagrije na 700-1000 ° C, odvija primjetnom brzinom samo u prisutnosti tragova vodene pare ili drugih plinova koji sadrže vodik (NH3, H2S, itd.) . To je zbog lančane prirode razmatrane reakcije, koja se odvija posrednim stvaranjem OH radikala prema shemama:

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

Na vrlo visokim temperaturama, reakcija izgaranja CO postaje izrazito reverzibilna. Sadržaj CO 2 u ravnotežnoj smjesi (pri tlaku od 1 atm) iznad 4000 °C može biti samo zanemariv. Sama molekula CO je toliko toplinski stabilna da se ne raspada ni na 6000 °C. Molekule CO pronađene su u međuzvjezdanom mediju. Pod djelovanjem CO na metalni K pri 80 ° C nastaje bezbojni kristalni, vrlo eksplozivan spoj sastava K 6 C 6 O 6. Eliminacijom kalija ova tvar lako prelazi u ugljikov monoksid C 6 O 6 ("trikinon"), koji se može smatrati produktom polimerizacije CO. Njegova struktura odgovara šesteročlanom ciklusu kojeg tvore atomi ugljika, od kojih je svaki dvostrukom vezom povezan s atomima kisika.

Interakcija CO sa sumporom prema reakciji:

CO + S = COS + 29 kJ

ide brzo samo pri visokim temperaturama. Nastali ugljikov tioksid (O=S=S) je plin bez boje i mirisa (tt -139, tp -50 °S). Ugljični monoksid (II) može se izravno povezati s nekim metalima. Kao rezultat toga nastaju metalni karbonili, koje treba smatrati kompleksnim spojevima.

Ugljikov monoksid(II) također tvori kompleksne spojeve s nekim solima. Neki od njih (OsCl 2 ·3CO, PtCl 2 ·CO itd.) stabilni su samo u otopini. Nastanak potonje tvari povezan je s apsorpcijom ugljičnog monoksida (II) otopinom CuCl u jakoj HCl. Slični spojevi očito nastaju i u otopini amonijaka CuCl, koja se često koristi za apsorpciju CO u analizi plinova.

Priznanica.

Ugljični monoksid nastaje izgaranjem ugljika u nedostatku kisika. Najčešće se dobiva kao rezultat interakcije ugljičnog dioksida s vrućim ugljenom:

CO 2 + C + 171 kJ = 2 CO.

Ova reakcija je reverzibilna, a njezina ravnoteža ispod 400 °C gotovo je potpuno pomaknuta ulijevo, a iznad 1000 °C - udesno (slika 7). Međutim, uspostavlja se primjetnom brzinom samo pri visokim temperaturama. Stoga je u normalnim uvjetima CO prilično stabilan.

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

Stvaranje CO iz elemenata odvija se prema jednadžbi:

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

Male količine CO prikladno se dobivaju razgradnjom mravlje kiseline: HCOOH \u003d H 2 O + CO

Ova reakcija se lako odvija kada HCOOH reagira s vrućom, jakom sumpornom kiselinom. U praksi se ova priprema provodi ili djelovanjem konc. sumporne kiseline u tekući HCOOH (kada se zagrije), ili propuštanjem para potonjeg preko fosforovog hemipentoksida. Interakcija HCOOH s klorosulfonskom kiselinom prema shemi:

HCOOH + CISO3H \u003d H2SO4 + HCI + CO

odvija se na normalnim temperaturama.

Prikladna metoda za laboratorijsku proizvodnju CO može biti zagrijavanje s konc. sumporna kiselina, oksalna kiselina ili kalijev željezni cijanid. U prvom slučaju, reakcija se odvija prema shemi: H 2 C 2 O 4 \u003d CO + CO 2 + H 2 O.

Uz CO oslobađa se i ugljikov dioksid koji se može zadržati propuštanjem plinske smjese kroz otopinu barijevog hidroksida. U drugom slučaju, jedini plinoviti produkt je ugljikov 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 izgaranjem ugljena u posebnim ložištima – plinskim generatorima. Obični ("zrak") generatorski plin sadrži prosječno (vol.%): CO-25, N2-70, CO 2 -4 i male primjese ostalih plinova. Pri spaljivanju daje 3300-4200 kJ po m 3. Zamjena običnog zraka kisikom dovodi do značajnog povećanja sadržaja CO (i povećanja kalorične vrijednosti plina).

Još više CO sadrži vodeni plin, koji se sastoji (u idealnom slučaju) od smjese jednakih volumena CO i H 2 i daje 11700 kJ / m 3 tijekom izgaranja. Ovaj plin se dobiva upuhivanjem vodene pare kroz sloj užarenog ugljena, a na oko 1000°C odvija se međudjelovanje prema jednadžbi:

H2O + C + 130 kJ \u003d CO + H2.

Reakcija stvaranja vodenog plina odvija se uz apsorpciju topline, ugljen se postupno hladi, a da bi se održao u vrućem stanju potrebno je izmjenjivati ​​prolazak vodene pare s prolaskom zraka (ili kisika) u plinski generator. S tim u vezi, vodeni plin sadrži približno CO-44, H 2 -45, CO 2 -5 i N 2 -6%. Široko se koristi za sintezu raznih organskih spojeva.

Često se dobije miješani plin. Proces njegovog dobivanja svodi se na istovremeno upuhivanje zraka i vodene pare kroz sloj užarenog ugljena, tj. kombinirajući obje gore opisane metode. Stoga je sastav miješanog plina srednji između generatora i vode. Prosječno sadrži: CO-30, H 2 -15, CO 2 -5 i N 2 -50%. Njegov kubični metar sagorijevanjem daje oko 5400 kJ.

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

Ugljični monoksid (ugljični monoksid, ugljični monoksid, ugljikov(II) oksid) je bezbojan, izuzetno otrovan plin, bez okusa i mirisa, lakši od zraka (at normalnim uvjetima). Kemijska formula- CO.

Struktura molekule

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

Molekula je slabo polarizirana, njen električni dipolni moment μ = 0,04⋅10 −29 C m . Brojna istraživanja su pokazala da je negativni naboj u molekuli CO koncentriran na atomu ugljika C − ←O + (smjer dipolnog momenta u molekuli je suprotan od prethodno pretpostavljenog). Energija ionizacije 14,0 eV, konstanta sprega sila k = 18,6 .

Svojstva

Ugljikov monoksid(II) je plin bez boje, mirisa i okusa. zapaljiv Takozvani "miris ugljičnog monoksida" zapravo je miris organskih nečistoća.

Svojstva ugljičnog monoksida (II)
Standardna Gibbsova energija stvaranja Δ G −137,14 kJ/mol (g) (pri 298 K)
Standardna entropija obrazovanja S 197,54 J/mol K (g) (pri 298 K)
Standardni molarni toplinski kapacitet Cp 29,11 J/mol K (g) (pri 298 K)
Entalpija taljenja Δ H pl 0,838 kJ/mol
Entalpija vrenja Δ H kip 6,04 kJ/mol
Kritična temperatura t Kreta -140,23°C
kritični pritisak P Kreta 3,499 MPa
Kritična gustoća ρ krit 0,301 g/cm³

Glavne vrste kemijskih reakcija u kojima sudjeluje ugljični monoksid (II) su adicijske reakcije i redoks reakcije, u kojima on pokazuje redukcijska svojstva.

Na sobnoj temperaturi CO je neaktivan, njegova kemijska aktivnost značajno se povećava kada se zagrijava i u otopinama. Dakle, u otopinama obnavlja soli, i druge u metale već na sobnoj temperaturi. Zagrijavanjem reducira i druge metale, na primjer CO + CuO → Cu + CO 2. Ovo se široko koristi u pirometalurgiji. Metoda za kvalitativno određivanje CO temelji se na reakciji CO u otopini s paladijevim kloridom, vidi dolje.

Oksidacija CO u otopini često se odvija primjetnom brzinom samo u prisutnosti katalizatora. Pri odabiru potonjeg glavnu ulogu igra priroda oksidacijskog sredstva. Dakle, KMnO 4 najbrže oksidira CO u prisutnosti fino usitnjenog srebra, K 2 Cr 2 O 7 - u prisutnosti soli, KClO 3 - u prisutnosti OsO 4. Općenito, CO je po svojim redukcijskim svojstvima sličan molekularnom vodiku.

Ispod 830 °C CO je jači redukcijski agens, a više vodik. Dakle, ravnoteža reakcije

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

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

Zanimljivo je da postoje bakterije koje oksidacijom CO mogu dobiti energiju potrebnu za život.

Ugljikov monoksid(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)))) (Δ G° 298 = −257 kJ, Δ S° 298 = −86 J/K).

Temperatura izgaranja CO može doseći 2100 °C. Reakcija izgaranja je lančana, a inicijatori su male količine spojeva koji sadrže vodik (voda, amonijak, sumporovodik i dr.)

Zbog tako dobre ogrjevne vrijednosti, CO je sastavni dio raznih tehničkih plinskih smjesa (vidi npr. generatorski plin) koje se između ostalog koriste i za grijanje. Eksplozivno u mješavini sa zrakom; donja i gornja koncentracijska granica širenja plamena: od 12,5 do 74% (volumenski) .

halogeni. Najveći praktičnu upotrebu dobio reakciju s klorom:

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

Reakcijom CO s F 2 , osim COF 2 karbonil fluorida, može se dobiti i peroksidni spoj (FCO) 2 O 2 . Njegove karakteristike: talište -42 °C, vrelište +16 °C, ima karakterističan miris (sličan mirisu ozona), raspada se uz eksploziju pri zagrijavanju iznad 200 °C (produkti reakcije CO 2 , O 2 i COF 2), u kiselom mediju reagira s kalijevim jodidom prema jednadžbi:

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

Ugljikov monoksid(II) reagira s halkogenima. Sa sumporom stvara ugljikov sulfid COS, reakcija se odvija zagrijavanjem, prema jednadžbi:

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

Također su dobiveni slični ugljikov selenoksid COSe i ugljikov teluroksid COTe.

Obnavlja SO 2:

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

S prijelaznim metalima stvara zapaljive i otrovne spojeve - karbonile, kao što su,,, itd. Neki od njih su hlapljivi.

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

Ugljikov monoksid(II) slabo je topiv u vodi, ali ne reagira s njom. Također, ne reagira s otopinama lužina i kiselina. Međutim, reagira s alkalijskim talinama da bi se formirali odgovarajući formati:

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

Zanimljiva reakcija je reakcija ugljičnog monoksida (II) s metalnim kalijem u otopini amonijaka. Pritom nastaje eksplozivni spoj kalijev dioksodikarbonat:

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

Ovaj proces je izvor proizvodnje važnih industrijskih proizvoda kao što su metanol, sintetičko dizelsko gorivo, polihidrični alkoholi, ulja i maziva.

Fiziološko djelovanje

Toksičnost

Ugljični monoksid je vrlo otrovan.

Toksični učinak ugljičnog monoksida (II) posljedica je stvaranja karboksihemoglobina - mnogo jačeg karbonilnog kompleksa s hemoglobinom, u usporedbi s kompleksom hemoglobina s kisikom (oksihemoglobin). Dakle, procesi prijenosa kisika i stanično disanje su blokirani. Koncentracije u zraku veće od 0,1% uzrokuju smrt unutar jednog sata.

  • Žrtvu treba izvesti na svjež zrak. U slučaju trovanja blagi stupanj dovoljna hiperventilacija pluća kisikom.
  • Umjetna ventilacija pluća.
  • Lobeline ili kofein ispod kože.
  • Karboksilaza intravenozno.

Svjetska medicina ne poznaje pouzdane protuotrove za primjenu u slučaju trovanja ugljičnim monoksidom.

Zaštita od ugljičnog monoksida(II)

endogeni ugljikov monoksid

Endogeni ugljikov monoksid normalno proizvode stanice ljudskog i životinjskog tijela i djeluje kao signalna molekula. Glumi poznate fiziološka uloga u tijelu je posebno neurotransmiter i uzrokuje vazodilataciju. Zbog uloge endogenog ugljičnog monoksida u organizmu, njegovi metabolički poremećaji povezani su s raznim bolestima, poput neurodegenerativnih bolesti, ateroskleroze krvnih žila, hipertenzije, zatajenja srca i raznih upalnih procesa.

Endogeni ugljikov monoksid nastaje u tijelu uslijed oksidirajućeg 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. da je endogeni ugljikov monoksid normalni neurotransmiter u ljudskom tijelu, kao i jedan od tri endogena plina koji normalno moduliraju tijek upalnih reakcija u tijelu (druga dva su dušikov oksid (II) i vodikov sulfid), endogeni ugljični monoksid dobio je značajnu pozornost kliničara i istraživača kao važan biološki regulator. U mnogim tkivima, sva tri gore navedena plina pokazala su se protuupalnim agensom, vazodilatatorima i također induciraju angiogenezu. Međutim, nije sve tako jednostavno i nedvosmisleno. Angiogeneza nije uvijek blagotvoran učinak, jer on, posebno, igra ulogu u rastu maligni tumori, 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 živčanih stanica, gdje se informacije dugo pohranjuju, stanica primateljica, kao odgovor na primljeni signal, proizvodi endogeni ugljični monoksid, koji prenosi signal natrag do stanice koja ga prenosi, a koja ga obavještava njegove spremnosti da prima signale od njega u budućnosti i povećanje aktivnosti stanice odašiljača signala. Neke od tih živčanih stanica sadrže gvanilat ciklazu, enzim koji se aktivira kada je izložen endogenom ugljičnom monoksidu.

Istraživanja o ulozi endogenog ugljikovog monoksida kao protuupalnog sredstva i citoprotektora provedena su u mnogim laboratorijima diljem svijeta. Ova svojstva endogenog ugljičnog monoksida čine učinak na njegov metabolizam zanimljivim terapeutskim ciljem 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. Također su provedena 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 ugljikov monoksid jedna je od važnih endogenih signalnih molekula;
  • Endogeni ugljikov monoksid modulira CNS i kardiovaskularne funkcije;
  • Endogeni ugljikov monoksid inhibira agregaciju trombocita i njihovo prianjanje na stijenke krvnih žila;
  • Utjecaj na izmjenu endogenog ugljikovog monoksida u budućnosti mogao bi biti jedan od važnijih terapijske strategije za brojne bolesti.

Povijest otkrića

Otrovnost dima koji nastaje pri izgaranju ugljena opisali su Aristotel i Galen.

Ugljični monoksid (II) prvi je dobio francuski kemičar Jacques de Lasson zagrijavanjem cinkovog oksida s ugljenom, ali je u početku pogrešno smatran vodikom jer je gorio plavim plamenom.

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

Ugljični monoksid (II) izvan Zemljine atmosfere prvi je otkrio belgijski znanstvenik M. Mizhot (M. Migeotte) 1949. godine prisustvom glavnog vibracijsko-rotacijskog pojasa u IR spektru Sunca. Ugljik(II) oksid otkriven je u međuzvjezdanom mediju 1970. godine.

Priznanica

industrijski način

  • Nastaje izgaranjem ugljika ili spojeva koji se temelje na njemu (na primjer, benzin) u uvjetima nedostatka kisika:
2 C + O 2 → 2 C O (\displaystyle (\mathsf (2C+O_(2)\rightarrow 2CO)))(toplinski učinak ove reakcije je 220 kJ),
  • ili kada se ugljični dioksid reducira vrućim ugljenom:
C O 2 + C ⇄ 2 C O (\displaystyle (\mathsf (CO_(2)+C\rightleftarrows 2CO))) (Δ H= 172 kJ, Δ S= 176 J/K)

Ova reakcija se događa tijekom loženja peći, kada se zaklopka peći zatvori prerano (dok ugljen potpuno ne izgori). Nastali ugljični monoksid (II) zbog svoje toksičnosti uzrokuje fiziološke poremećaje (“izgaranje”), pa čak i smrt (vidi dolje), otuda i jedan od trivijalnih naziva – “ugljični monoksid”.

Reakcija redukcije ugljičnog dioksida je reverzibilna, a utjecaj temperature na ravnotežno stanje ove reakcije prikazan je na grafu. Tijek reakcije udesno daje faktor entropije, a ulijevo faktor entalpije. Na temperaturama ispod 400 °C ravnoteža je gotovo potpuno pomaknuta 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 ravnoteža.

  • Smjese ugljikovog monoksida (II) s drugim tvarima dobivaju se propuštanjem zraka, vodene pare itd. kroz sloj vrućeg koksa, ugljena ili mrkog ugljena itd. (vidi generatorski plin, vodeni plin, miješani plin, sintezni plin).

laboratorijska metoda

  • Razgradnja tekuće mravlje kiseline pod djelovanjem vruće koncentrirane sumporne kiseline ili prolaskom plinovite mravlje kiseline preko fosfornog 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.))) Mravlju kiselinu također se može tretirati klorosulfonskom kiselinom. Ova reakcija teče već na uobičajenoj temperaturi prema shemi: H C O O H + C l S O 3 H → H 2 S O 4 + H C l + CO . (\displaystyle (\mathsf (HCOOH+ClSO_(3)H\desna strelica H_(2)SO_(4)+HCl+CO\uparrow .)))
  • Zagrijavanje smjese oksalne i koncentrirane sumporne kiseline. Reakcija se odvija prema jednadžbi:
H 2 C 2 O 4 → H 2 S O 4 o t C O + C 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 smjese kalijevog heksacijanoferata(II) s koncentriranom sumpornom kiselinom. Reakcija se odvija 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\gore .)))
  • Oporavak iz cink karbonata pomoću magnezija kada se zagrijava:
M g + Z n C O 3 → o t M g O + Z n O + C O . (\displaystyle (\mathsf (Mg+ZnCO_(3)(\xrightarrow[()](^(o)t))MgO+ZnO+CO\uparrow .)))

Određivanje ugljičnog monoksida (II)

Kvalitativno se prisutnost CO može odrediti tamnjenjem otopina paladijevog klorida (ili papira impregniranog tom otopinom). Zamračenje je povezano s oslobađanjem fino raspršenog metalnog paladija prema shemi:

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

Ova reakcija je vrlo osjetljiva. Standardna otopina: 1 gram paladijevog klorida po litri vode.

Kvantitativno određivanje ugljičnog monoksida (II) temelji 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).)))

Primjena

  • Ugljikov monoksid(II) je intermedijarni reagens koji se koristi u reakcijama s vodikom u najvažnijim industrijskim procesima za proizvodnju organskih alkohola i čistih ugljikovodika.
  • 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 Dim bez okusa). Dopuštena koncentracija CO je 200 mg/kg mesa.
  • Ugljični monoksid(II) glavna je komponenta generatorskog plina koji se koristi kao gorivo u vozilima na prirodni plin.
  • Ugljični monoksid iz ispušnih plinova motora koristili su nacisti tijekom Drugog svjetskog rata za masakriranje ljudi trovanjem.

Ugljikov monoksid(II) u Zemljinoj atmosferi

Postoje prirodni i antropogeni izvori ulaska u Zemljinu atmosferu. U prirodnim uvjetima na Zemljinoj površini CO nastaje nepotpunom anaerobnom razgradnjom organskih spojeva i izgaranjem biomase, uglavnom tijekom šumskih i stepskih požara. Ugljični monoksid (II) nastaje u tlu biološki (izlučuju ga živi organizmi) i nebiološki. Eksperimentalno je dokazano otpuštanje ugljičnog monoksida (II) zbog fenolnih spojeva uobičajenih u tlima koja sadrže OCH 3 ili OH skupine u orto- ili para-položajima u odnosu na prvu hidroksilnu skupinu.

Ukupna ravnoteža proizvodnje nebiološkog CO i njegove oksidacije mikroorganizmima ovisi o specifičnim uvjetima okoline, prvenstveno o vlažnosti i vrijednosti . Na primjer, iz sušnih tala ugljični monoksid(II) se ispušta izravno u atmosferu, stvarajući lokalne maksimume koncentracije ovog plina.

U atmosferi je CO produkt lančanih reakcija koje uključuju metan i druge ugljikovodike (prvenstveno izopren).

Glavni antropogeni izvor CO trenutno su ispušni plinovi motora s unutarnjim izgaranjem. Ugljični monoksid nastaje kada se ugljikovodična goriva izgaraju u motorima s unutarnjim izgaranjem na nedovoljnim temperaturama ili kada je sustav dovoda zraka loše podešen (ne dovodi se dovoljno kisika za oksidaciju CO u CO 2 ). U prošlosti je značajan dio antropogenih emisija CO u atmosferu dolazio od plina za rasvjetu koji se koristio za unutarnju rasvjetu u 19. stoljeću. Po sastavu je približno odgovarao vodenom plinu, odnosno sadržavao je do 45% ugljičnog monoksida (II). U javnom sektoru se ne koristi zbog prisutnosti mnogo jeftinijeg i energetski učinkovitijeg analoga -

Mnoge plinovite tvari koje postoje u prirodi i koje se dobivaju tijekom proizvodnje jaki su otrovni spojevi. Poznato je da se klor koristio kao biološko oružje, pare broma imaju izrazito korozivno djelovanje na kožu, sumporovodik uzrokuje trovanje i tako dalje.

Jedna od tih tvari je ugljični monoksid ili ugljični monoksid, čija formula ima svoje karakteristike u strukturi. O njemu i dalje će se raspravljati.

Kemijska 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 utječe na strukturne značajke i redoslijed povezivanja atoma u molekuli. I razlikuje se od onoga u svim drugim sličnim plinovima.

Upravo ta značajka utječe na fizičku i Kemijska svojstva. Što je ovo struktura?

Struktura molekule

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

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

Međutim, značajke molekule tu ne završavaju. Prema donor-akceptorskom mehanizmu u molekuli nastaje treća, dativna ili semipolarna veza. Što ovo objašnjava? Budući da nakon formiranja u redu izmjene kisik ima dva para elektrona, a atom ugljika ima praznu orbitalu, potonji djeluje kao akceptor jednog od parova prvog. Drugim riječima, par elektrona kisika smješten je u slobodnu orbitalu ugljika i formira se veza.

Dakle, ugljik je akceptor, kisik je donor. Stoga formula za ugljikov monoksid u kemiji ima sljedeći oblik: C≡O. Takvo strukturiranje daje molekuli dodatnu kemijsku stabilnost i inertnost u svojstvima koja se pokazuju u normalnim uvjetima.

Dakle, veze u molekuli ugljikovog monoksida:

  • dva kovalentna pola, nastala mehanizmom izmjene zbog socijalizacije nesparenih elektrona;
  • jedan dativ, nastao donorsko-akceptorskom interakcijom između para elektrona i slobodne orbitale;
  • U molekuli postoje tri veze.

Fizička svojstva

Postoje brojne karakteristike koje, kao i svaki drugi spoj, ugljikov monoksid ima. Formula tvari jasno pokazuje da kristalna ćelija molekularno, plinovito stanje u normalnim uvjetima. Iz ovoga slijede sljedeći fizički parametri.

  1. C≡O - ugljični monoksid (formula), gustoća - 1,164 kg / m 3.
  2. Vrelište, odnosno talište: 191/205 0 C.
  3. Topljiv u: vodi (malo), eteru, benzenu, alkoholu, kloroformu.
  4. Nema okusa i mirisa.
  5. Bezbojan.

S biološkog gledišta izuzetno je opasan za sva živa bića, osim za pojedine vrste bakterija.

Kemijska svojstva

Što se tiče reaktivnosti, jedna od najinertnijih tvari u normalnim uvjetima je ugljikov monoksid. Formula, koja odražava sve veze u molekuli, to potvrđuje. Upravo zbog tako jake strukture ovaj spoj, pri standardnim pokazateljima, okoliš praktički ne ulazi u nikakve interakcije.

Međutim, potrebno je sustav barem malo zagrijati, jer dativna veza u molekuli kolabira, kao i kovalentna. Tada ugljikov monoksid počinje pokazivati ​​aktivna redukcijska svojstva, i to prilično jaka. Dakle, može komunicirati s:

  • kisik;
  • klor;
  • lužine (taline);
  • s metalnim oksidima i solima;
  • sa sumporom;
  • malo s vodom;
  • s amonijakom;
  • s vodikom.

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 put nastajanje ovog plina prirodnim putem je nepotpuno izgaranje drugačija vrsta goriva, uglavnom organska.

Važni su i antropogeni izvori onečišćenja zraka ugljikovim monoksidom maseni udio isti postotak kao prirodni. To uključuje:

  • dim od rada tvornica i postrojenja, metalurških kompleksa i drugih industrijskih poduzeća;
  • ispušni plinovi iz motora s unutarnjim izgaranjem.

NA prirodni uvjeti ugljikov monoksid se lako oksidira atmosferskim kisikom i vodenom parom u ugljični dioksid. Ovo je osnova prve pomoći kod trovanja ovim spojem.

Priznanica

Vrijedno je istaknuti jednu značajku. Ugljični monoksid (formula), odnosno ugljični dioksid (molekularna struktura) izgledaju ovako: C≡O i O=C=O. Razlika je jedan atom kisika. Zato industrijski način dobivanje monoksida temelji se na reakciji između dioksida i ugljena: CO 2 + C = 2CO. Ovo je najjednostavniji i najčešći način sintetiziranja ovog spoja.

Laboratorij koristi razne organski spojevi, soli metala i složene tvari, budući da se ne očekuje da će prinos proizvoda biti prevelik.

Visokokvalitetni reagens za prisutnost ugljičnog monoksida u zraku ili otopini je paladijev klorid. Njihovim međudjelovanjem nastaje čisti metal koji uzrokuje tamnjenje otopine ili površine papira.

Biološki učinak na tijelo

Kao što je gore spomenuto, ugljični monoksid je vrlo otrovna, bezbojna, opasna i smrtonosna štetočina ljudsko tijelo. I ne samo čovjek, nego općenito bilo koje živo biće. Biljke koje su izložene ispušnim plinovima automobila vrlo brzo umiru.

Kakav je točno biološki učinak ugljičnog monoksida na unutarnji okoliš životinjskih bića? Radi se o stvaranju jakih kompleksnih spojeva krvnog proteina hemoglobina i dotičnog plina. Odnosno, umjesto kisika, hvataju se molekule otrova. Stanično disanje trenutno blokira, izmjena plinova postaje nemoguća u svom normalnom tijeku.

Kao rezultat, dolazi do postupnog blokiranja svih molekula hemoglobina i, kao rezultat, smrti. Dovoljan je poraz od samo 80% da ishod trovanja postane smrtonosan. Da biste to učinili, koncentracija ugljičnog monoksida u zraku trebala bi biti 0,1%.

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

  • glavobolja;
  • vrtoglavica;
  • gubitak svijesti.

Prva pomoć je izlazak na svježi zrak, gdje će ugljični monoksid pod utjecajem kisika prijeći u ugljični dioksid, odnosno neutralizirati se. Slučajevi smrti od djelovanja dotične tvari vrlo su česti, osobito u domovima s. Uostalom, kada se spaljuju drvo, ugljen i druge vrste goriva, ovaj plin nužno nastaje kao nusprodukt. Pridržavanje sigurnosnih propisa iznimno je važno za očuvanje života i zdravlja ljudi.

Brojni su i slučajevi trovanja u garažama, gdje je montirano mnogo ispravnih motora automobila, ali je dotok nedovoljno opskrbljen. svježi zrak. Smrt, ako je prekoračena dopuštena koncentracija, nastupa unutar sat vremena. Fizički je nemoguće osjetiti prisutnost plina, jer nema ni mirisa ni boje.

Industrijska uporaba

Osim toga, ugljični monoksid se koristi:

  • za preradu mesnih i ribljih proizvoda, što vam omogućuje da im date svjež izgled;
  • za sinteze nekih organskih spojeva;
  • kao komponenta generatorskog plina.

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

Ugljični monoksid(II) – CO

(ugljični monoksid, ugljični monoksid, ugljični monoksid)

Fizička svojstva: bezbojan otrovni plin, bez okusa i mirisa, gori plavičastim plamenom, lakši od zraka, slabo topljiv u vodi. Koncentracija ugljičnog monoksida u zraku od 12,5-74% je eksplozivna.

Struktura molekule:

Formalno oksidacijsko stanje ugljika +2 ne odražava strukturu molekule CO, u kojoj, uz dvostruku vezu formiranu dijeljenjem C i O elektrona, postoji dodatna veza formirana donor-akceptorskim mehanizmom zbog slobodnom paru elektrona kisika (prikazano strelicom):

U tom smislu, molekula CO je vrlo jaka i sposobna je ući u oksidacijsko-redukcijske reakcije samo pri visokim temperaturama. U normalnim uvjetima, CO ne stupa u interakciju s vodom, alkalijama ili kiselinama.

Priznanica:

Glavni antropogeni izvor ugljičnog monoksida CO trenutno su ispušni plinovi motora s unutarnjim izgaranjem. Ugljični monoksid nastaje izgaranjem goriva u motorima s unutarnjim izgaranjem pri nedovoljnim temperaturama ili loše podešenom sustavu dovoda zraka (ne dovodi se dovoljno kisika za oksidaciju ugljičnog monoksida CO u ugljični dioksid CO2). U prirodnim uvjetima, na površini Zemlje, ugljični monoksid CO nastaje tijekom nepotpune anaerobne razgradnje organskih spojeva i tijekom izgaranja biomase, uglavnom tijekom šumskih i stepskih požara.

1) U industriji (u plinskim 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 upuhuje kroz vrući ugljen:

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

smjesa CO + H 2 – nazvana sintezni – plin .

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

HCOOH t˚C, H2SO4 → H2O + CO

H2C204 t˚C,H2SO4 → CO + CO 2 + H 2 O

Kemijska svojstva:

U normalnim uvjetima CO je inertan; kada se zagrije - redukcijsko sredstvo;

CO - oksid koji ne stvara soli .

1) s kisikom

2 C +2 O + O 2 t ˚ C →2 C +4 O 2

2) s metalnim oksidima CO + Ja x O y = CO 2 + Mi

C +2 O + CuO t ˚ C → Su + C +4 O 2

3) s klorom (na svjetlu)

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

4)* reagira s alkalijskim talinama (pod pritiskom)

CO+NaOHP → HCOONa (natrijev format)

Učinak ugljičnog monoksida na žive organizme:

Ugljični monoksid je opasan jer onemogućuje krvlju prijenos kisika do vitalnih organa poput srca i mozga. Ugljični monoksid spaja se s hemoglobinom koji prenosi kisik do stanica tijela, zbog čega ono postaje nepodobno za prijenos kisika. Ovisno o udahnutoj količini, ugljični monoksid otežava koordinaciju, pogoršava kardiovaskularne bolesti i uzrokuje umor, glavobolju, slabost.Učinak ugljičnog monoksida na zdravlje čovjeka ovisi o njegovoj koncentraciji i vremenu izlaganja organizmu. Koncentracija ugljičnog monoksida u zraku iznad 0,1% dovodi do smrti unutar jednog sata, a koncentracija veća od 1,2% unutar tri minute.

Primjena ugljičnog monoksida :

Ugljični monoksid se uglavnom koristi kao zapaljivi plin pomiješan s dušikom, tzv. generatorski ili zračni plin ili vodeni plin pomiješan s vodikom. U metalurgiji za dobivanje metala iz njihovih ruda. Za dobivanje metala visoke čistoće razgradnjom karbonila.

POPRAVLJANJE

broj 1. Dopuniti jednadžbe reakcija, izraditi elektronsku bilancu za svaku od reakcija, navesti procese oksidacije i redukcije; oksidacijsko sredstvo i redukcijsko sredstvo:

CO 2 + C =

C + H2O =

S O + O 2 \u003d

CO + Al 2 O 3 \u003d

broj 2. Izračunajte količinu energije potrebnu za proizvodnju 448 litara ugljičnog monoksida prema termokemijskoj jednadžbi

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