Ugljen monoksid, ili ugljen monoksid(CO) je gas bez boje, mirisa i ukusa. Gori plavim plamenom, poput vodonika. Zbog toga su ga kemičari pomiješali s vodikom 1776. godine kada su prvi put proizveli ugljični monoksid zagrijavanjem cink oksida s ugljikom. Molekul ovog gasa ima jaku trostruku vezu, poput molekula azota. Zato među njima postoje neke sličnosti: tačke topljenja i ključanja su skoro iste. Molekul ugljen monoksida ima visoka vrijednost jonizacioni potencijal.
Kada ugljični monoksid oksidira, formira se ugljični dioksid. Ova reakcija oslobađa veliki broj toplotnu energiju. Zbog toga se ugljen monoksid koristi u sistemima grijanja.
Ugljen monoksid na niske temperature gotovo ne reagira s drugim tvarima; na visokim temperaturama situacija je drugačija. Reakcije sabiranja različitih tipova javljaju se vrlo brzo. organska materija. Mješavina CO i kisika u određenim omjerima vrlo je opasna zbog mogućnosti eksplozije.
Proizvodnja ugljen monoksida
U laboratorijskim uslovima ugljični monoksid nastaje razgradnjom. Nastaje pod uticajem vruće koncentrisane sumporne kiseline, ili pri njenom prolasku kroz fosfor-oksid. Druga metoda je zagrijavanje mješavine mravlje i oksalne kiseline na određenu temperaturu. Razvijeni CO se može ukloniti iz ove smjese propuštanjem kroz baritnu vodu (zasićeni rastvor).
Opasnost od ugljen monoksida
Ugljen monoksid je izuzetno opasan za ljude. Izaziva teška trovanja i često može uzrokovati smrt. Stvar je u tome što ugljen monoksid ima sposobnost da reaguje sa hemoglobinom u krvi, koji prenosi kiseonik do svih ćelija u telu. Kao rezultat ove reakcije nastaje karbohemoglobin. Zbog nedostatka kiseonika, ćelije gladuju.
Možete odabrati sledećim simptomima trovanja: mučnina, povraćanje, glavobolja, gubitak vida boja, respiratorni distres i drugo. Osoba koja pati od trovanja ugljičnim monoksidom mora što prije pružiti prvu pomoć. Prvo ga morate izvući Svježi zrak i stavite na nos pamučni štapić natopljen amonijakom. Zatim protrljajte žrtvina prsa i stavite jastučiće za grijanje na njegove noge. Preporučuje se dosta tople tečnosti. Trebali biste odmah pozvati ljekara nakon otkrivanja simptoma.
- Klasa opasnosti UN 2.3
- Sekundarna opasnost prema UN klasifikaciji 2.1
Struktura molekula
Molekul CO, kao i izoelektronski molekul dušika, ima trostruku vezu. Budući da su ove molekule slične strukture, slična su i njihova svojstva - vrlo niske točke topljenja i ključanja, bliske vrijednosti standardnih entropija itd.
U okviru metode valentne veze struktura molekule CO može se opisati formulom: C≡O:, a treća veza nastaje prema mehanizmu donor-akceptor, gdje je ugljik akceptor elektronskog para, a kisik donor.
Zbog prisustva trostruke veze, molekula CO je vrlo jaka (energija disocijacije 1069 kJ/mol, ili 256 kcal/mol, što je veće od bilo koje druge dvoatomske molekule) i ima malu međunuklearnu udaljenost (d C≡ O = 0,1128 nm ili 1,13Å).
Molekul je slabo polariziran, električni moment njegovog dipola μ = 0,04·10 -29 C m (smjer dipolnog momenta O - →C +). Potencijal jonizacije 14,0 V, konstanta sprege sile k = 18,6.
Istorija otkrića
Ugljični monoksid je prvi proizveo francuski hemičar Jacques de Lassonne 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 Cruickshank. Ugljenmonoksid izvan Zemljine atmosfere prvi je otkrio belgijski naučnik M. Migeotte 1949. godine prisustvom glavne vibraciono-rotacione trake u IR spektru Sunca.
Ugljen monoksid u Zemljinoj atmosferi
Postoje prirodni i antropogeni izvori ulaska u Zemljinu atmosferu. U prirodnim uslovima, na površini Zemlje, CO nastaje prilikom nepotpune anaerobne razgradnje organskih jedinjenja i tokom sagorevanja biomase, uglavnom tokom šumskih i stepskih požara. Ugljični monoksid nastaje u tlu i biološki (oslobađaju ga živi organizmi) i nebiološki. Eksperimentalno je dokazano oslobađanje ugljičnog monoksida zbog fenolnih spojeva uobičajenih u tlima, koji sadrže OCH 3 ili OH grupe u orto- ili para-položajima u odnosu na prvu hidroksilnu grupu.
Ukupna ravnoteža nebiološke proizvodnje CO i njegove oksidacije mikroorganizmima ovisi o specifičnostima uslovi životne sredine, prvenstveno od vlage i vrijednosti. Na primjer, ugljični monoksid se oslobađa direktno u atmosferu iz sušnih tla, stvarajući tako lokalne maksimume koncentracije ovog plina.
U atmosferi, CO je proizvod lanaca reakcija koje uključuju metan i druge ugljovodonike (prvenstveno izopren).
Glavni antropogeni izvor CO trenutno su izduvni gasovi iz motora sa unutrašnjim sagorevanjem. Ugljenmonoksid nastaje kada se ugljovodonična goriva sagorevaju u motorima sa unutrašnjim sagorevanjem na nedovoljnim temperaturama ili je sistem za dovod vazduha loše podešen (isporučuje se nedovoljno kiseonika za oksidaciju CO u CO 2). U prošlosti, značajan dio antropogenog unosa CO u atmosferu bio je obezbjeđen svjetlosnim plinom, koji se koristio za unutarnju rasvjetu u 19. stoljeću. Sastav mu je bio približno isti kao i vodeni plin, odnosno sadržavao je do 45% ugljičnog monoksida. Trenutno, u komunalnom sektoru ovaj plin je zamijenjen znatno manje toksičnim prirodnim plinom (niži predstavnici homologne serije alkani - propan itd.)
Unos CO iz prirodnih i antropogenih izvora je približno isti.
Ugljični monoksid u atmosferi je u brzoj cirkulaciji: njegovo prosječno vrijeme zadržavanja je oko 0,1 godinu, oksidira se hidroksilom u ugljični dioksid.
Potvrda
Industrijska metoda
2C + O 2 → 2CO (termički efekat ove reakcije je 22 kJ),
2. ili kod redukcije ugljičnog dioksida vrućim ugljem:
CO 2 + C ↔ 2CO (ΔH=172 kJ, ΔS=176 J/K).
Ova reakcija se često javlja u vatri peći kada se klapna peći zatvori prerano (prije nego što je ugalj potpuno izgorio). Ugljični monoksid koji nastaje u ovom slučaju, zbog svoje toksičnosti, uzrokuje fiziološke poremećaje (“pare”), pa čak i smrt (vidi dolje), otuda i jedno od trivijalnih naziva – “ugljični monoksid”. Slika reakcija koje se dešavaju u peći prikazana je na dijagramu.
Reakcija redukcije ugljičnog dioksida je reverzibilna, a utjecaj temperature na ravnotežno stanje ove reakcije prikazan je na grafikonu. Tok reakcije udesno je osiguran faktorom entropije, a lijevo faktorom entalpije. Na temperaturama ispod 400°C ravnoteža se skoro potpuno pomera ulevo, a na temperaturama iznad 1000°C udesno (prema stvaranju CO). Na niskim temperaturama, brzina ove reakcije je vrlo niska, pa je ugljični monoksid na normalnim uslovima prilično stabilan. Ova ravnoteža ima poseban naziv Boudoir balans.
3. Smjese ugljičnog monoksida s drugim supstancama dobijaju se propuštanjem zraka, vodene pare itd. kroz sloj vrućeg koksa, kamena ili mrki ugalj itd. (vidi generatorski gas, vodeni gas, mešani gas, sintetski gas).
Laboratorijska metoda
TLV (maksimalna granična koncentracija, SAD): 25 MAC r.z. prema Higijenskim standardima GN 2.2.5.1313-03 je 20 mg/m³
Zaštita od ugljen monoksida
Zbog tako dobre kalorijske vrijednosti, CO je komponenta raznih tehničkih plinskih mješavina (vidi, na primjer, generatorski plin), koji se, između ostalog, koristi za grijanje.
halogeni. Greatest praktična upotreba dobio reakciju sa hlorom:
CO + Cl 2 → COCl 2
Reakcija je egzotermna, toplinski efekat joj je 113 kJ, a u prisustvu katalizatora (aktivnog ugljena) odvija se na sobnoj temperaturi. Kao rezultat reakcije nastaje fosgen, supstanca koja se široko koristi u raznim granama hemije (a takođe i kao hemijsko ratno sredstvo). Sličnim reakcijama mogu se dobiti COF 2 (karbonil fluorid) i COBr 2 (karbonil bromid). Karbonil jodid nije dobijen. Egzotermnost reakcija brzo opada sa F na I (za reakcije sa F 2 toplotni efekat je 481 kJ, sa Br 2 - 4 kJ). Također je moguće dobiti mješovite derivate, na primjer COFCl (za više detalja vidi halogene derivate ugljene kiseline).
Reakcijom CO sa F 2 , osim 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), pri zagrevanju iznad 200°C eksplozivno se razgrađuje (produkti reakcije CO 2, O 2 i COF 2 ), u kisela sredina reaguje sa kalijum jodidom prema jednačini:
(FCO) 2 O 2 + 2KI → 2KF + I 2 + 2CO 2
Ugljen monoksid reaguje sa halkogenima. Sa sumporom stvara ugljični sulfid COS, reakcija se događa kada se zagrije, prema jednadžbi:
CO + S → COS ΔG° 298 = −229 kJ, ΔS° 298 = −134 J/K
Dobijeni su i slični selenoksid Cose i teluroksid COTe.
Vraća SO 2:
SO 2 + 2CO → 2CO 2 + S
Sa prelaznim metalima stvara veoma isparljiva, zapaljiva i toksična jedinjenja - karbonile, kao što su Cr(CO) 6, Ni(CO) 4, Mn 2 CO 10, Co 2 (CO) 9 itd.
Kao što je gore navedeno, ugljen monoksid je slabo rastvorljiv u vodi, ali ne reaguje sa njim. Takođe ne reaguje sa rastvorima alkalija i kiselina. Međutim, on reaguje sa topljenjem alkalija:
CO + KOH → HCOOK
Zanimljiva je reakcija ugljen monoksida sa metalnim kalijumom u rastvoru amonijaka. Time nastaje eksplozivno jedinjenje kalijev dioksodikarbonat:
2K + 2CO → K + O - -C 2 -O - K +
Reakcija sa amonijakom na visoke temperature moguće je dobiti jedinjenje važno za industriju - cijanovodonik HCN. Reakcija se odvija u prisustvu katalizatora (oksida
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. Da bi se razumjeli procesi međudjelovanja elemenata, plinova, soli i drugih formacija jedni s drugima, u školski kurs i uveden je predmet „Hemija“. 8. razred je početak nastave hemije po odobrenom opšteobrazovnom programu.
Jedan od najčešćih spojeva koji se nalaze u oba zemljine kore, au atmosferi je oksid. Oksid je spoj bilo kojeg hemijski element sa atomom kiseonika. Čak je i izvor svega života na Zemlji - voda, vodonik oksid. Ali u ovom članku nećemo govoriti o oksidima općenito, već o jednom od najčešćih spojeva - ugljičnom monoksidu. Ova jedinjenja se dobijaju spajanjem atoma kiseonika i ugljika. Ova jedinjenja mogu sadržavati različite količine atoma ugljika i kisika, ali postoje dva glavna spoja ugljika i kisika: ugljični monoksid i ugljični dioksid.
Hemijska formula i način proizvodnje ugljičnog monoksida
Koja je njegova formula? Ugljični 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). Energija rupture ovoga hemijsko jedinjenje iznosi 1076 kJ/mol. Trostruka veza nastaje zbog činjenice da element ugljik ima p-orbitalu u svojoj atomskoj strukturi koju ne zauzimaju elektroni. Ova okolnost stvara priliku da atom ugljika postane akceptor elektronskog para. Atom kisika, naprotiv, ima nepodijeljeni par elektrona u jednoj od p-orbitala, što znači da ima sposobnost doniranja elektrona. Kada se ova dva atoma spoje, pored dvije kovalentne veze, pojavljuje se i treća - kovalentna veza donor-akceptor.
Postoji razne načine dobijanje CO Jedan od najjednostavnijih je prenos ugljen-dioksid preko vrelog uglja. U laboratoriju se ugljični monoksid proizvodi sljedećom reakcijom: mravlja kiselina se zagrijava sa sumpornom kiselinom, čime se mravlja kiselina odvaja na vodu i ugljični monoksid.
CO se također oslobađa kada se zagriju oksalna i sumporna kiselina.
Fizička svojstva CO
Ugljen monoksid (2) ima sljedeće fizička svojstva To je bezbojni plin bez izrazitog mirisa. Svi strani mirisi koji se pojavljuju tokom curenja ugljičnog monoksida produkti su razgradnje organskih nečistoća. Mnogo je lakši od vazduha, izuzetno toksičan, veoma slabo rastvorljiv u vodi i različit visok stepen zapaljivost.
Najvažnije svojstvo CO je njegov negativan učinak na ljudski organizam. Trovanje ugljen-monoksidom može biti fatalno. Učinci ugljičnog monoksida na ljudsko tijelo bit će detaljnije razmotreni u nastavku.
Hemijska svojstva CO
Basic hemijske reakcije, u kojem se mogu koristiti ugljični oksidi (2) - ovo je redoks reakcija, kao i reakcija adicije. Redoks reakcija se izražava u sposobnosti CO da reducira metal iz oksida miješajući ih uz daljnje zagrijavanje.
U interakciji s kisikom nastaje ugljični dioksid i oslobađa se značajna količina topline. Ugljen monoksid gori plavkastim plamenom. Veoma važna funkcija ugljični monoksid - 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 način proizvodnje ugljičnog dioksida
Ugljični dioksid, ili ugljični dioksid, ima hemijska formula CO2. Struktura molekula je malo drugačija od strukture CO. IN ovo obrazovanje ugljenik ima oksidaciono stanje +4. Struktura molekula je linearna, što znači da je nepolarna. Molekul CO 2 nije tako jak kao CO. IN zemljina atmosfera sadrži oko 0,03% ugljičnog dioksida ukupne zapremine. Povećanje ovog indikatora uništava ozonski omotač Zemlje. U nauci se ovaj fenomen naziva efekat staklene bašte.
Možete dobiti ugljični dioksid na razne načine. U industriji nastaje kao rezultat sagorijevanja dimnih plinova. Može biti nusproizvod procesa proizvodnje alkohola. Može se dobiti procesom razlaganja zraka na njegove glavne komponente, kao što su dušik, kisik, argon i druge. U laboratorijskim uslovima ugljični monoksid (4) se može dobiti spaljivanjem krečnjaka, a kod kuće se ugljični dioksid može dobiti reakcijom limunske kiseline i soda bikarbona. Inače, upravo su se tako 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. Utjecaj ugljičnog dioksida na ljudsko tijelo bit će detaljnije razmotren u nastavku. CO 2 je mnogo teži od zraka i vrlo je rastvorljiv u vodi čak i na sobnoj temperaturi.
Jedan od mnogih zanimljiva svojstva ugljični dioksid je to što nema tekućine stanje agregacije pod normalnim uslovima atmosferski pritisak. Međutim, ako se struktura ugljičnog dioksida izloži temperaturi od -56,6 °C i pritisku od oko 519 kPa, pretvara se u bezbojnu tekućinu.
Kada temperatura značajno padne, gas je u stanju takozvanog „suvog leda“ i isparava na temperaturi višoj od -78 o C.
Hemijska svojstva CO 2
Prema sopstvenim hemijska svojstva Ugljenmonoksid (4), čija je formula CO 2, tipičan je kiseli oksid i ima sva svoja svojstva.
1. Prilikom interakcije s vodom nastaje ugljične kiseline, slabe kiselosti i niske stabilnosti u rastvorima.
2. Kada je u interakciji sa alkalijama, ugljen dioksid stvara odgovarajuću so i vodu.
3. Tokom interakcije sa aktivnim metalnim oksidima, podstiče stvaranje soli.
4. Ne podržava proces sagorevanja. Aktiviraj ovaj proces Mogu samo neki 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 otrovna supstanca, koja ulaskom u organizam ozbiljno utiče na krv, nervni sistem tijelo i mišiće (uključujući srce).
Ugljen monoksid u vazduhu se ne može prepoznati, jer ovaj gas nema nikakav izrazit miris. Upravo zbog toga je opasan. Ulazeći u ljudsko tijelo kroz pluća, ugljični monoksid aktivira svoju destruktivnu aktivnost u krvi i počinje interakciju s hemoglobinom stotine puta brže od kisika. Kao rezultat, pojavljuje se vrlo stabilno jedinjenje koje se zove karboksihemoglobin. Ometa isporuku kiseonika iz pluća do mišića, što dovodi do gladovanja mišićnog tkiva. Mozak je zbog toga posebno ozbiljno pogođen.
Zbog nemogućnosti prepoznavanja trovanja ugljičnim monoksidom putem čula mirisa, trebali biste biti svjesni nekih osnovnih znakova koji se pojavljuju u ranim fazama:
- vrtoglavica praćena glavoboljom;
- zujanje u ušima i treperenje pred očima;
- palpitacije i kratak dah;
- crvenilo lica.
Nakon toga, žrtva trovanja razvija tešku slabost, ponekad povraća. U teškim slučajevima trovanja mogući su nevoljni konvulzije, praćeni daljnjim gubitkom svijesti i komom. Ako se pacijentu odmah ne pruži odgovarajuća zdravstvenu zaštitu, tada je moguća smrt.
Utjecaj ugljičnog dioksida na ljudski organizam
Ugljenični oksidi kiselosti +4 spadaju u kategoriju gasova koji guše. Drugim riječima, ugljični dioksid nije toksična supstanca, međutim, može značajno utjecati na protok kisika u tijelu. Kada se nivo ugljičnog dioksida poveća na 3-4%, osoba postaje ozbiljno slaba i počinje se osjećati pospano. Kada se nivo poveća na 10%, počinju da se razvijaju jake glavobolje, vrtoglavica, gubitak sluha, a ponekad i 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, vještačko disanje. U krajnjem slučaju, morate povezati žrtvu s uređajem umjetna ventilacija pluća.
Iz opisa djelovanja ova dva ugljična oksida na organizam možemo zaključiti da velika opasnost Za ljude je to još uvijek ugljični monoksid sa svojom visokom toksičnošću i ciljanim djelovanjem na tijelo iznutra.
Ugljični dioksid nije toliko podmukao i manje je štetan za ljude, zbog čega ljudi aktivno koriste ovu tvar čak iu prehrambenoj industriji.
Upotreba ugljičnih oksida u industriji i njihov utjecaj na različite aspekte života
Ugljični oksidi imaju vrlo široku primjenu u različitim poljima ljudske djelatnosti, a njihov spektar je izuzetno bogat. Dakle, ugljen monoksid se široko koristi u metalurgiji u procesu topljenja livenog gvožđa. CO je stekao široku popularnost kao materijal za skladištenje hrane u hladnjaku. Ovaj oksid se koristi za preradu 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 in U poslednje vreme Sve se više koristi u automobilskoj industriji kao gorivo za vozila na plin.
Ugljični dioksid nije toksičan, pa je njegova primjena široko rasprostranjena u prehrambenoj industriji, gdje se koristi kao konzervans ili sredstvo za dizanje. CO 2 se također koristi u proizvodnji mineralnih i gaziranih voda. U svom čvrstom obliku („suhi led“), često se koristi u zamrzivačima za održavanje konstantno niske temperature u prostoriji ili uređaju.
Vrlo su popularni aparati za gašenje požara ugljičnim dioksidom, čija pjena u potpunosti izoluje vatru od kiseonika i sprečava 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. Da, jedna od komponenti je ugljični dioksid.
Kao što vidimo, zbog svoje minimalne toksičnosti, ugljični dioksid je sve češći Svakodnevni život ljudi, dok je ugljični monoksid našao primjenu u teškoj industriji.
Postoje i drugi spojevi ugljika s kisikom, na sreću formula ugljika i kisika dozvoljava upotrebu razne opcije veze sa različite količine 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 prirodni svijet. Dakle, ugljen monoksid može biti proizvod sagorevanja šuma ili rezultat ljudske aktivnosti (izduvni gasovi i opasni otpad iz industrijskih preduzeća).
Ugljični dioksid, koji već znamo, također je dio složenog sastava zraka. Njegov sadržaj u njemu je oko 0,03% ukupne zapremine. Kada se ovaj pokazatelj poveća, javlja se takozvani „efekat staklene bašte“, kojeg se savremeni naučnici toliko plaše.
Ugljični dioksid ispuštaju životinje i ljudi izdisanjem. To je glavni izvor takvog elementa kao što je ugljik, koji je koristan za biljke, zbog čega mnogi znanstvenici pucaju na sve cilindre, ukazujući na neprihvatljivost krčenja šuma velikih razmjera. Ako biljke prestanu da apsorbiraju ugljični dioksid, tada se postotak njegovog sadržaja u zraku može povećati do kritičnih nivoa za ljudski život.
Očigledno su mnogi ljudi na vlasti zaboravili udžbenički materijal koji su obrađivali u djetinjstvu” opšta hemija. 8. razred”, inače bi se problemu krčenja šuma u mnogim dijelovima svijeta posvetila ozbiljnija pažnja. To se, inače, odnosi i na problem ugljen monoksida u životnoj sredini. Količina ljudskog otpada i postotak emisije ovog neobično toksičnog materijala u okruženje raste iz dana u dan. I nije činjenica da se sudbina svijeta opisana u divnom crtiću “Wally” neće ponoviti, kada je čovječanstvo moralo napustiti Zemlju, koja je bila zagađena do temelja, i otići u druge svjetove u potrazi za boljim život.
Jedinjenja ugljenika. Ugljen monoksid (II)- ugljenmonoksid je jedinjenje bez mirisa i boje, gori plavkastim plamenom, lakši je od vazduha i slabo je rastvorljiv u vodi.
CO- oksid koji ne stvara so, ali pri prolasku lužine u talinu pod visokim pritiskom formira so mravlje kiseline:
CO +KOH = HCOOK
Zbog toga COčesto se smatra anhidridom mravlje kiseline:
HCOOH = CO + H 2 O,
Reakcija se odvija pod dejstvom koncentrovane sumporne kiseline.
Struktura ugljen monoksida (II).
Oksidacijsko stanje +2. Veza izgleda ovako:
Strelica pokazuje dodatnu vezu, koju formira mehanizam donor-akceptor zbog usamljenog para elektrona atoma kiseonika. Zbog toga je veza u oksidu vrlo jaka, pa oksid može ući u oksidaciono-redukcione reakcije samo na visokim temperaturama.
Priprema ugljičnog monoksida (II).
1. Dobija se tokom reakcije oksidacije jednostavnih supstanci:
2 C + O 2 = 2 CO,
C + CO 2 = 2 CO,
2. Nakon oporavka CO sam ugljik ili metali. Reakcija se javlja kada se zagrije:
Hemijska svojstva ugljičnog monoksida (II).
1. U normalnim uslovima, ugljen monoksid ne stupa u interakciju sa kiselinama ili bazama.
2. U atmosferskom kiseoniku, ugljen monoksid gori plavkastim plamenom:
2CO + O 2 = 2CO 2,
3. Na temperaturi, ugljen monoksid redukuje metale iz oksida:
FeO + CO = Fe + CO 2,
4. Kada ugljen monoksid reaguje sa hlorom, nastaje otrovni gas - fosgen. Reakcija se javlja nakon zračenja:
CO + Cl 2 = COCl 2,
5. Ugljenmonoksid reaguje sa vodom:
CO +H 2 O = CO 2 + H 2,
Reakcija je reverzibilna.
6. Kada se zagreje, ugljen monoksid stvara metil alkohol:
CO + 2H 2 = CH 3 OH,
7. Ugljen monoksid se formira sa metalima karbonili(isparljiva jedinjenja).
Fizička svojstva.
Ugljen monoksid je gas bez boje i mirisa koji je slabo rastvorljiv u vodi.
t pl. 205 °C,
t kip. 191 °C
kritična temperatura =140°C
kritični pritisak = 35 atm.
Rastvorljivost CO u vodi je oko 1:40 po zapremini.
Hemijska svojstva.
U normalnim uslovima, CO je inertan; kada se zagrije - redukcijski agens; oksid koji ne stvara soli.
1) sa kiseonikom
2C +2 O + O 2 = 2C +4 O 2
2) sa metalnim oksidima
C +2 O + CuO = 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 mravlja kiselina (natrijum format)
5) formira karbonile sa prelaznim metalima
Ni + 4CO =t°= Ni(CO) 4
Fe + 5CO =t°= Fe(CO) 5
Ugljen monoksid ne reaguje hemijski sa vodom. CO takođe ne reaguje sa alkalijama i kiselinama. Izuzetno je otrovan.
Sa hemijske strane, ugljen monoksid karakteriše uglavnom njegova sklonost ka 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 rastvoru je sposoban da redukuje soli Au, Pt i nekih drugih elemenata u slobodne metale već na uobičajenim temperaturama.
Na povišenim temperaturama i visoki pritisci dolazi do interakcije CO sa vodom i kaustičnim alkalijama: u prvom slučaju nastaje HCOOH, a u drugom natrijum mravlja kiselina. Poslednja reakcija teče na 120 °C, pritisak 5 atm i nalazi tehničku upotrebu.
Redukcija paladij klorida u otopini je jednostavna prema općoj shemi:
PdCl 2 + H 2 O + CO = CO 2 + 2 HCl + Pd
služi kao najčešće korištena reakcija za otkrivanje ugljičnog monoksida u mješavini plinova. Čak i vrlo male količine CO se lako detektuju blagim obojenjem rastvora usled oslobađanja fino zdrobljenog metala paladijuma. Kvantitativno određivanje CO se zasniva na reakciji:
5 CO + I 2 O 5 = 5 CO 2 + I 2.
Oksidacija CO u otopini često se događa značajnom brzinom samo u prisustvu katalizatora. Prilikom odabira potonjeg, glavnu ulogu igra priroda oksidacijskog sredstva. Tako 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 koje oksidacijom CO dobijaju energiju koja im je potrebna za život.
Komparativna aktivnost CO i H2 kao redukcionih agenasa može se procijeniti proučavanjem reverzibilne reakcije:
H 2 O + CO = CO 2 + H 2 + 42 kJ,
ravnotežno stanje koje se na visokim temperaturama uspostavlja prilično brzo (naročito u prisustvu Fe 2 O 3). Na 830 °C, ravnotežna smjesa sadrži jednake količine CO i H2, odnosno afinitet oba plina prema kisiku je isti. Ispod 830 °C jači reduktor je CO, iznad - H2.
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 = CaCO 3 + H 2 + 217 kJ.
Ova reakcija se dešava već na 500 °C.
U zraku, CO se zapali na oko 700 °C i sagorijeva plavim plamenom do CO 2:
2 CO + O 2 = 2 CO 2 + 564 kJ.
Značajno oslobađanje topline koje prati ovu reakciju čini ugljični monoksid vrijednim plinovitim gorivom. Međutim, najčešće se koristi kao polazni proizvod za sintezu različitih organskih tvari.
Sagorevanje debelih slojeva uglja u pećima odvija se u tri faze:
1) C + O 2 = CO 2; 2) CO 2 + C = 2 CO; 3) 2 CO + O 2 = 2 CO 2.
Ako se cijev prerano zatvori, stvara se nedostatak kisika u peći, što može uzrokovati širenje CO po zagrijanoj prostoriji i dovesti do trovanja (dimova). Treba napomenuti da miris “ugljičnog monoksida” ne uzrokuje CO, već nečistoće nekih organskih tvari.
CO plamen može imati temperaturu do 2100 °C. Reakcija sagorevanja CO interesantna je po tome što se zagreva na 700-1000 °C, odvija se primetnom brzinom samo u prisustvu tragova vodene pare ili drugih gasova koji sadrže vodonik (NH 3, H 2 S, itd.). Ovo je zbog lančani karakter reakcija koja se razmatra, a koja se odvija kroz međuformiranje OH radikala prema sljedećim shemama:
H + O 2 = HO + O, zatim O + CO = CO 2, HO + CO = CO 2 + H, itd.
Na vrlo visokim temperaturama, reakcija sagorijevanja CO postaje primjetno reverzibilna. Sadržaj CO 2 u ravnotežnoj mješavini (pod pritiskom od 1 atm) iznad 4000 °C može biti zanemarljivo mali. Sam molekul CO je toliko termički stabilan da se ne raspada čak ni na 6000 °C. Molekuli CO su otkriveni u međuzvjezdanom mediju. Kada CO djeluje na metal K na 80 °C, formira se bezbojno kristalno, visoko eksplozivno jedinjenje sastava K 6 C 6 O 6. Eliminacijom kalija ova supstanca se lako pretvara u ugljični monoksid C 6 O 6 („trikinon“), koji se može smatrati produktom polimerizacije CO. Njegova struktura odgovara šestočlanom prstenu 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. Nastali ugljen-tioksid (O=C=S) je bezbojni gas bez mirisa (t.t. -139, bp -50 °C). Ugljen (II) monoksid je sposoban da se direktno kombinuje sa određenim metalima. Kao rezultat, nastaju karbonili metala, koje treba smatrati složenim spojevima.
Ugljen(II) monoksid 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 formiraju u rastvoru amonijaka CuCl, koji se često koristi za apsorpciju CO u analizi gasova.
Potvrda.
Ugljični monoksid nastaje kada 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 = 2 CO.
Formiranje CO iz elemenata slijedi jednačinu:
2 C + O 2 = 2 CO + 222 kJ.
Pogodno je dobiti male količine CO razgradnjom mravlje kiseline: HCOOH = H 2 O + CO
Ova reakcija se lako dešava 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 hemipentaoksida. Interakcija HCOOH s klorosulfonskom kiselinom prema shemi:
HCOOH + CISO 3 H = H 2 SO 4 + HCI + CO
Već radi na normalnim temperaturama.
Pogodna metoda za laboratorijsku proizvodnju CO može biti zagrijavanje konc. sumporna kiselina, oksalna kiselina ili kalijum željezni sulfid. U prvom slučaju, reakcija se odvija prema sljedećoj shemi: H 2 C 2 O 4 = 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 = 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. Konvencionalni („vazdušni“) generatorski gas sadrži u proseku (volumen %): CO-25, N2-70, CO 2 -4 i male nečistoće drugih gasova. Kada sagorijeva, proizvodi 3300-4200 kJ po m3. Zamjena običnog zraka kisikom dovodi do značajnog povećanja sadržaja CO (i povećanja kalorijske vrijednosti plina).
Još više CO se nalazi u vodenom plinu, koji se sastoji (u idealnom slučaju) od mješavine jednakih volumena CO i H 2 i proizvodi 11.700 kJ/m 3 pri sagorijevanju. Ovaj plin 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 = CO + H 2.
Reakcija stvaranja vodenog plina događa se apsorpcijom topline, ugalj se postepeno hladi i da bi se održao u vrućem stanju, potrebno je naizmjenično prolazak vodene pare s prolaskom zraka (ili kisika) u plin. generator. 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 uduvavanje vazduha i vodene pare kroz sloj vrelog uglja, tj. kombinacija obje gore opisane metode - Dakle, 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 sagorijeva proizvodi oko 5400 kJ.