Ugljični monoksid, odn ugljični monoksid(CO) je plin bez boje, mirisa i okusa. Gori plavim plamenom, poput vodika. Zbog toga su ga kemičari pomiješali s vodikom 1776. kada su prvi proizveli ugljikov monoksid zagrijavanjem cinkovog oksida s ugljikom. Molekula ovog plina ima jaku trostruku vezu, poput molekule dušika. Zato među njima postoje neke sličnosti: talište i vrelište gotovo su jednaki. Molekula ugljičnog monoksida ima visoka vrijednost potencijal ionizacije.
Kada ugljični monoksid oksidira, nastaje ugljični dioksid. Ova reakcija oslobađa veliki broj Termalna energija. Zbog toga se ugljični monoksid koristi u sustavima grijanja.
Ugljični monoksid na niske temperature gotovo ne reagira s drugim tvarima; na visokim temperaturama situacija je drugačija. Reakcije adicije raznih vrsta odvijaju se vrlo brzo. organska tvar. Mješavina CO i kisika u određenim omjerima vrlo je opasna zbog mogućnosti eksplozije.
Proizvodnja ugljičnog monoksida
U laboratorijskim uvjetima ugljikov monoksid nastaje razgradnjom. Nastaje pod utjecajem vruće koncentrirane sumporne kiseline ili pri prolasku kroz fosforni oksid. Druga metoda je zagrijavanje smjese mravlje i oksalne kiseline na određenu temperaturu. Razvijeni CO može se ukloniti iz ove smjese propuštanjem kroz baritnu vodu (zasićena otopina).
Opasnost od ugljičnog monoksida
Ugljični monoksid je izuzetno opasan za ljude. Uzrokuje teško trovanje i često može uzrokovati smrt. Stvar je u tome što ugljični monoksid ima sposobnost reagirati s hemoglobinom u krvi, koji prenosi kisik do svih stanica u tijelu. Kao rezultat ove reakcije nastaje karbohemoglobin. Zbog nedostatka kisika, stanice doživljavaju gladovanje.
Možete odabrati sljedeće simptome trovanje: mučnina, povraćanje, glavobolja, gubitak vida u boji, respiratorni distres i drugi. Osobi koja se otrovala ugljičnim monoksidom mora se pružiti prva pomoć što je prije moguće. Prvo ga morate izvući Svježi zrak i stavite vatu namočenu u amonijak na nos. Zatim trljajte prsa žrtve i stavite grijaće jastučiće na noge. Preporuča se dosta tople tekućine. Trebali biste odmah pozvati liječnika nakon otkrivanja simptoma.
- UN klasa opasnosti 2.3
- Sekundarna opasnost prema UN klasifikaciji 2.1
Struktura molekule
Molekula CO, kao i izoelektronska molekula dušika, ima trostruku vezu. Budući da su ove molekule slične strukture, njihova svojstva su također slična - vrlo niske točke taljenja i vrelišta, bliske vrijednosti standardnih entropija itd.
U okviru metode valentne veze struktura molekule CO može se opisati formulom: C≡O:, a treća veza nastaje po donorsko-akceptorskom mehanizmu, pri čemu je ugljik akceptor elektronskog para, a kisik donor.
Zbog prisutnosti trostruke veze, molekula CO je vrlo jaka (energija disocijacije 1069 kJ/mol, ili 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 1,13Å).
Molekula je slabo polarizirana, električni moment njenog dipola μ = 0,04·10 -29 C m (smjer dipolnog momenta O - →C +). Potencijal ionizacije 14,0 V, konstanta sprega sila k = 18,6.
Povijest otkrića
Ugljični monoksid prvi je proizveo francuski kemičar Jacques de Lassonne 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 Cruickshank. Ugljični monoksid izvan Zemljine atmosfere prvi je otkrio belgijski znanstvenik M. Migeotte 1949. godine po prisutnosti glavnog vibracijsko-rotacijskog pojasa u IR spektru Sunca.
Ugljikov monoksid u Zemljinoj atmosferi
Postoje prirodni i antropogeni izvori ulaska u Zemljinu atmosferu. U prirodnim uvjetima, na površini Zemlje, CO nastaje tijekom nepotpune anaerobne razgradnje organskih spojeva i tijekom izgaranja biomase, uglavnom tijekom šumskih i stepskih požara. Ugljični monoksid nastaje u tlu i biološki (ispuštaju ga živi organizmi) i nebiološki. Eksperimentalno je dokazano otpuštanje ugljičnog monoksida zbog fenolnih spojeva uobičajenih u tlu, koji sadrže OCH 3 ili OH skupine u orto- ili para-položajima u odnosu na prvu hidroksilnu skupinu.
Ukupna ravnoteža nebiološke proizvodnje CO i njegove oksidacije od strane mikroorganizama ovisi o specifičnim okolišni uvjeti, prvenstveno od vlažnosti i vrijednosti. Na primjer, ugljični monoksid se ispušta izravno u atmosferu iz sušnih tla, stvarajući tako lokalne maksimume koncentracije ovog plina.
U atmosferi je CO produkt lanaca reakcija koji uključuju metan i druge ugljikovodike (prvenstveno izopren).
Glavni antropogeni izvor CO trenutno su ispušni plinovi iz motora s unutarnjim izgaranjem. Ugljični monoksid nastaje kada se ugljikovodična goriva izgaraju u motorima s unutarnjim izgaranjem na nedovoljnim temperaturama ili je sustav za dovod zraka loše podešen (dovodi se nedovoljno kisika za oksidaciju CO u CO 2 ). U prošlosti je značajan dio antropogenog unosa CO u atmosferu osiguravao rasvjetni plin koji se u 19. stoljeću koristio za unutarnju rasvjetu. Sastav mu je bio približno isti kao vodeni plin, odnosno sadržavao je do 45% ugljičnog monoksida. Trenutno je u javnom sektoru ovaj plin zamijenjen znatno manje toksičnim prirodnim plinom (niži predstavnici homologne serije alkani - propan, itd.)
Unos CO iz prirodnih i antropogenih izvora približno je isti.
Ugljični monoksid u atmosferi brzo kruži: njegovo prosječno vrijeme zadržavanja je oko 0,1 godinu, oksidira ga hidroksil u ugljični dioksid.
Priznanica
Industrijska metoda
2C + O 2 → 2CO (toplinski učinak ove reakcije je 22 kJ),
2. ili kada se ugljični dioksid reducira vrućim ugljenom:
CO 2 + C ↔ 2CO (ΔH=172 kJ, ΔS=176 J/K).
Ova reakcija često se događa kod požara u peći kada se zaklopka peći zatvori prerano (prije nego što ugljen potpuno izgori). Ugljični monoksid koji nastaje u ovom slučaju, zbog svoje toksičnosti, uzrokuje fiziološke poremećaje (“pare”), pa čak i smrt (vidi dolje), otuda i jedan od trivijalnih naziva – “ugljični monoksid”. Slika reakcija koje se odvijaju u peći prikazana je na dijagramu.
Reakcija redukcije ugljičnog dioksida je reverzibilna; utjecaj temperature na ravnotežno stanje ove reakcije prikazan je na grafikonu. Tijek reakcije udesno osigurava faktor entropije, a ulijevo faktor entalpije. Na temperaturama ispod 400°C ravnoteža je gotovo potpuno pomaknuta ulijevo, a na temperaturama iznad 1000°C udesno (prema stvaranju CO). Na niskim temperaturama, brzina ove reakcije je vrlo niska, tako da ugljični monoksid na normalnim uvjetima prilično stabilan. Ova ravnoteža ima poseban naziv Boudoir ravnoteža.
3. Smjese ugljičnog monoksida s drugim tvarima dobivaju se propuštanjem zraka, vodene pare itd. kroz sloj vrućeg koksa, kamena ili mrki ugljen itd. (vidi generatorski plin, vodeni plin, miješani plin, sintezni plin).
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 ugljičnog monoksida
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.
halogeni. Najveći praktičnu upotrebu dobio reakciju s klorom:
CO + Cl 2 → COCl 2
Reakcija je egzotermna, toplinski učinak joj je 113 kJ, a u prisutnosti katalizatora (aktivni ugljen) odvija se na sobnoj temperaturi. Kao rezultat reakcije nastaje fosgen, tvar koja se široko koristi u raznim granama kemije (i kao kemijsko bojno sredstvo). Sličnim reakcijama mogu se dobiti COF 2 (karbonil fluorid) i COBr 2 (karbonil bromid). Karbonil jodid nije dobiven. Egzotermnost reakcija brzo opada od F do I (za reakcije s F 2 toplinski učinak iznosi 481 kJ, s Br 2 - 4 kJ). Također je moguće dobiti mješovite derivate, na primjer COFCl (za više detalja vidi halogene derivate ugljične kiseline).
Reakcijom CO s F 2 , osim 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), zagrijavanjem iznad 200°C eksplozivno se raspada (produkti reakcije CO 2, O 2 i COF 2 ), u kisela sredina reagira s kalijevim jodidom prema jednadžbi:
(FCO) 2 O 2 + 2KI → 2KF + I 2 + 2CO 2
Ugljikov monoksid reagira s halkogenima. Sa sumporom stvara ugljikov sulfid COS, reakcija se događa zagrijavanjem, prema jednadžbi:
CO + S → COS ΔG° 298 = −229 kJ, ΔS° 298 = −134 J/K
Također su dobiveni slični selenoksid COSe i teluroksid COTe.
Obnavlja SO 2:
SO 2 + 2CO → 2CO 2 + S
S prijelaznim metalima stvara vrlo hlapljive, zapaljive i otrovne spojeve - karbonile, kao što su Cr(CO) 6, Ni(CO) 4, Mn 2 CO 10, Co 2 (CO) 9 itd.
Kao što je gore navedeno, ugljikov monoksid slabo je topiv u vodi, ali ne reagira s njom. Također ne reagira s otopinama lužina i kiselina. Međutim, reagira s alkalijskim talinama:
CO + KOH → HCOOK
Zanimljiva je reakcija ugljičnog monoksida s metalnim kalijem u otopini amonijaka. Ovo proizvodi eksplozivni spoj kalijev dioksodikarbonat:
2K + 2CO → K + O - -C 2 -O - K +
Reakcija s amonijakom pri visoke temperature moguće je dobiti spoj važan za industriju – vodikov cijanid HCN. Reakcija se odvija u prisutnosti katalizatora (oksida
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 bismo razumjeli procese međusobnog djelovanja elemenata, plinova, soli i drugih tvorevina, u školski tečaj te je uveden predmet “Kemija”. U 8. razredu počinje nastava kemije prema odobrenom općeobrazovnom programu.
Jedan od najčešćih spojeva koji se nalazi u oba Zemljina kora, au atmosferi je oksid. Oksid je spoj bilo kojeg kemijski element 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 spajanjem atoma kisika i ugljika. Ovi spojevi mogu sadržavati različite količine atoma ugljika i kisika, ali postoje dva glavna spoja ugljika i kisika: ugljikov monoksid i ugljikov dioksid.
Kemijska formula i način dobivanja ugljičnog monoksida
Koja je njegova formula? Ugljični monoksid je vrlo 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). Energija raskida ovoga kemijski spoj iznosi 1076 kJ/mol. Trostruka veza nastaje zbog činjenice da element ugljik ima p-orbitalu u svojoj atomskoj strukturi koja nije zauzeta elektronima. Ova okolnost stvara priliku da ugljikov atom postane akceptor elektronskog para. Atom kisika, naprotiv, ima nepodijeljeni par elektrona u jednoj od p-orbitala, što znači da ima sposobnost davanja elektrona. Kada se ova dva atoma spoje, uz dvije kovalentne veze nastaje i treća - donor-akceptorska kovalentna veza.
postojati razne načine dobivanje CO Jedan od najjednostavnijih je prijenos ugljični dioksid preko užarenog ugljena. U laboratoriju se ugljični monoksid proizvodi 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
Ugljični monoksid (2) ima sljedeće fizička svojstva To je bezbojni plin bez izrazitog mirisa. Svi strani mirisi koji se pojavljuju tijekom curenja ugljičnog monoksida produkti su razgradnje organskih nečistoća. Mnogo je lakši od zraka, izrazito otrovan, vrlo slabo topiv u vodi i različit visoki stupanj zapaljivo.
Najvažnije svojstvo CO je njegov negativan učinak na ljudski organizam. Trovanje ugljičnim monoksidom može biti kobno. O učincima ugljičnog monoksida na ljudski organizam detaljnije ćemo govoriti u nastavku.
Kemijska svojstva CO
Osnovni, temeljni kemijske reakcije, u kojem se mogu koristiti ugljikovi oksidi (2) - ovo je redoks reakcija, kao i reakcija adicije. Redoks reakcija se izražava u sposobnosti CO da reducira metal iz oksida njihovim miješanjem uz daljnje zagrijavanje.
U interakciji s kisikom nastaje ugljični dioksid i oslobađa se značajna količina topline. Ugljikov monoksid gori plavičastim plamenom. Vrlo važna funkcija ugljikov monoksid – njegova interakcija s metalima. Kao rezultat takvih reakcija nastaju metalni karbonili, od kojih su velika većina kristalne tvari. Koriste se za proizvodnju 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 kemijska formula CO2. Struktura molekule malo se razlikuje od strukture CO. U ovo obrazovanje ugljik ima oksidacijski stupanj +4. Struktura molekule je linearna, što znači da je nepolarna. Molekula CO2 nije jaka kao CO. U zemljina atmosfera sadrži oko 0,03% ugljičnog dioksida po ukupnom volumenu. Povećanje ovog pokazatelja uništava ozonski omotač Zemlje. U znanosti se taj fenomen naziva efekt staklenika.
Možete dobiti ugljični dioksid na razne načine. U industriji nastaje kao rezultat izgaranja dimnih plinova. Može biti nusprodukt procesa proizvodnje alkohola. Može se dobiti procesom razgradnje zraka na njegove glavne komponente, kao što su dušik, kisik, argon i drugi. U laboratorijskim uvjetima ugljični monoksid (4) može se dobiti spaljivanjem vapnenca, a kod kuće ugljični dioksid može se proizvesti reakcijom limunske kiseline i soda bikarbona. Inače, upravo su tako 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 podržava proces izgaranja, jer je sam rezultat izgaranja. Uz povećanu koncentraciju ugljičnog dioksida, osoba gubi sposobnost disanja, što dovodi do smrti. O učincima ugljičnog dioksida na ljudski organizam bit će detaljnije riječi u nastavku. CO 2 je mnogo teži od zraka i vrlo je topiv u vodi čak i na sobnoj temperaturi.
Jedan od naj zanimljiva svojstva ugljikov dioksid je da nema tekućine agregatno stanje u normalnim uvjetima atmosferski pritisak. Međutim, ako se struktura ugljičnog dioksida izloži temperaturi od -56,6 °C i tlaku od oko 519 kPa, pretvara se u bezbojnu tekućinu.
Kada temperatura značajno padne, plin je u stanju tzv. “suhog leda” i isparava na temperaturi višoj od -78 o C.
Kemijska svojstva CO 2
Prema vlastitom kemijska svojstva Ugljikov monoksid (4), čija je formula CO 2, tipičan je kiseli oksid i ima sva njegova svojstva.
1. U interakciji s vodom nastaje karbonska kiselina, koji 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. Aktivirati ovaj proces Samo neki aktivni metali mogu, 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 ulaskom u tijelo ozbiljno utječe na krv, živčani sustav tijelo i mišiće (uključujući srce).
Ugljični monoksid u zraku se ne može prepoznati jer ovaj plin nema izražen miris. Upravo zbog toga je opasan. Ulaskom u ljudsko tijelo kroz pluća, ugljični monoksid aktivira svoju destruktivnu aktivnost u krvi i počinje komunicirati s hemoglobinom stotinama puta brže od kisika. Kao rezultat, pojavljuje se vrlo stabilan spoj koji se zove karboksihemoglobin. Ometa dopremu kisika iz pluća u mišiće, što dovodi do gladovanja mišićnog tkiva. Mozak je time posebno ozbiljno pogođen.
Zbog nemogućnosti prepoznavanja trovanja ugljičnim monoksidom putem osjetila mirisa, trebali biste biti svjesni nekih osnovnih znakova koji se pojavljuju u ranim fazama:
- vrtoglavica praćena glavoboljom;
- zujanje u ušima i titranje pred očima;
- lupanje srca i otežano disanje;
- crvenilo lica.
Nakon toga, žrtva trovanja razvija jaku slabost, ponekad i povraćanje. U težim slučajevima trovanja moguće su nevoljne konvulzije praćene daljnjim gubitkom svijesti i komom. Ako se pacijentu odmah ne osigura odgovarajuća zdravstvene zaštite, onda je smrt moguća.
Učinak ugljičnog dioksida na ljudski organizam
Ugljični oksidi kiselosti +4 pripadaju kategoriji zagušljivih plinova. Drugim riječima, ugljični dioksid nije otrovna tvar, međutim, može značajno utjecati na dotok kisika u tijelo. Kada se razina ugljičnog dioksida poveća na 3-4%, osoba postaje ozbiljno slaba i počinje se osjećati pospano. Kada se razina poveća na 10%, počinju se razvijati jake glavobolje, vrtoglavica, gubitak sluha, a ponekad se javlja i gubitak svijesti. Ako koncentracija ugljičnog dioksida poraste na razinu od 20%, tada dolazi do smrti od gladovanja kisikom.
Liječenje trovanja ugljičnim dioksidom vrlo je jednostavno - dajte žrtvi pristup čistom zraku, ako je potrebno, umjetno disanje. U krajnjem slučaju žrtvu morate spojiti na uređaj umjetna ventilacija pluća.
Iz opisa djelovanja ova dva ugljikova oksida na tijelo 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 tako podmukao i manje je štetan za ljude, zbog čega ljudi aktivno koriste ovu tvar čak iu prehrambenoj industriji.
Upotreba ugljikovih oksida u industriji i njihov utjecaj na različite aspekte života
Ugljični oksidi imaju vrlo široku primjenu u različitim područjima ljudske djelatnosti, a njihov je spektar iznimno bogat. Dakle, ugljični monoksid se široko koristi u metalurgiji u procesu taljenja lijevanog željeza. CO je stekao veliku popularnost kao materijal za skladištenje hrane u hladnjaku. Ovim se oksidom prerađuje meso i riba kako bi dobili svježi izgled i ne mijenjaju 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 zadnje vrijeme Sve više se koristi u automobilskoj industriji kao gorivo za vozila na plinski pogon.
Ugljični dioksid je netoksičan, pa mu je područje primjene široko rasprostranjeno u prehrambenoj industriji, gdje se koristi kao konzervans ili sredstvo za dizanje kvasaca. 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 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 prostora. Da, jedna od komponenti je ugljični dioksid.
Kao što vidimo, zbog svoje minimalne toksičnosti, ugljični dioksid je sve češći u Svakidašnjica ljudi, dok je ugljikov monoksid našao primjenu u teškoj industriji.
Postoje i drugi spojevi ugljika s kisikom, srećom formula ugljika i kisika dopušta upotrebu razne opcije veze sa različite količine 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.
Ugljikovi oksidi u prirodi
Obje vrste ugljikovih oksida koje se ovdje razmatraju prisutne su na ovaj ili onaj način u prirodni svijet. Dakle, ugljični monoksid može biti produkt izgaranja šume ili rezultat ljudske aktivnosti (ispušni plinovi i opasni otpad iz industrijskih poduzeća).
Ugljični dioksid, koji nam je već poznat, također je dio složenog sastava zraka. Njegov sadržaj u njemu je oko 0,03% ukupnog volumena. Kada se ovaj pokazatelj poveća, nastaje takozvani "efekt staklenika", kojeg se moderni znanstvenici toliko plaše.
Ugljični dioksid ispuštaju životinje i ljudi izdisajem. 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 velike sječe šuma. Ako biljke prestanu apsorbirati ugljični dioksid, tada se postotak njegovog sadržaja u zraku može povećati do kritičnih razina za ljudski život.
Očito su mnogi ljudi na vlasti zaboravili udžbeničko gradivo koje su obrađivali u djetinjstvu” opća kemija. 8. razred”, inače bi se ozbiljnije posvetila problematika krčenja šuma u mnogim dijelovima svijeta. To se, inače, odnosi i na problem ugljičnog monoksida u okolišu. Količina ljudskog otpada i postotak emisija ovog neobično toksičnog materijala u okoliš raste iz dana u dan. I nije činjenica da se neće ponoviti sudbina svijeta opisana u prekrasnom crtiću "Wally", kada je čovječanstvo moralo napustiti Zemlju, koja je bila zagađena do temelja, i otići u druge svjetove u potrazi za boljim. život.
Spojevi ugljika. Ugljični monoksid (II)- ugljični monoksid je spoj bez mirisa i boje, gori plavičastim plamenom, lakši je od zraka i slabo je topiv u vodi.
CO- oksid koji ne stvara sol, ali pri prolasku lužine u talinu pod visokim tlakom stvara sol mravlje kiseline:
CO +KOH = KUHAR
Zato COčesto se smatra anhidridom mravlje kiseline:
HCOOH = CO + H 2 o,
Reakcija se odvija pod djelovanjem koncentrirane sumporne kiseline.
Struktura ugljičnog monoksida (II).
Oksidacijsko stanje +2. Veza izgleda ovako:
Strelica pokazuje dodatnu vezu, koja nastaje mehanizmom donor-akceptor zbog slobodnog para elektrona atoma kisika. Zbog toga je veza u oksidu vrlo jaka, pa oksid može ulaziti u oksidacijsko-redukcijske reakcije samo pri visokim temperaturama.
Priprava ugljikovog monoksida (II).
1. Dobiva se tijekom reakcije oksidacije jednostavnih tvari:
2 C + O 2 = 2 CO,
C + CO 2 = 2 CO,
2. Nakon ozdravljenja CO samog ugljika ili metala. Reakcija se događa pri zagrijavanju:
Kemijska svojstva ugljičnog monoksida (II).
1. U normalnim uvjetima, ugljikov monoksid ne stupa u interakciju s kiselinama ili bazama.
2. U atmosferskom kisiku ugljikov monoksid gori plavičastim plamenom:
2CO + O 2 = 2CO 2,
3. Na temperaturi, ugljikov monoksid reducira metale iz oksida:
FeO + CO = Fe + CO 2,
4. Kada ugljikov monoksid reagira s klorom, nastaje otrovni plin - fosgen. Reakcija se javlja nakon zračenja:
CO + Cl 2 = COCl 2,
5. Ugljični monoksid reagira s vodom:
CO +H 2 O = CO 2 + H 2,
Reakcija je reverzibilna.
6. Zagrijavanjem ugljikov monoksid stvara metilni alkohol:
CO + 2H 2 = CH 3 OH,
7. Ugljični monoksid nastaje s metalima karbonili(hlapljivi spojevi).
Fizička svojstva.
Ugljikov monoksid je plin bez boje i mirisa koji je malo topiv u vodi.
t mn. 205 °C,
t kip. 191 °C
kritična temperatura =140°C
kritični tlak = 35 atm.
Topljivost CO u vodi je oko 1:40 po volumenu.
Kemijska svojstva.
U normalnim uvjetima CO je inertan; kada se zagrije - redukcijsko sredstvo; oksid koji ne stvara soli.
1) s kisikom
2C +2 O + O 2 = 2C +4 O 2
2) s metalnim oksidima
C +2 O + CuO = 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 (natrij mravlja kiselina (natrij format))
5) gradi karbonile s prijelaznim metalima
Ni + 4CO =t°= Ni(CO) 4
Fe + 5CO =t°= Fe(CO) 5
Ugljični monoksid ne reagira kemijski 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 ugljični monoksid zagrijavanjem reducira mnoge okside u metale, što je vrlo važno za metalurgiju. Uz zagrijavanje, povećanje kemijske aktivnosti CO često je uzrokovano njegovim otapanjem. Dakle, u otopini je sposoban reducirati soli Au, Pt i nekih drugih elemenata u slobodne metale već na uobičajenim temperaturama.
Na povišenim temperaturama i visoki pritisci dolazi do interakcije CO s vodom i kaustičnim alkalijama: u prvom slučaju nastaje HCOOH, au drugom natrijeva mravlja kiselina. Zadnja reakcija teče pri 120 °C, tlaku 5 atm i nalazi tehničku primjenu.
Redukcija paladijevog klorida u otopini je jednostavna prema općoj shemi:
PdCl2 + H2O + CO = CO2 + 2 HCl + Pd
služi kao najčešće korištena reakcija za otkrivanje ugljičnog monoksida u mješavini plinova. Čak i vrlo male količine CO lako se otkrivaju blagim bojanjem otopine zbog otpuštanja fino zdrobljenog metalnog paladija. Kvantitativno određivanje CO temelji se na reakciji:
5 CO + I 2 O 5 = 5 CO 2 + I 2.
Oksidacija CO u otopini često se događa primjetnom brzinom samo u prisutnosti katalizatora. Pri odabiru potonjeg glavnu ulogu igra priroda oksidacijskog sredstva. Dakle, KMnO 4 najbrže oksidira CO u prisutnosti fino zdrobljenog 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 dobivaju energiju potrebnu za život.
Usporedna aktivnost CO i H2 kao redukcijskih sredstava može se procijeniti proučavanjem reverzibilne reakcije:
H 2 O + CO = CO 2 + H 2 + 42 kJ,
čije se ravnotežno stanje pri visokim temperaturama vrlo brzo uspostavlja (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, jači redukcijski agens je CO, iznad - H2.
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 = 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 CO 2 :
2 CO + O 2 = 2 CO 2 + 564 kJ.
Značajno oslobađanje topline koje prati ovu reakciju čini ugljikov monoksid vrijednim plinovitim gorivom. Ipak, najviše se koristi kao polazni produkt za sintezu raznih organskih tvari.
Izgaranje debelih slojeva ugljena u ložištima 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 ložištu, što može uzrokovati širenje CO po grijanoj prostoriji i dovesti do trovanja (pare). Treba napomenuti da miris "ugljičnog monoksida" nije uzrokovan CO, već nečistoćama nekih organskih tvari.
Plamen CO može imati temperaturu 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 (NH 3, H 2 S, itd.). Ovo je zbog lančani karakter reakciju koja se razmatra, a koja se odvija posrednim stvaranjem 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 izgaranja CO postaje primjetno reverzibilna. Sadržaj CO 2 u ravnotežnoj smjesi (pod tlakom od 1 atm) iznad 4000 °C može biti samo zanemarivo malen. Sama molekula CO je toliko toplinski stabilna da se ne raspada ni na 6000 °C. Molekule CO otkrivene su u međuzvjezdanom mediju. Kad CO djeluje na metal 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 prstenu kojeg čine 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 na visokim temperaturama. Nastali ugljikov tioksid (O=C=S) je plin bez boje i mirisa (t.t. -139, t.t. -50 °C). Ugljikov (II) monoksid može se izravno povezati s određenim metalima. Kao rezultat toga nastaju metalni karbonili, koje treba smatrati kompleksnim spojevima.
Ugljik(II) monoksid 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 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 = 2 CO.
Formiranje CO iz elemenata slijedi jednadžbu:
2 C + O 2 = 2 CO + 222 kJ.
Pogodno je dobiti male količine CO razgradnjom mravlje kiseline: HCOOH = H 2 O + CO
Do ove reakcije lako dolazi kada HCOOH reagira s vrućom, jakom sumpornom kiselinom. U praksi se ova priprema provodi ili djelovanjem konc. sumpornu kiselinu u tekući HCOOH (kada se zagrije), ili propuštanjem para potonjeg preko fosfornog hemipentaoksida. Interakcija HCOOH s klorosulfonskom kiselinom prema shemi:
HCOOH + CISO3 H = H2SO4 + HCI + CO
Već radi na normalnim temperaturama.
Prikladna metoda za laboratorijsku proizvodnju CO može biti zagrijavanje s konc. sumporna kiselina, oksalna kiselina ili kalijev željezni sulfid. U prvom slučaju reakcija se odvija prema sljedećoj shemi: H 2 C 2 O 4 = 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 = 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. Konvencionalni (“zrak”) generatorski plin sadrži u prosjeku (volumni %): CO-25, N2-70, CO 2 -4 i male nečistoće drugih plinova. Izgaranjem daje 3300-4200 kJ po m3. Zamjena običnog zraka kisikom dovodi do značajnog povećanja sadržaja CO (i povećanja kalorične vrijednosti plina).
Još više CO sadrži vodeni plin koji se (u idealnom slučaju) sastoji od smjese jednakih volumena CO i H 2 i pri izgaranju proizvodi 11 700 kJ/m 3 . Ovaj plin se dobiva upuhivanjem vodene pare kroz sloj užarenog ugljena, a na oko 1000 °C interakcija se odvija prema jednadžbi:
H 2 O + C + 130 kJ = CO + H 2.
Reakcija stvaranja vodenog plina odvija se uz apsorpciju topline, ugljen se postupno hladi i za održavanje u vrućem stanju potrebno je izmjenjivati prolazak vodene pare s prolaskom zraka (ili kisika) u plin. 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 dobiva miješani plin. Proces njegovog dobivanja svodi se na istovremeno upuhivanje zraka i vodene pare kroz sloj vrućeg ugljena, tj. kombinacija obje gore opisane metode - Stoga je sastav miješanog plina srednji između generatora i vode. U prosjeku sadrži: CO-30, H 2 -15, CO 2 -5 i N 2 -50%. Njegov kubni metar sagorijevanjem proizvodi oko 5400 kJ.