Datum objave 28.01.2012 12:18
Ugljen monoksid - ugljen monoksid, koji se prečesto čuje kada su u pitanju trovanja produktima sagorevanja, nezgode u industriji ili čak kod kuće. Zbog posebnog otrovna svojstva ovog spoja, običan kućni plinski bojler može uzrokovati smrt cijele porodice. Postoje stotine primjera za to. Ali zašto se to dešava? Šta je zapravo ugljen monoksid? Zašto je opasno za ljude?
Šta je ugljen monoksid, formula, osnovna svojstva
Formula ugljen monoksida koji je vrlo jednostavan i označava spoj atoma kisika i ugljika - CO, - jednog od najotrovnijih plinovitih spojeva. Ali za razliku od mnogih drugih opasnih supstanci koje se koriste samo u uske industrijske svrhe, hemijska kontaminacija ugljičnim monoksidom može nastati tijekom potpuno uobičajenih kemijskih procesa, čak iu svakodnevnom životu.
Međutim, prije nego što pređete na to kako dolazi do sinteze ove tvari, razmislite šta je ugljen monoksid općenito i koja su njegova glavna fizička svojstva:
- bezbojni gas bez ukusa i mirisa;
- ekstremno niske tačke topljenja i ključanja: -205 i -191,5 stepeni Celzijusa, respektivno;
- gustina 0,00125 g/cc;
- visoko zapaljiv sa visokom temperaturom sagorevanja (do 2100 stepeni Celzijusa).
Formiranje ugljičnog monoksida
U kući ili industriji formiranje ugljičnog monoksida obično se dešava jedno od nekoliko dovoljno jednostavne načine, što lako objašnjava rizik od slučajne sinteze ove supstance sa rizikom za osoblje preduzeća ili stanare kuće u kojoj je došlo do kvara oprema za grijanje ili kršenje sigurnosti. Razmotrite glavne načine stvaranja ugljičnog monoksida:
- sagorevanje ugljenika (ugalj, koks) ili njegovih jedinjenja (benzin i druga tečna goriva) u uslovima nedostatka kiseonika. Kao što možete pretpostaviti, nedostatak svježeg zraka, opasan sa stanovišta rizika od sinteze ugljičnog monoksida, lako se javlja u motorima s unutarnjim sagorijevanjem, kućnim kolonama s oštećenom ventilacijom, industrijskim i konvencionalnim pećima;
- interakcija običnog ugljičnog dioksida sa vrućim ugljem. Ovakvi procesi se u peći dešavaju konstantno i potpuno su reverzibilni, ali, s obzirom na već spomenuti nedostatak kiseonika, pri zatvorenoj klapni nastaje ugljični monoksid u znatno većim količinama, što predstavlja smrtnu opasnost za ljude.
Zašto je ugljen monoksid opasan?
U dovoljnoj koncentraciji svojstva ugljen monoksidašto se objašnjava svojom visokom hemijskom aktivnošću, izuzetno je opasno za život i zdravlje ljudi. Suština takvog trovanja leži prije svega u činjenici da molekuli ovog spoja momentalno vežu hemoglobin u krvi i lišavaju mu sposobnost da prenosi kisik. Dakle, ugljen monoksid smanjuje nivo ćelijskog disanja sa najtežim posledicama po organizam.
Odgovarajući na pitanje" Zašto je ugljen monoksid opasan?"Vrijedi napomenuti da, za razliku od mnogih drugih toksičnih supstanci, osoba ne osjeća nikakav specifičan miris, ne osjeća nelagodu i nije u stanju da prepozna njegovo prisustvo u zraku na bilo koji drugi način, bez posebne opreme. Kao rezultat toga, žrtva jednostavno ne preduzima nikakve mere da pobegne, a kada efekti ugljen monoksida (pospanost i gubitak svesti) postanu očigledni, može biti prekasno.
Ugljen monoksid je smrtonosan u roku od sat vremena pri koncentraciji u vazduhu iznad 0,1%. Istovremeno, auspuh potpuno običnog putničkog automobila sadrži od 1,5 do 3% ove tvari. I to pod pretpostavkom da je motor u dobrom stanju. Ovo lako objašnjava činjenicu da trovanja ugljen monoksidomčesto se javlja upravo u garažama ili u autu zatrpanom snijegom.
Drugi najopasniji slučajevi u kojima su ljudi bili otrovani ugljičnim monoksidom kod kuće ili na poslu su...
- preklapanje ili kvar ventilacije stuba za grijanje;
- nepismeno korištenje peći na drva ili ugalj;
- na požare u zatvorenim prostorima;
- blizina prometnih autocesta;
- na industrijska preduzeća gdje se ugljični monoksid intenzivno koristi.
Ugljen monoksid, ugljen monoksid (CO) je gas bez boje, mirisa i ukusa koji je nešto manje gust od vazduha. Toksičan je za hemoglobin životinja (uključujući ljude) ako su koncentracije iznad oko 35 ppm, iako se također proizvodi u normalnom životinjskom metabolizmu u malim količinama, i vjeruje se da ima neke normalne biološke funkcije. U atmosferi je prostorno promjenjiv i brzo se raspada, te ima ulogu u formiranju ozona na nivou tla. Ugljični monoksid se sastoji od jednog atoma ugljika i jednog atoma kisika povezanih trostrukom vezom, koja se sastoji od dvije kovalentne veze kao i jedne dativne kovalentne veze. To je najjednostavniji ugljični monoksid. Izoelektronski je sa cijanidnim anjonom, nitrozonijumskim kationom i molekularnim azotom. U koordinacijskim kompleksima, ligand ugljičnog monoksida naziva se karbonil.
Priča
Aristotel (384-322 pne) prvi je opisao proces sagorevanja uglja, koji dovodi do stvaranja otrovnih para. U davna vremena postojala je metoda pogubljenja - zatvoriti kriminalca u kupaonicu s tinjajućim ugljem. Međutim, u to vrijeme mehanizam smrti je bio nejasan. Grčki lekar Galen (129-199. godine) sugerisao je da je došlo do promene u sastavu vazduha koja je štetila osobi kada se udahne. Godine 1776. francuski hemičar de Lasson proizveo je CO zagrijavanjem cink oksida sa koksom, ali je naučnik pogrešno zaključio da je plinoviti proizvod vodonik jer je gorio plavim plamenom. Gas je identifikovan kao jedinjenje koje sadrži ugljenik i kiseonik od strane škotskog hemičara Williama Cumberlanda Cruikshanka 1800. godine. Njegovu toksičnost kod pasa temeljito je istražio Claude Bernard oko 1846. Tokom Drugog svetskog rata, mešavina gasa koja je sadržala ugljen monoksid korišćena je za održavanje mehaničke Vozilo posluju u dijelovima svijeta gdje su benzin i dizel bili oskudni. Instalirani su eksterni (uz neke izuzetke) generatori plina na drveni ugalj ili drva, a mješavina atmosferskog dušika, ugljičnog monoksida i malih količina drugih plinova za rasplinjavanje je dovedena u plinsku miješalicu. Smjesa plina koja nastaje ovim procesom poznata je kao drveni plin. Ugljični monoksid je također korišćen u velikim razmjerima tokom Holokausta u nekim njemačkim nacističkim logorima smrti, posebno u kombijima s plinom u Chelmnu i u programu ubijanja T4 "eutanazija".
Izvori
Ugljični monoksid nastaje tokom djelomične oksidacije spojeva koji sadrže ugljik; nastaje kada nema dovoljno kisika za stvaranje ugljičnog dioksida (CO2), kao na primjer pri radu na peći ili motoru s unutrašnjim sagorijevanjem, u zatvorenom prostoru. U prisustvu kisika, uključujući atmosferske koncentracije, ugljični monoksid gori plavim plamenom, stvarajući ugljični dioksid. Ugljeni gas, koji je bio naširoko korišćen do 1960-ih za unutrašnje osvetljenje, kuvanje i grejanje, sadržao je ugljen monoksid kao značajnu komponentu goriva. Neki procesi u moderna tehnologija, kao što je taljenje gvožđa, i dalje proizvode ugljen monoksid kao nusproizvod. U svijetu, najveći izvori ugljičnog monoksida su prirodni izvori, zbog fotokemijskih reakcija u troposferi, koje proizvode oko 5 × 1012 kg ugljičnog monoksida godišnje. Ostali prirodni izvori CO uključuju vulkane, šumske požare i druge oblike sagorijevanja. U biologiji, ugljični monoksid se prirodno proizvodi djelovanjem hem oksigenaze 1 i 2 na hem razgradnjom hemoglobina. Ovaj proces proizvodi određenu količinu karboksihemoglobina kod normalnih ljudi, čak i ako ne udišu ugljični monoksid. Od prvog izvještaja da je ugljični monoksid normalan neurotransmiter 1993. godine, kao i jedan od tri plina koji prirodno moduliraju upalne reakcije u tijelu (druga dva su dušikov oksid i sumporovodik), ugljični monoksid je dobio veliku pažnju kao biološki regulator. U mnogim tkivima, sva tri plina djeluju kao protuupalni agensi, vazodilatatori i promotori neovaskularnog rasta. U toku su klinička ispitivanja za male količine ugljičnog monoksida kao a medicinski proizvod. Međutim, prevelike količine ugljičnog monoksida uzrokuju trovanje ugljičnim monoksidom.
Molekularna svojstva
Ugljenmonoksid ima molekulsku težinu od 28,0, što ga čini nešto lakšim od vazduha, koji ima prosečnu molekulsku težinu od 28,8. Prema zakonu o idealnom plinu, CO je stoga manje gust od zraka. Dužina veze između atoma ugljika i atoma kisika je 112,8 pm. Ova dužina veze je u skladu sa trostrukom vezom, kao u molekularnom azotu (N2), koji ima sličnu dužinu veze i skoro istu molekulsku težinu. Dvostruke veze ugljenik-kiseonik su mnogo duže, na primer 120,8 m za formaldehid. Tačka ključanja (82 K) i tačka topljenja (68 K) su vrlo slične N2 (77 K i 63 K, respektivno). Energija disocijacije veze od 1072 kJ/mol jača je od one kod N2 (942 kJ/mol) i predstavlja najjaču poznatu hemijsku vezu. Osnovno stanje elektrona ugljičnog monoksida je singlet, jer nema nesparenih elektrona.
Vezivanje i dipolni moment
Ugljik i kisik zajedno imaju ukupno 10 elektrona u valentnoj ljusci. Slijedeći pravilo okteta za ugljik i kisik, dva atoma formiraju trostruku vezu, sa šest zajedničkih elektrona u tri molekularne orbitale, umjesto uobičajene dvostruke veze koja se nalazi u organskim karbonilnim jedinjenjima. Budući da četiri zajednička elektrona dolaze od atoma kisika, a samo dva od ugljika, jednu orbitalu veze zauzimaju dva elektrona iz atoma kisika, formirajući dativnu ili dipolnu vezu. Ovo rezultira C ← O polarizacijom molekula, s malim negativnim nabojem na ugljiku i malim pozitivnim nabojem na kisiku. Druge dvije vezne orbitale zauzimaju po jedan elektron iz ugljika i jedan od kisika, formirajući (polarne) kovalentne veze s obrnutom C → O polarizacijom, budući da je kisik elektronegativniji od ugljika. U slobodnom ugljičnom monoksidu, neto negativni naboj δ- ostaje na kraju ugljika, a molekula ima mali dipolni moment od 0,122 D. Dakle, molekula je asimetrična: kisik ima veću gustinu elektrona od ugljika, a također i mali pozitivan naboj , u poređenju sa ugljenikom, što je negativno. Nasuprot tome, izoelektronski molekul dušika nema dipolni moment. Ako ugljični monoksid djeluje kao ligand, polaritet dipola može se obrnuti s neto negativnim nabojem na kraju kisika, ovisno o strukturi koordinacionog kompleksa.
Polaritet veze i oksidaciono stanje
Teorijske i eksperimentalne studije pokazuju da, unatoč većoj elektronegativnosti kisika, dipolni moment ide od negativnijeg kraja ugljika do pozitivnijeg kraja kisika. Ove tri veze su zapravo polarne kovalentne veze koje su visoko polarizirane. Izračunata polarizacija na atom kiseonika je 71% za σ vezu i 77% za obe π veze. Oksidacijsko stanje ugljika u ugljični monoksid u svakoj od ovih struktura je +2. Izračunava se na sljedeći način: smatra se da svi vezani elektroni pripadaju elektronegativnijim atomima kisika. Samo dva nevezujuća elektrona na ugljiku su pripisana ugljeniku. U ovom broju, ugljenik ima samo dva valentna elektrona u molekulu u poređenju sa četiri u slobodnom atomu.
Biološka i fiziološka svojstva
Toksičnost
Trovanje ugljičnim monoksidom je najčešći tip trovanja zraka sa smrtnim ishodom u mnogim zemljama. Ugljen monoksid je bezbojna supstanca, bez mirisa i ukusa, ali veoma otrovna. Kombinira se sa hemoglobinom da bi se formirao karboksihemoglobin, koji "uzurpira" mjesto u hemoglobinu koje inače nosi kisik, ali je neefikasno za isporuku kisika u tjelesna tkiva. Koncentracije od samo 667 ppm mogu uzrokovati da se do 50% tjelesnog hemoglobina pretvori u karboksihemoglobin. 50% nivoa karboksihemoglobina može dovesti do konvulzija, kome i smrti. U Sjedinjenim Državama, Ministarstvo rada ograničava dugoročne nivoe izloženosti ugljen monoksidu na radnom mestu na 50 delova na milion. U kratkom vremenskom periodu apsorpcija ugljen monoksida je kumulativna, jer mu je poluživot na svežem vazduhu oko 5 sati. Najčešći simptomi trovanja ugljičnim monoksidom mogu biti slični drugim vrstama trovanja i infekcija, a uključuju simptome kao što su glavobolja, mučnina, povraćanje, vrtoglavica, umor i osjećaj slabosti. Pogođene porodice često vjeruju da su žrtve trovanja hranom. Bebe mogu biti razdražljive i loše se hrane. Neurološki simptomi uključuju zbunjenost, dezorijentaciju, zamagljen vid, nesvjesticu (gubitak svijesti) i napade. Neki opisi trovanja ugljičnim monoksidom uključuju krvarenje u retinu, kao i abnormalnu trešnja-crvenu boju krvi. U većini kliničkih dijagnoza ove karakteristike su rijetke. Jedna od poteškoća s korisnošću ovog efekta "trešnje" ima veze sa činjenicom da ispravlja, odnosno maskira, inače nezdravo izgled jer je glavni efekat uklanjanja venskog hemoglobina da zadavljena osoba izgleda normalnije, ili da mrtva osoba izgleda kao živa, slično efektu crvenih boja u kompoziciji za balzamiranje. Ovaj efekat bojenja u tkivu zatrovanom anoksičnim ugljen-dioksidom nastaje zbog komercijalne upotrebe ugljen monoksida u bojenju mesa. Ugljični monoksid se također vezuje za druge molekule kao što su mioglobin i mitohondrijalna citokrom oksidaza. Izloženost ugljičnom monoksidu može uzrokovati značajna oštećenja srca i centralnog organa nervni sistem, posebno u globus pallidusu, često je povezan s dugotrajnim kroničnim patološkim stanjima. Ugljen monoksid može imati ozbiljne štetne efekte na plod trudnice.
normalna ljudska fiziologija
Ugljični monoksid se prirodno proizvodi u ljudskom tijelu kao signalni molekul. Dakle, ugljični monoksid može imati fiziološku ulogu u tijelu kao neurotransmiter ili relaksant krvnih žila. Zbog uloge ugljičnog monoksida u tijelu, povezani su i poremećaji u njegovom metabolizmu razne bolesti, uključujući neurodegeneraciju, hipertenziju, zatajenje srca i upalu.
CO funkcionira kao endogena signalna molekula.
CO modulira funkcije kardiovaskularnog sistema
CO inhibira agregaciju i adheziju trombocita
CO može igrati ulogu potencijalnog terapeutskog sredstva
mikrobiologija
Ugljenmonoksid je hranljivi medij za metanogene arheje, građevni blok za acetil koenzim A. Ovo je tema za novo polje bioorganometalne hemije. Ekstremofilni mikroorganizmi mogu tako metabolizirati ugljični monoksid na mjestima kao što su toplinski otvori vulkana. U bakterijama se ugljični monoksid proizvodi redukcijom ugljičnog dioksida enzimom ugljični monoksid dehidrogenaza, proteinom koji sadrži Fe-Ni-S. CooA je protein receptora za ugljični monoksid. Još uvijek nije poznat opseg njegove biološke aktivnosti. Može biti dio signalnog puta kod bakterija i arheja. Njegova prevalencija kod sisara nije utvrđena.
Prevalencija
Ugljični monoksid se nalazi u raznim prirodnim sredinama i okruženjima koje je stvorio čovjek.
Ugljični monoksid je prisutan u malim količinama u atmosferi, uglavnom kao proizvod vulkanske aktivnosti, ali je i proizvod prirodnih i izazvanih požarima (npr. šumski požari, sagorijevanje žetvenih ostataka i sagorijevanje šećerne trske). Sagorijevanje fosilnih goriva također doprinosi stvaranju ugljičnog monoksida. Ugljenmonoksid se javlja u rastvorenom obliku u rastopljenim vulkanskim stenama pod visokim pritiscima u Zemljinom omotaču. Budući da su prirodni izvori ugljičnog monoksida promjenjivi, izuzetno je teško precizno izmjeriti emisije prirodnog plina. Ugljični monoksid je plin staklene bašte koji se brzo raspada i također vrši indirektno radijacijsko djelovanje povećanjem koncentracije metana i troposferskog ozona kroz kemijske reakcije s drugim atmosferskim sastojcima (npr. hidroksilni radikal, OH) koji bi ih inače uništili. Kao rezultat prirodnih procesa u atmosferi, na kraju se oksidira u ugljični dioksid. Ugljenmonoksid je kratkotrajan u atmosferi (u prosjeku traje oko dva mjeseca) i ima prostorno promjenjivu koncentraciju. U atmosferi Venere ugljični monoksid nastaje fotodisocijacijom ugljičnog dioksida elektromagnetnim zračenjem s talasnom dužinom kraćom od 169 nm. Zbog svog dugog vijeka trajanja u srednjoj troposferi, ugljični monoksid se također koristi kao transportni trag za zagađivače.
Urbano zagađenje
Ugljenmonoksid je privremeni zagađivač atmosfere u nekim urbanim sredinama, uglavnom iz izduvnih cevi motora sa unutrašnjim sagorevanjem (uključujući vozila, prenosne i rezervne generatore, kosilice, mašine za pranje veša, itd.) i od nepotpunog sagorevanja raznih drugih goriva (uključujući ogrevno drvo, ugalj, drveni ugalj, nafta, vosak, propan, prirodni gas i smeće). Veliko zagađenje CO može se posmatrati iz svemira iznad gradova.
Uloga u formiranju prizemnog ozona
Ugljični monoksid, zajedno sa aldehidima, dio je niza hemijskih reakcionih ciklusa koji stvaraju fotohemijski smog. Reagira s hidroksilnim radikalom (OH) dajući radikalni intermedijer HOCO, koji brzo prenosi radikal vodika O2 da bi formirao peroksidni radikal (HO2) i ugljični dioksid (CO2). Peroksidni radikal zatim reaguje sa dušičnim oksidom (NO) i formira dušikov dioksid (NO2) i hidroksilni radikal. NO 2 daje O(3P) fotolizom, formirajući tako O3 nakon reakcije sa O2. Pošto hidroksilni radikal nastaje tokom formiranja NO2, ravnoteža redosleda hemijskih reakcija, počevši od ugljenmonoksida, dovodi do stvaranja ozona: CO + 2O2 + hν → CO2 + O3 (gde se hν odnosi na foton svjetlost koju apsorbira molekula NO2 u nizu) Iako je stvaranje NO2 važan korak u proizvodnji ozona niskog nivoa, ono također povećava količinu ozona na drugi, donekle međusobno isključivi način, smanjujući količinu NO koja je dostupna za reakciju sa ozonom.
zagađenje vazduha u zatvorenom prostoru
U zatvorenim okruženjima, koncentracija ugljičnog monoksida može lako porasti do smrtonosnih nivoa. U prosjeku, 170 ljudi umre svake godine u Sjedinjenim Državama od neautomobilskih potrošačkih proizvoda koji proizvode ugljični monoksid. Međutim, prema Ministarstvu zdravlja Floride, "više od 500 Amerikanaca umre svake godine od slučajnog izlaganja ugljičnom monoksidu, a hiljade drugih u SAD zahtijeva hitnu medicinsku pomoć zbog nefatalnog trovanja ugljičnim monoksidom." Ovi proizvodi uključuju neispravne uređaje za sagorijevanje goriva kao što su peći, štednjaci, bojleri, te plin i kerozin grijalice za prostorije; oprema na mehanički pogon kao što su prijenosni generatori; kamini; i drveni ugalj koji se spaljuje u kućama i drugim zatvorenim prostorima. Američko udruženje centara za kontrolu trovanja (AAPCC) prijavilo je 15.769 slučajeva trovanja ugljičnim monoksidom, što je rezultiralo sa 39 smrtnih slučajeva u 2007. U 2005. godini, CPSC je prijavio 94 smrti povezane s trovanjem ugljičnim monoksidom iz generatora. Četrdeset i sedam smrtnih slučajeva dogodilo se tokom nestanka struje zbog lošeg vremena, uključujući uragan Katrina. Međutim, ljudi umiru od trovanja ugljičnim monoksidom od neprehrambenih proizvoda kao što su automobili ostavljeni u garažama povezanim s kućama. Centri za kontrolu i prevenciju bolesti izvještavaju da svake godine nekoliko hiljada ljudi ode u bolničku hitnu pomoć zbog trovanja ugljičnim monoksidom.
Prisustvo u krvi
Ugljični monoksid se apsorbira disanjem i ulazi u krvotok kroz razmjenu plinova u plućima. Takođe se proizvodi tokom metabolizma hemoglobina i ulazi u krv iz tkiva, pa je tako prisutan u svim normalnim tkivima, čak i ako se ne udiše u organizam. Normalni nivoi ugljen monoksida koji cirkuliše u krvi su između 0% i 3%, a viši su kod pušača. Nivoi ugljen monoksida ne mogu se proceniti fizičkim pregledom. Laboratorijski testovi zahtijevaju uzorak krvi (arterijske ili venske) i laboratorijsku analizu za CO-oksimetar. Osim toga, neinvazivni karboksihemoglobin (SPCO) sa pulsnom CO oksimetrijom je efikasniji od invazivnih metoda.
Astrofizika
Izvan Zemlje, ugljen monoksid je drugi najzastupljeniji molekul u međuzvjezdanom mediju, nakon molekularnog vodonika. Zbog svoje asimetrije, molekul ugljičnog monoksida proizvodi mnogo svjetlije spektralne linije od molekule vodika, što CO mnogo lakše detektuje. Međuzvjezdani CO je prvi put otkriven radio-teleskopima 1970. godine. To je trenutno najčešće korišteni tragač molekularnog plina u međuzvjezdanom mediju galaksija, a molekularni vodonik se može detektirati samo pomoću ultraljubičastog svjetla, zahtijevajući svemirski teleskopi. Posmatranja ugljičnog monoksida pružaju većinu informacija o molekularnim oblacima u kojima se formira većina zvijezda. Beta Pictoris, druga najsjajnija zvijezda u sazviježđu Piktor, pokazuje obilje infracrveno zračenje u poređenju sa normalnim zvezdama tog tipa, zbog velike količine prašine i gasa (uključujući ugljen monoksid) u blizini zvezde.
Proizvodnja
Razvijene su mnoge metode za proizvodnju ugljičnog monoksida.
industrijska proizvodnja
Glavni industrijski izvor CO je proizvodni plin, mješavina koja uglavnom sadrži ugljični monoksid i dušik, nastaje kada se ugljik sagorijeva u zraku na visokoj temperaturi kada postoji višak ugljika. U pećnici se zrak potiskuje kroz sloj koksa. Početno proizvedeni CO2 se balansira sa preostalim vrućim ugljem kako bi se proizveo CO. Reakcija CO2 sa ugljikom za proizvodnju CO opisuje se kao Boudouardova reakcija. Iznad 800°C, CO je dominantan proizvod:
CO2 + C → 2 CO (ΔH = 170 kJ/mol)
Drugi izvor je "vodeni plin", mješavina vodika i ugljičnog monoksida proizvedena endotermnom reakcijom pare i ugljika:
H2O + C → H2 + CO (ΔH = +131 kJ/mol)
Drugi sličan "syngas" može se dobiti iz prirodnog plina i drugih goriva. Ugljični monoksid je također nusproizvod redukcije ruda metalnih oksida ugljikom:
MO + C → M + CO
Ugljični monoksid se također proizvodi direktnom oksidacijom ugljika u ograničenoj količini kisika ili zraka.
2C (s) + O 2 → 2CO (g)
Budući da je CO plin, proces redukcije se može kontrolirati zagrijavanjem koristeći pozitivnu (povoljniju) entropiju reakcije. Ellinghamov dijagram pokazuje da je proizvodnja CO u prednosti u odnosu na CO2 na visokim temperaturama.
Priprema u laboratoriji
Ugljični monoksid se prikladno dobiva u laboratoriji dehidratacijom mravlje ili oksalne kiseline, na primjer s koncentriranom sumpornom kiselinom. Drugi način je zagrijavanje homogene mješavine metala cinka u prahu i kalcijum karbonata, koja oslobađa CO i ostavlja cink oksid i kalcijev oksid:
Zn + CaCO3 → ZnO + CaO + CO
Srebrni nitrat i jodoform takođe daju ugljen monoksid:
CHI3 + 3AgNO3 + H2O → 3HNO3 + CO + 3AgI
koordinaciona hemija
Većina metala formira koordinacijske komplekse koji sadrže kovalentno vezan ugljični monoksid. Samo metali u nižim oksidacionim stanjima kombinuju se sa ligandima ugljen monoksida. To je zato što je potrebna dovoljna gustoća elektrona da bi se olakšalo reverzno doniranje sa metalne DXZ orbitale na π* molekularnu orbitu iz CO. Usamljeni par na atomu ugljenika u CO takođe daje elektronsku gustinu u dx²-y² na metalu da formira sigma vezu. Ova donacija elektrona se takođe manifestuje cis efektom, odnosno labilizacijom CO liganada u cis poziciji. Karbonil nikla, na primjer, nastaje direktnom kombinacijom ugljičnog monoksida i metalnog nikla:
Ni + 4 CO → Ni(CO) 4 (1 bar, 55 °C)
Iz tog razloga, nikl u cijevi ili njen dio ne smije doći u duži kontakt sa ugljičnim monoksidom. Karbonil nikla se lako razlaže nazad do Ni i CO nakon kontakta sa vrućim površinama, a ova metoda se koristi za komercijalno rafiniranje nikla u Mond procesu. Kod karbonila nikla i drugih karbonila, elektronski par na ugljiku je u interakciji sa metalom; ugljen monoksid daje metalu par elektrona. U takvim situacijama, ugljen monoksid se naziva karbonil ligand. Jedan od najvažnijih metalnih karbonila je pentakarbonil željeza, Fe(CO)5. Mnogi metal-CO kompleksi nastaju dekarbonilacijom organskih rastvarača, a ne iz CO. Na primjer, iridijum trihlorid i trifenilfosfin reaguju u refluksujućem 2-metoksietanolu ili DMF-u dajući IrCl(CO)(PPh3)2. Metalni karbonili u koordinacionoj hemiji obično se proučavaju pomoću infracrvene spektroskopije.
Organska hemija i hemija glavnih grupa elemenata
U prisustvu jake kiseline i vode, ugljen monoksid reaguje sa alkenima da bi se formirale karboksilne kiseline u procesu poznatom kao Koch-Haaf reakcija. U Guttermann-Koch reakciji, areni se pretvaraju u derivate benzaldehida u prisustvu AlCl3 i HCl. Organolitijum jedinjenja (kao što je butillitijum) reaguju sa ugljen monoksidom, ali ove reakcije imaju malo naučne primene. Iako CO reagira s karbokationima i karbanionima, relativno je nereaktivan s organskim spojevima bez intervencije metalnih katalizatora. Sa reagensima iz glavne grupe, CO prolazi kroz nekoliko izvanrednih reakcija. Kloriranje CO je industrijski proces koji proizvodi važno jedinjenje fosgena. Sa boranom, CO formira adukt, H3BCO, koji je izoelektronski sa acilijum + katjonom. CO reaguje sa natrijumom i stvara proizvode dobijene iz C-C konekcije. Jedinjenja cikloheksahekson ili trihinoil (C6O6) i ciklopentanpenton ili leukonska kiselina (C5O5), koja su do sada dobijana samo u tragovima, mogu se smatrati polimerima ugljen monoksida. Pri pritiscima iznad 5 GPa, ugljen monoksid se pretvara u čvrsti polimer ugljenika i kiseonika. To je metastabilna supstanca atmosferski pritisak, ali je moćan eksploziv.
Upotreba
Hemijska industrija
Ugljični monoksid je industrijski plin koji ima mnoge primjene u proizvodnji rasutih kemikalija. Velike količine aldehida dobijaju se reakcijom hidroformilacije alkena, ugljen monoksida i H2. Hidroformilacija u Shell procesu omogućava stvaranje prekursora deterdženta. Fozgen, pogodan za proizvodnju izocijanata, polikarbonata i poliuretana, proizvodi se propuštanjem pročišćenog plina ugljičnog monoksida i hlora kroz sloj poroznog sloja. aktivni ugljen, koji služi kao katalizator. Svjetska proizvodnja ovog jedinjenja 1989. godine procijenjena je na 2,74 miliona tona.
CO + Cl2 → COCl2
Metanol se proizvodi hidrogenacijom ugljičnog monoksida. U srodnoj reakciji, hidrogenacija ugljičnog monoksida uključuje formiranje C-C veze, kao u Fischer-Tropsch procesu, gdje se ugljični monoksid hidrogenira u tečna ugljikovodična goriva. Ova tehnologija omogućava pretvaranje uglja ili biomase u dizel gorivo. U Monsanto procesu, ugljen monoksid i metanol reaguju u prisustvu katalizatora na bazi rodijuma i homogene jodovodične kiseline da bi se formirala sirćetna kiselina. Ovaj proces je odgovoran za veći dio industrijske proizvodnje octene kiseline. AT industrijskim razmjerima, čisti ugljen monoksid se koristi za prečišćavanje nikla u Mond procesu.
boje za meso
Ugljen monoksid se koristi u modifikovanim atmosferskim sistemima pakovanja u Sjedinjenim Državama, prvenstveno u proizvodima od svežeg mesa kao što su govedina, svinjetina i riba, kako bi se održao njihov svež izgled. Ugljen monoksid se kombinuje sa mioglobinom i formira karboksimioglobin, svetlo crveni pigment. Karboksimioglobin je stabilniji od oksidiranog oblika mioglobina, oksimioglobina, koji može oksidirati u smeđi pigment metmioglobin. Ova stabilna crvena boja može trajati mnogo duže od klasičnog pakiranog mesa. Uobičajeni nivoi ugljen monoksida koji se koriste u biljkama koje koriste ovaj proces su 0,4% do 0,5%. Ovu tehnologiju je 2002. godine prvi put prepoznala kao "generalno sigurna" (GRAS) od strane američke Uprave za hranu i lijekove (FDA) za korištenje kao sekundarni sistem pakiranja i ne zahtijeva označavanje. FDA je 2004. odobrila CO kao primarnu metodu pakovanja, navodeći da CO ne maskira miris kvarenja. Uprkos ovoj presudi, ostaje diskutabilno da li ova metoda maskira kvarenje hrane. Godine 2007., u Predstavničkom domu SAD-a predložen je zakon kojim se modificirani proces pakovanja ugljičnog monoksida naziva aditiv za boju ali zakon nije usvojen. Ovaj proces pakovanja je zabranjen u mnogim drugim zemljama, uključujući Japan, Singapur i zemlje Evropske unije.
Lek
U biologiji, ugljični monoksid se prirodno proizvodi djelovanjem hem oksigenaze 1 i 2 na hem razgradnjom hemoglobina. Ovaj proces proizvodi određenu količinu karboksihemoglobina kod normalnih ljudi, čak i ako ne udišu ugljični monoksid. Od prvog izvještaja da je ugljični monoksid bio normalan neurotransmiter 1993. godine, kao i jedan od tri plina koji prirodno moduliraju upalne reakcije u tijelu (druga dva su dušikov oksid i sumporovodik), ugljični monoksid je dobio veliku kliničku primjenu. pažnja kao biološki regulator. U mnogim tkivima je poznato da sva tri plina djeluju kao protuupalni agensi, vazodilatatori i pojačivači neovaskularnog rasta. Međutim, ova pitanja su složena jer neovaskularni rast nije uvijek koristan, jer igra ulogu u rastu tumora kao i u razvoju vlažne makularne degeneracije, bolesti čiji se rizik povećava 4 do 6 puta pušenjem ( glavni izvor ugljičnog monoksida u krvi, nekoliko puta više od prirodne proizvodnje). Postoji teorija da u nekim sinapsama nervnih ćelija, kada se pohranjuju dugoročne memorije, primajuća ćelija proizvodi ugljen monoksid, koji se vraća nazad u predajnu komoru, zbog čega će se lakše prenositi u budućnosti. Pokazalo se da neke od ovih nervnih ćelija sadrže gvanilat ciklazu, enzim koji se aktivira ugljen monoksidom. Mnoge laboratorije širom svijeta provele su studije koje uključuju ugljični monoksid u pogledu njegovih protuupalnih i citoprotektivnih svojstava. Ova svojstva se mogu koristiti za sprječavanje razvoja brojnih patoloških stanja, uključujući ishemijsku reperfuzijsku ozljedu, odbacivanje transplantata, aterosklerozu, tešku sepsu, tešku malariju ili autoimune bolesti. Sprovedena su klinička ispitivanja na ljudima, ali rezultati još nisu objavljeni.
Fizička svojstva ugljičnog monoksida (ugljični monoksid CO) pri normalnom atmosferskom tlaku razmatraju se ovisno o temperaturi na njenim negativnim i pozitivnim vrijednostima.
U tabelama prikazana su sljedeća fizička svojstva CO: gustina ugljen monoksida ρ , specifični toplotni kapacitet pri konstantnom pritisku Cp, koeficijenti toplotne provodljivosti λ i dinamički viskozitet μ .
Prva tabela prikazuje gustinu i specifičnu toplotu ugljen monoksida CO u temperaturnom opsegu od -73 do 2727°C.
Druga tabela daje vrijednosti takvih fizičkih svojstava ugljičnog monoksida kao što su toplinska provodljivost i njegov dinamički viskozitet u temperaturnom rasponu od minus 200 do 1000°C.
Gustoća ugljičnog monoksida, također, značajno ovisi o temperaturi - kada se ugljični monoksid CO zagrijava, njegova gustina se smanjuje. Na primjer, na sobnoj temperaturi, gustina ugljen monoksida je 1,129 kg / m 3, ali u procesu zagrijavanja na temperaturu od 1000 ° C, gustoća ovog plina se smanjuje za 4,2 puta - na vrijednost od 0,268 kg / m 3.
U normalnim uslovima (temperatura 0°C) ugljen monoksid ima gustinu od 1,25 kg/m 3 . Ako uporedimo njegovu gustoću sa ili drugim uobičajenim plinovima, onda je gustoća ugljičnog monoksida u odnosu na zrak manje važna - ugljični monoksid je lakši od zraka. Takođe je lakši od argona, ali teži od azota, vodonika, helijuma i drugih lakih gasova.
Specifični toplotni kapacitet ugljen monoksida u normalnim uslovima je 1040 J/(kg deg). Kako temperatura ovog gasa raste, njegov specifični toplotni kapacitet se povećava. Na primjer, na 2727°C njegova vrijednost je 1329 J/(kg deg).
| t, °S | ρ, kg/m 3 | C p , J/(kg stepeni) | t, °S | ρ, kg/m 3 | C p , J/(kg stepeni) | t, °S | ρ, kg/m 3 | C p , J/(kg stepeni) |
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| -73 | 1,689 | 1045 | 157 | 0,783 | 1053 | 1227 | 0,224 | 1258 |
| -53 | 1,534 | 1044 | 200 | 0,723 | 1058 | 1327 | 0,21 | 1267 |
| -33 | 1,406 | 1043 | 257 | 0,635 | 1071 | 1427 | 0,198 | 1275 |
| -13 | 1,297 | 1043 | 300 | 0,596 | 1080 | 1527 | 0,187 | 1283 |
| -3 | 1,249 | 1043 | 357 | 0,535 | 1095 | 1627 | 0,177 | 1289 |
| 0 | 1,25 | 1040 | 400 | 0,508 | 1106 | 1727 | 0,168 | 1295 |
| 7 | 1,204 | 1042 | 457 | 0,461 | 1122 | 1827 | 0,16 | 1299 |
| 17 | 1,162 | 1043 | 500 | 0,442 | 1132 | 1927 | 0,153 | 1304 |
| 27 | 1,123 | 1043 | 577 | 0,396 | 1152 | 2027 | 0,147 | 1308 |
| 37 | 1,087 | 1043 | 627 | 0,374 | 1164 | 2127 | 0,14 | 1312 |
| 47 | 1,053 | 1043 | 677 | 0,354 | 1175 | 2227 | 0,134 | 1315 |
| 57 | 1,021 | 1044 | 727 | 0,337 | 1185 | 2327 | 0,129 | 1319 |
| 67 | 0,991 | 1044 | 827 | 0,306 | 1204 | 2427 | 0,125 | 1322 |
| 77 | 0,952 | 1045 | 927 | 0,281 | 1221 | 2527 | 0,12 | 1324 |
| 87 | 0,936 | 1045 | 1027 | 0,259 | 1235 | 2627 | 0,116 | 1327 |
| 100 | 0,916 | 1045 | 1127 | 0,241 | 1247 | 2727 | 0,112 | 1329 |
Toplotna provodljivost ugljen monoksida u normalnim uslovima je 0,02326 W/(m deg). Povećava se sa svojom temperaturom i na 1000°C postaje jednaka 0,0806 W/(m deg). Treba napomenuti da je toplotna provodljivost ugljen monoksida nešto manja od ove vrednosti y.
Dinamički viskozitet ugljen monoksida na sobnoj temperaturi je 0,0246·10 -7 Pa·s. Kada se ugljični monoksid zagrije, njegov viskozitet se povećava. Takav karakter zavisnosti dinamičke viskoznosti od temperature uočen je u . Treba napomenuti da je ugljični monoksid viskozniji od vodene pare i ugljičnog dioksida CO 2 , ali ima niži viskozitet u odnosu na dušikov oksid NO i zrak.
Ugljen monoksid (ugljen monoksid, ugljen monoksid, ugljen(II) oksid) je bezbojan, izuzetno toksičan gas bez ukusa i mirisa, lakši od vazduha (u normalnim uslovima). Hemijska formula je CO.
Struktura molekula
Zbog prisustva trostruke veze, molekula CO je vrlo jaka (energija disocijacije je 1069 kJ/mol, odnosno 256 kcal/mol, što je više od bilo koje druge dvoatomske molekule) i ima malu međunuklearnu udaljenost ( d C≡O = 0,1128 nm ili 1,13 Å).
Molekul je slabo polarizovan, njegov električni dipolni moment μ = 0,04⋅10 −29 C m . Brojne studije su pokazale da je negativni naboj u molekuli CO koncentrisan na atomu ugljika C − ←O + (smjer dipolnog momenta u molekuli je suprotan od prethodno pretpostavljenog). Energija jonizacije 14,0 eV, konstanta sprege sile k = 18,6 .
Svojstva
Ugljenmonoksid(II) je gas bez boje, mirisa i ukusa. zapaljiv Takozvani "miris ugljen monoksida" je zapravo miris organskih nečistoća.
| Standardna Gibbsova energija formiranja Δ G | −137,14 kJ/mol (g) (na 298 K) |
| Standardna entropija obrazovanja S | 197,54 J/mol K (g) (na 298 K) |
| Standardni molarni toplotni kapacitet Cp | 29,11 J/mol K (g) (na 298 K) |
| Entalpija topljenja Δ H pl | 0,838 kJ/mol |
| Entalpija ključanja Δ H kip | 6,04 kJ/mol |
| Kritična temperatura t Crete | -140,23°C |
| kritičnog pritiska P Crete | 3.499 MPa |
| Kritična gustina ρ krit | 0,301 g/cm³ |
Glavne vrste kemijskih reakcija u kojima je uključen ugljični monoksid (II) su reakcije adicije i redoks reakcije, u kojima on pokazuje redukcijska svojstva.
Na sobnoj temperaturi CO je neaktivan, njegova hemijska aktivnost se značajno povećava kada se zagreje iu rastvorima. Dakle, u otopinama obnavlja soli, i druge u metale već na sobnoj temperaturi. Kada se zagrije, smanjuje i druge metale, na primjer CO + CuO → Cu + CO 2. Ovo se široko koristi u pirometalurgiji. Metoda za kvalitativnu detekciju CO zasniva se na reakciji CO u rastvoru sa paladijum hloridom, vidi dole.
Oksidacija CO u rastvoru često se odvija značajnom brzinom samo u prisustvu katalizatora. Prilikom odabira potonjeg, priroda oksidacijskog sredstva igra glavnu ulogu. Dakle, KMnO 4 najbrže oksidira CO u prisustvu fino usitnjenog srebra, K 2 Cr 2 O 7 - u prisustvu soli, KClO 3 - u prisustvu OsO 4. Općenito, CO je po svojim redukcijskim svojstvima sličan molekularnom vodiku.
Ispod 830 °C, CO je jači redukcioni agens, a viši vodonik. Dakle, ravnoteža reakcije
H 2 O + C O ⇄ C O 2 + H 2 (\displaystyle (\mathsf (H_(2)O+CO\rightleftarrows CO_(2)+H_(2))))do 830 °C pomaknut udesno, iznad 830 °C ulijevo.
Zanimljivo je da postoje bakterije sposobne da dobiju energiju koja im je potrebna za život zahvaljujući oksidaciji CO.
Ugljenmonoksid(II) gori plamenom plave boje(temperatura početka reakcije 700 °C) u zraku:
2 C O + O 2 → 2 C O 2 (\displaystyle (\mathsf (2CO+O_(2)\rightarrow 2CO_(2)))) (Δ G° 298 = −257 kJ, Δ S° 298 = −86 J/K).Temperatura sagorevanja CO može dostići 2100 °C. Reakcija sagorevanja je lančana, a inicijatori su male količine jedinjenja koja sadrže vodonik (voda, amonijak, sumporovodik itd.)
Zbog tako dobre kalorične vrijednosti, CO je komponenta raznih tehničkih plinskih mješavina (vidi, na primjer, proizvodni plin) koji se, između ostalog, koriste za grijanje. Eksplozivno kada se pomiješa sa zrakom; donja i gornja granica koncentracije širenja plamena: od 12,5 do 74% (volumenski) .
halogeni. Reakcija s hlorom dobila je najveću praktičnu primjenu:
C O + C l 2 → C O C l 2 . (\displaystyle (\mathsf (CO+Cl_(2)\rightarrow COCl_(2))).)Reakcijom CO sa F 2 , pored COF 2 karbonil fluorida, može se dobiti i peroksidno jedinjenje (FCO) 2 O 2. Njegove karakteristike: tačka topljenja -42°C, tačka ključanja +16°C, ima karakterističan miris (slično mirisu ozona), raspada se eksplozijom kada se zagrije iznad 200°C (produkti reakcije CO 2 , O 2 i COF 2), u kiseloj sredini reaguje sa kalijum jodidom prema jednačini:
(F C O) 2 O 2 + 2 K I → 2 K F + I 2 + 2 CO 2. (\displaystyle (\mathsf ((FCO)_(2)O_(2)+2KI\rightarrow 2KF+I_(2)+2CO_(2).)))Ugljenmonoksid(II) reaguje sa halkogenima. Sa sumporom stvara ugljični sulfid COS, reakcija teče kada se zagrije, prema jednačini:
C O + S → C O S (\displaystyle (\mathsf (CO+S\rightarrow COS))) (Δ G° 298 = −229 kJ, Δ S° 298 = −134 J/K).Također su dobiveni slični ugljični selenoksid CSe i ugljični teluroksid COTe.
Vraća SO 2:
2 C O + S O 2 → 2 CO 2 + S . (\displaystyle (\mathsf (2CO+SO_(2)\rightarrow 2CO_(2)+S.)))Sa prelaznim metalima stvara zapaljiva i toksična jedinjenja - karbonile, kao što su,,,, itd. Neki od njih su isparljivi.
n C O + M e → [ M e (C O) n ] (\displaystyle (\mathsf (nCO+Me\rightarrow )))Ugljenmonoksid(II) je slabo rastvorljiv u vodi, ali ne reaguje sa njim. Takođe, ne reaguje sa rastvorima alkalija i kiselina. Međutim, on reaguje sa alkalnim topljenjem da bi formirao odgovarajuće formate:
C O + K O H → H C O O K . (\displaystyle (\mathsf (CO+KOH\rightarrow HCOOK.)))Zanimljiva reakcija je reakcija ugljen monoksida (II) sa metalnim kalijumom u rastvoru amonijaka. Time nastaje eksplozivno jedinjenje kalij-dioksodikarbonat:
2 K + 2 C O → K 2 C 2 O 2 . (\displaystyle (\mathsf (2K+2CO\rightarrow K_(2)C_(2)O_(2).))) x C O + y H 2 → (\displaystyle (\mathsf (xCO+yH_(2)\rightarrow ))) alkoholi + linearni alkani.Ovaj proces je izvor kritičnih industrijskih proizvoda kao što su metanol, sintetičko dizel gorivo, polihidrični alkoholi, ulja i maziva.
Fiziološko djelovanje
Toksičnost
Ugljen monoksid je veoma toksičan.
Toksični učinak ugljičnog monoksida (II) nastaje zbog stvaranja karboksihemoglobina - mnogo jačeg karbonilnog kompleksa sa hemoglobinom, u poređenju sa kompleksom hemoglobina sa kisikom (oksihemoglobin). Time se blokiraju procesi transporta kiseonika i ćelijskog disanja. Koncentracije u zraku veće od 0,1% rezultiraju smrću u roku od jednog sata.
- Žrtvu treba odvesti Svježi zrak. U slučaju lakšeg trovanja dovoljna je hiperventilacija pluća kiseonikom.
- Umjetna ventilacija pluća.
- Lobelin ili kofein ispod kože.
- Karboksilaza intravenozno.
Svjetska medicina ne poznaje pouzdane antidote za upotrebu u slučaju trovanja ugljičnim monoksidom.
Zaštita od ugljičnog monoksida(II)
endogeni ugljen monoksid
Endogeni ugljični monoksid normalno proizvode ćelije ljudskog i životinjskog tijela i djeluje kao signalni molekul. Ima poznatu fiziološku ulogu u tijelu, posebno kao neurotransmiter i izaziva vazodilataciju. Zbog uloge endogenog ugljičnog monoksida u organizmu, njegovi metabolički poremećaji su povezani sa raznim bolestima, kao što su neurodegenerativne bolesti, ateroskleroza krvnih sudova, hipertenzija, zatajenje srca i različiti upalni procesi.
Endogeni ugljični monoksid nastaje u tijelu zbog oksidacijskog 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 udiše atmosferski zrak (koji uvijek sadrži male količine egzogenog ugljičnog monoksida), već čisti kisik ili mješavinu dušika i kisika.
Nakon prvih dokaza koji su se pojavili 1993. godine da je endogeni ugljični monoksid normalan neurotransmiter u ljudskom tijelu, kao i jedan od tri endogena plina koji normalno moduliraju tok upalnih reakcija u tijelu (druga dva su dušikov oksid (II) i vodonik sulfid), endogeni ugljen monoksid je dobio značajnu pažnju kliničara i istraživača kao važan biološki regulator. U mnogim tkivima se pokazalo da su sva tri gore navedena gasa antiinflamatorni agensi, vazodilatatori, a takođe indukuju angiogenezu. Međutim, nije sve tako jednostavno i nedvosmisleno. Angiogeneza nije uvijek blagotvorno dejstvo, budući da posebno igra ulogu u rastu malignih tumora, a ujedno je i jedan od uzroka oštećenja retine kod makularne degeneracije. Posebno je važno napomenuti da pušenje (glavni izvor ugljičnog monoksida u krvi, koji daje nekoliko puta veću koncentraciju od prirodne proizvodnje) povećava rizik od makularne degeneracije mrežnice za 4-6 puta.
Postoji teorija da u nekim sinapsama nervnih ćelija, gde se informacije pohranjuju dugo vremena, ćelija primateljica, kao odgovor na primljeni signal, proizvodi endogeni ugljen monoksid, koji prenosi signal nazad do ćelije koja je prenosi, koja je obaveštava. njegove spremnosti da od njega prima signale u budućnosti i povećanje aktivnosti ćelije predajnika signala. Neke od ovih nervnih ćelija sadrže gvanilat ciklazu, enzim koji se aktivira kada je izložen endogenom ugljen monoksidu.
Istraživanja o ulozi endogenog ugljičnog monoksida kao protuupalnog sredstva i citoprotektora provedena su u mnogim laboratorijama širom svijeta. Ova svojstva endogenog ugljičnog monoksida čine učinak na njegov metabolizam zanimljivom terapijskom metom za liječenje različitih patoloških stanja kao što su oštećenje tkiva uzrokovano ishemijom i naknadnom reperfuzijom (na primjer, infarkt miokarda, ishemijski moždani udar), odbacivanje transplantata, vaskularna ateroskleroza, teška sepsa, teška malarija, autoimune bolesti. Provedena su i klinička ispitivanja na ljudima, ali njihovi rezultati još nisu objavljeni.
Ukratko, ono što je poznato od 2015. o ulozi endogenog ugljičnog monoksida u tijelu može se sažeti na sljedeći način:
- Endogeni ugljen monoksid je jedan od važnih endogenih signalnih molekula;
- Endogeni ugljen monoksid modulira CNS i kardiovaskularne funkcije;
- Endogeni ugljen monoksid inhibira agregaciju trombocita i njihovu adheziju na zidove krvnih sudova;
- Utjecaj na razmjenu endogenog ugljičnog monoksida u budućnosti može biti jedna od važnih terapijskih strategija za brojne bolesti.
Istorija otkrića
Toksičnost dima koji se emituje tokom sagorevanja uglja opisali su Aristotel i Galen.
Ugljenmonoksid (II) prvi je dobio francuski hemičar Jacques de Lasson zagrevanjem cink oksida sa ugljem, ali je u početku pogrešno zamenjen sa vodonikom, jer je gorio plavim plamenom.
Činjenicu da ovaj plin sadrži ugljik i kisik otkrio je engleski hemičar William Kruikshank. Toksičnost plina istraživao je 1846. francuski liječnik Claude Bernard u eksperimentima na psima.
Ugljenmonoksid (II) izvan Zemljine atmosfere prvi je otkrio belgijski naučnik M. Mižot (M. Migeotte) 1949. godine prisustvom glavnog vibraciono-rotacionog pojasa u IR spektru Sunca. Ugljik(II) oksid je otkriven u međuzvjezdanom mediju 1970. godine.
Potvrda
industrijskim putem
- Nastaje tokom sagorevanja ugljika ili jedinjenja na bazi njega (na primjer, benzina) u uvjetima nedostatka kisika:
- ili kod redukcije ugljičnog dioksida vrućim ugljem:
Ova reakcija se javlja tokom loženja peći, kada se klapna peći zatvori prerano (sve dok ugalj potpuno ne izgori). Nastali ugljični monoksid (II), zbog svoje toksičnosti, uzrokuje fiziološke poremećaje („burnout“) pa čak i smrt (vidi dolje), otuda i jedno od trivijalnih naziva – „ugljični monoksid“.
Reakcija redukcije ugljičnog dioksida je reverzibilna, a na grafikonu je prikazan utjecaj temperature na ravnotežno stanje ove reakcije. Tok reakcije udesno daje faktor entropije, a lijevo - faktor entalpije. Na temperaturama ispod 400 °C, ravnoteža se gotovo potpuno pomjera ulijevo, a na temperaturama iznad 1000 °C udesno (u smjeru stvaranja CO). Na niskim temperaturama, brzina ove reakcije je vrlo niska, stoga je ugljični monoksid (II) prilično stabilan u normalnim uvjetima. Ova ravnoteža ima poseban naziv boudoir balance.
- Smjese ugljičnog monoksida (II) sa drugim supstancama se dobijaju propuštanjem zraka, vodene pare, itd. kroz sloj vrućeg koksa, uglja ili mrkog uglja, itd. (vidi generatorski plin, vodeni plin, miješani plin, sintetski plin).
laboratorijska metoda
- Razlaganje tekuće mravlje kiseline pod dejstvom vruće koncentrisane sumporne kiseline ili propuštanjem gasovite mravlje kiseline preko fosfor-oksida P 2 O 5 . Shema reakcije:
- Zagrijavanje mješavine oksalne i koncentrovane sumporne kiseline. Reakcija ide prema jednadžbi:
- Zagrijavanje mješavine kalijum heksacijanoferata(II) sa koncentrovanom sumpornom kiselinom. Reakcija ide prema jednadžbi:
- Oporavak od cink karbonata magnezijem kada se zagrijava:
Određivanje ugljičnog monoksida (II)
Kvalitativno, prisustvo CO se može odrediti potamnjivanjem rastvora paladijum hlorida (ili papira impregniranog ovim rastvorom). Zamračenje je povezano s oslobađanjem fino raspršenog metalnog paladija prema shemi:
P d C l 2 + C O + H 2 O → P d ↓ + CO 2 + 2 H C l . (\displaystyle (\mathsf (PdCl_(2)+CO+H_(2)O\rightarrow Pd\downarrow +CO_(2)+2HCl.)))Ova reakcija je veoma osetljiva. Standardni rastvor: 1 gram paladijum hlorida na litar vode.
Kvantitativno određivanje ugljičnog monoksida (II) zasniva se na jodometrijskoj reakciji:
5 C O + I 2 O 5 → 5 C O 2 + I 2. (\displaystyle (\mathsf (5CO+I_(2)O_(5)\rightarrow 5CO_(2)+I_(2).)))Aplikacija
- Ugljenmonoksid(II) je međureagens koji se koristi u reakcijama sa vodonikom u najvažnijim industrijskim procesima za proizvodnju organskih alkohola i direktnih ugljovodonika.
- Ugljični monoksid (II) se koristi za preradu životinjskog mesa i ribe, dajući im jarko crvenu boju i izgled svježine, bez promjene okusa (tehnologije čisti dim i Neukusni dim). Dozvoljena koncentracija CO je 200 mg/kg mesa.
- Ugljen monoksid(II) je glavna komponenta generatorskog gasa koji se koristi kao gorivo u vozilima na prirodni gas.
- Ugljenmonoksid iz izduvnih gasova motora nacisti su koristili tokom Drugog svetskog rata za masakr ljudi trovanjem.
Ugljični monoksid(II) u Zemljinoj atmosferi
Postoje prirodni i antropogeni izvori ulaska u Zemljinu atmosferu. U prirodnim uslovima, na površini Zemlje, CO nastaje prilikom nepotpune anaerobne razgradnje organskih jedinjenja i tokom sagorevanja biomase, uglavnom tokom šumskih i stepskih požara. Ugljični monoksid (II) nastaje u tlu i biološki (izlučuju ga živi organizmi) i nebiološki. Eksperimentalno je dokazano oslobađanje ugljičnog monoksida (II) zbog fenolnih spojeva uobičajenih u tlima koja sadrže OCH 3 ili OH grupe u orto- ili para-položajima u odnosu na prvu hidroksilnu grupu.
Ukupna ravnoteža proizvodnje nebiološkog CO i njegove oksidacije mikroorganizmima zavisi od specifičnih uslova sredine, prvenstveno od vlažnosti i vrednosti . Na primjer, iz sušnih tla, ugljični monoksid(II) se oslobađa direktno u atmosferu, stvarajući tako lokalne maksimume koncentracije ovog plina.
U atmosferi, CO je proizvod lančanih reakcija koje uključuju metan i druge ugljovodonike (prvenstveno izopren).
Glavni antropogeni izvor CO trenutno su izduvni gasovi motora sa unutrašnjim sagorevanjem. Ugljenmonoksid nastaje kada se ugljovodonična goriva sagorevaju u motorima sa unutrašnjim sagorevanjem na nedovoljnim temperaturama ili loše podešenom sistemu za dovod vazduha (isporučuje se nedovoljno kiseonika za oksidaciju CO u CO 2 ). U prošlosti je značajan udio antropogenih emisija CO u atmosferu dolazio od rasvjetnog plina koji se koristio za unutarnju rasvjetu u 19. stoljeću. Po sastavu je približno odgovarao vodenom gasu, odnosno sadržavao je do 45% ugljičnog monoksida (II). U javnom sektoru se ne koristi zbog prisustva mnogo jeftinijeg i energetski efikasnijeg analoga -
fizička svojstva.
Ugljenmonoksid je gas bez boje i mirisa, slabo rastvorljiv u vodi.
t sq. 205 °S,
t b.p. 191 °S
kritična temperatura =140°S
kritični pritisak = 35 atm.
Rastvorljivost CO u vodi je oko 1:40 po zapremini.
Hemijska svojstva.
U normalnim uslovima, CO je inertan; kada se zagrije - redukcijsko sredstvo; oksid koji ne stvara sol.
1) sa kiseonikom
2C +2 O + O 2 \u003d 2C +4 O 2
2) sa metalnim oksidima
C +2 O + CuO \u003d Cu + C +4 O 2
3) sa hlorom (na svjetlu)
CO + Cl 2 --hn-> COCl 2 (fozgen)
4) reaguje sa alkalnim topljenjem (pod pritiskom)
CO + NaOH = HCOONa (natrijum format (natrijum format)
5) formira karbonile sa prelaznim metalima
Ni + 4CO \u003d t ° \u003d Ni (CO) 4
Fe + 5CO \u003d t ° \u003d Fe (CO) 5
Ugljen monoksid nema hemijsku interakciju sa vodom. CO takođe ne reaguje sa alkalijama i kiselinama. Izuzetno je otrovan.
Sa hemijske strane, ugljen monoksid karakteriše uglavnom njegova sklonost reakcijama adicije i redukciona svojstva. Obe ove tendencije se, međutim, obično javljaju samo na povišenim temperaturama. U ovim uslovima CO se spaja sa kiseonikom, hlorom, sumporom, nekim metalima itd. Istovremeno, kada se zagreva, ugljen monoksid 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 u stanju da redukuje soli Au, Pt i nekih drugih elemenata u oslobađanje metala već na uobičajenim temperaturama.
Na povišenim temperaturama i visokim pritiscima, CO stupa u interakciju s vodom i kaustičnim alkalijama: u prvom slučaju nastaje HCOOH, a u drugom natrijum mravlja kiselina. Posljednja reakcija se odvija na 120 °C, tlaku od 5 atm i nalazi tehničku primjenu.
Laka redukcija paladijum hlorida u rastvoru prema šemi sažetka:
PdCl 2 + H 2 O + CO \u003d CO 2 + 2 HCl + Pd
služi kao najčešće korištena reakcija za otkrivanje ugljičnog monoksida u mješavini plinova. Već vrlo male količine CO se lako detektuju blagim obojenjem rastvora usled oslobađanja fino zdrobljenog metala paladijuma. Kvantitativno određivanje CO temelji se na reakciji:
5 CO + I 2 O 5 \u003d 5 CO 2 + I 2.
Oksidacija CO u rastvoru često se odvija značajnom brzinom samo u prisustvu katalizatora. Prilikom odabira potonjeg, priroda oksidacijskog sredstva igra glavnu ulogu. Dakle, KMnO 4 najbrže oksidira CO u prisustvu fino usitnjenog srebra, K 2 Cr 2 O 7 - u prisustvu živinih soli, KClO 3 - u prisustvu OsO 4. Općenito, po svojim redukcijskim svojstvima, CO je sličan molekularnom vodoniku, a njegova aktivnost u normalnim uvjetima je veća od aktivnosti potonjeg. Zanimljivo je da postoje bakterije sposobne da dobiju energiju koja im je potrebna za život zahvaljujući oksidaciji CO.
Komparativna aktivnost CO i H 2 kao redukcionih agenasa može se procijeniti proučavanjem reverzibilne reakcije:
H 2 O + CO \u003d CO 2 + H 2 + 42 kJ,
ravnotežno stanje koje se na visokim temperaturama uspostavlja prilično brzo (naročito u prisustvu Fe 2 O 3). Na 830°C, ravnotežna smjesa sadrži jednake količine CO i H2, odnosno afinitet oba plina prema kisiku je isti. Ispod 830 °C, CO je jači redukcioni agens, a više, H 2 .
Vezivanje jednog od proizvoda gore razmatrane reakcije, u skladu sa zakonom djelovanja mase, pomjera njegovu ravnotežu. Dakle, propuštanjem mješavine ugljičnog monoksida i vodene pare preko kalcijum oksida, vodik se može dobiti 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 sagorijeva plavim plamenom do CO 2:
2 CO + O 2 \u003d 2 CO 2 + 564 kJ.
Značajno oslobađanje topline koje prati ovu reakciju čini ugljični monoksid vrijednim plinovitim gorivom. Međutim, on nalazi najširu primjenu kao polazni proizvod za sintezu različitih organskih tvari.
Sagorevanje debelih slojeva uglja u pećima odvija se u tri faze:
1) C + O 2 \u003d CO 2; 2) CO 2 + C \u003d 2 CO; 3) 2 CO + O 2 \u003d 2 CO 2.
Ako se cijev prerano zatvori, stvara se nedostatak kisika u peći, što može uzrokovati širenje CO po grijanoj prostoriji i dovesti do trovanja (sagorijevanja). Treba napomenuti da miris "ugljičnog monoksida" ne uzrokuje CO, već nečistoće nekih organskih tvari.
CO plamen može imati temperaturu do 2100°C. Reakcija sagorijevanja CO zanimljiva je po tome što se zagrije na 700-1000 °C, odvija se primjetnom brzinom samo u prisustvu tragova vodene pare ili drugih plinova koji sadrže vodonik (NH 3 , H 2 S, itd.). To je zbog lančane prirode reakcije koja se razmatra, a koja se odvija kroz međuformiranje OH radikala prema shemama:
H + O 2 \u003d HO + O, zatim O + CO \u003d CO 2, HO + CO = CO 2 + H, itd.
Na vrlo visokim temperaturama, reakcija sagorijevanja CO postaje izrazito reverzibilna. Sadržaj CO 2 u ravnotežnoj mješavini (pri pritisku od 1 atm) iznad 4000 °C može biti zanemarljiv. Sam molekul CO je toliko termički stabilan da se ne raspada čak ni na 6000 °C. U međuzvjezdanom mediju pronađeni su molekuli CO. Pod dejstvom CO na metalni K na 80°C nastaje bezbojno kristalno, vrlo eksplozivno jedinjenje sastava K 6 C 6 O 6. Eliminacijom kalija ova supstanca lako prelazi u ugljični monoksid C 6 O 6 („trihinon“), koji se može smatrati produktom polimerizacije CO. Njegova struktura odgovara šestočlanom ciklusu formiranom od atoma ugljika, od kojih je svaki povezan dvostrukom vezom s atomima kisika.
Interakcija CO sa sumporom prema reakciji:
CO + S = COS + 29 kJ
brzo ide samo na visokim temperaturama. Dobijeni ugljen-tioksid (O=S=S) je gas bez boje i mirisa (t.t. -139, bp -50 °S). Ugljen monoksid (II) je u stanju da se direktno kombinuje sa nekim metalima. Kao rezultat, nastaju karbonili metala, koje treba smatrati složenim spojevima.
Ugljenmonoksid(II) takođe stvara kompleksna jedinjenja sa nekim solima. Neki od njih (OsCl 2 ·3CO, PtCl 2 ·CO, itd.) su stabilni samo u rastvoru. Formiranje potonje supstance povezano je sa apsorpcijom ugljen monoksida (II) rastvorom CuCl u jakoj HCl. Slična jedinjenja se očigledno takođe formiraju u rastvoru amonijaka CuCl, koji se često koristi za apsorpciju CO u analizi gasova.
Potvrda.
Ugljični monoksid nastaje kada se ugljik sagorijeva u nedostatku kisika. Najčešće se dobiva kao rezultat interakcije ugljičnog dioksida s vrućim ugljem:
CO 2 + C + 171 kJ = 2 CO.
Ova reakcija je reverzibilna i njena ravnoteža ispod 400 °C je skoro potpuno pomerena ulevo, a iznad 1000 °C - udesno (slika 7). Međutim, uspostavlja se primjetnom brzinom samo na visokim temperaturama. Stoga je u normalnim uslovima CO prilično stabilan.
Rice. 7. Ravnoteža CO 2 + C \u003d 2 CO.
Formiranje CO iz elemenata odvija se prema jednadžbi:
2 C + O 2 \u003d 2 CO + 222 kJ.
Male količine CO se povoljno dobijaju razgradnjom mravlje kiseline: HCOOH = H 2 O + CO
Ova reakcija se lako odvija kada HCOOH reagira s vrućom, jakom sumpornom kiselinom. U praksi se ova priprema vrši ili djelovanjem konc. sumporne kiseline u tečni HCOOH (kada se zagrije) ili propuštanjem pare potonjeg preko fosfornog hemipentoksida. Interakcija HCOOH s klorosulfonskom kiselinom prema shemi:
HCOOH + CISO 3 H \u003d H 2 SO 4 + HCI + CO
ide na normalnim temperaturama.
Pogodna metoda za laboratorijsku proizvodnju CO može biti zagrijavanje konc. sumporna kiselina, oksalna kiselina ili kalijum željezo cijanid. U prvom slučaju, reakcija se odvija prema shemi: H 2 C 2 O 4 \u003d CO + CO 2 + H 2 O.
Uz CO se oslobađa i ugljični dioksid koji se može zadržati prolazom gasna mešavina kroz rastvor barijum hidroksida. U drugom slučaju, jedini plinoviti proizvod je ugljični monoksid:
K 4 + 6 H 2 SO 4 + 6 H 2 O \u003d 2 K 2 SO 4 + FeSO 4 + 3 (NH 4) 2 SO 4 + 6 CO.
Velike količine CO mogu se dobiti nepotpunim sagorevanjem uglja u specijalnim pećima – gasnim generatorima. Obični ("vazdušni") generatorski gas sadrži u proseku (vol.%): CO-25, N2-70, CO 2 -4 i male nečistoće drugih gasova. Kada sagorijeva, daje 3300-4200 kJ po m 3. Zamjena običnog zraka kisikom dovodi do značajnog povećanja sadržaja CO (i povećanja kalorijske vrijednosti plina).
Još više CO sadrži vodeni gas, koji se sastoji (u idealnom slučaju) od mješavine jednakih volumena CO i H 2 i daje 11700 kJ/m 3 tokom sagorijevanja. Ovaj gas se dobija uduvavanjem vodene pare kroz sloj vrućeg uglja, a na oko 1000°C interakcija se odvija prema jednačini:
H 2 O + C + 130 kJ \u003d CO + H 2.
Reakcija stvaranja vodenog plina teče apsorpcijom topline, ugalj se postupno hladi, a da bi se održao u vrućem stanju, potrebno je naizmjenično prolazak vodene pare s prolaskom zraka (ili kisika) u generator gasa. S tim u vezi, vodeni gas sadrži približno CO-44, H 2 -45, CO 2 -5 i N 2 -6%. Široko se koristi za sintezu različitih organskih spojeva.
Često se dobija mešani gas. Proces njegovog dobijanja svodi se na istovremeno duvanje vazduha i vodene pare kroz sloj vrelog uglja, tj. kombinujući obje gore opisane metode.Stoga, sastav miješanog plina je srednji između generatora i vode. U prosjeku sadrži: CO-30, H 2 -15, CO 2 -5 i N 2 -50%. Njegov kubni metar daje oko 5400 kJ kada se sagori.
