Karbonforbindelser. Karbonmonoksid (II)- karbonmonoksid er en luktfri og fargeløs forbindelse, brenner med en blåaktig flamme, er lettere enn luft og er dårlig løselig i vann.
CO- et ikke-saltdannende oksid, men når alkali føres inn i smelten ved høyt trykk, danner det et salt av maursyre:
CO +KOH = HCOOK
Derfor CO ofte betraktet som maursyreanhydrid:
HCOOH = CO + H 2 Å,
Reaksjonen skjer under påvirkning av konsentrert svovelsyre.
Struktur av karbonmonoksid (II).
Oksidasjonstilstand +2. Forbindelsen ser slik ut:
Pilen viser en ekstra binding, som dannes av donor-akseptormekanismen på grunn av det ensomme elektronparet i oksygenatomet. På grunn av dette er bindingen i oksidet veldig sterk, så oksidet er i stand til å gå inn i oksidasjons-reduksjonsreaksjoner bare ved høye temperaturer.
Fremstilling av karbonmonoksid (II).
1. Det oppnås under oksidasjonsreaksjonen av enkle stoffer:
2 C + O 2 = 2 CO,
C + CO 2 = 2 CO,
2. Ved gjenoppretting CO karbon i seg selv eller metaller. Reaksjonen skjer ved oppvarming:
Kjemiske egenskaper til karbonmonoksid (II).
1. Under normale forhold interagerer ikke karbonmonoksid med syrer eller baser.
2. I atmosfærisk oksygen brenner karbonmonoksid med en blåaktig flamme:
2CO + O 2 = 2CO 2,
3. Ved temperatur reduserer karbonmonoksid metaller fra oksider:
FeO + CO = Fe + CO 2,
4. Når karbonmonoksid reagerer med klor, dannes det en giftig gass - fosgen. Reaksjonen skjer ved bestråling:
CO + Cl 2 = COCl 2,
5. Karbonmonoksid reagerer med vann:
CO +H 2 O = CO 2 + H 2,
Reaksjonen er reversibel.
6. Ved oppvarming danner karbonmonoksid metylalkohol:
CO + 2H 2 = CH 3 OH,
7. Karbonmonoksid dannes med metaller karbonyler(flyktige forbindelser).
Alle som har måttet håndtere driften av varmesystemer - ovner, kjeler, kjeler, varmtvannsberedere, designet for husholdningsdrivstoff i noen av dens former, vet hvor farlig karbonmonoksid er for mennesker. Det er ganske vanskelig å nøytralisere det i gasstilstand; det er ingen effektive hjemmemetoder for å bekjempe karbonmonoksid, så de fleste beskyttelsestiltak er rettet mot å forhindre og rettidig påvisning av karbonmonoksid i luften.
Egenskaper til et giftig stoff
Det er ikke noe uvanlig i naturen og egenskapene til karbonmonoksid. I hovedsak er det et produkt av delvis oksidasjon av kull eller kullholdig brensel. Formelen for karbonmonoksid er enkel og grei - CO, i kjemiske termer - karbonmonoksid. Ett karbonatom er koblet til et oksygenatom. Naturen til forbrenningsprosessene til organisk brensel er slik at karbonmonoksid er en integrert del av enhver flamme.
Når de varmes opp i brennkammeret, forgasses kull, relatert brensel, torv og ved til karbonmonoksid, og først da brennes det med en tilstrømning av luft. Hvis karbondioksid har lekket fra forbrenningskammeret inn i rommet, vil det forbli i en stabil tilstand til det øyeblikket når karbonstrømmen fjernes fra rommet ved ventilasjon eller akkumuleres, og fyller hele rommet, fra gulv til tak. I sistnevnte tilfelle er det bare en elektronisk karbonmonoksidsensor som kan redde situasjonen, og reagere på den minste økningen i konsentrasjonen av giftige røyk i atmosfæren i rommet.
Hva du trenger å vite om karbonmonoksid:
- Under standardforhold er tettheten av karbonmonoksid 1,25 kg/m3, som er svært nær luftens egenvekt 1,25 kg/m3. Varmt og jevnt varmt monoksid stiger lett til taket, og når det avkjøles, legger det seg og blander seg med luft;
- Karbonmonoksid er smakløst, fargeløst og luktfritt, selv i høye konsentrasjoner;
- For å starte dannelsen av karbonmonoksid er det nok å varme metallet i kontakt med karbon til en temperatur på 400-500 o C;
- Gassen er i stand til å brenne i luft og slippe ut stor kvantitet varme, ca. 111 kJ/mol.
Ikke bare er innånding av karbonmonoksid farlig, gass-luftblandingen kan eksplodere når volumkonsentrasjonen når fra 12,5 % til 74 %. Slik sett ligner gassblandingen på husholdningsmetan, men mye farligere enn nettverksgass.
Metan er lettere enn luft og mindre giftig ved innånding; i tillegg, takket være tilsetningen av et spesielt additiv - merkaptan - til gasstrømmen, kan dets tilstedeværelse i rommet lett oppdages ved lukt. Hvis kjøkkenet er lett gasset, kan du gå inn i rommet og lufte det uten helsemessige konsekvenser.
Med karbonmonoksid er alt mer komplisert. Det nære forholdet mellom CO og luft forhindrer effektiv fjerning av den giftige gasskyen. Etter hvert som den avkjøles, vil gasskyen gradvis legge seg i gulvområdet. Hvis en karbonmonoksiddetektor utløses, eller det oppdages en lekkasje av forbrenningsprodukter fra en komfyr eller fastbrenselkjele, er det nødvendig å umiddelbart iverksette tiltak for ventilasjon, ellers vil barn og kjæledyr være de første som lider.
Denne egenskapen til karbonmonoksidskyen ble tidligere mye brukt for å bekjempe gnagere og kakerlakker, men effektiviteten til gassangrepet er mye lavere moderne virkemidler, og risikoen for å bli forgiftet er uforholdsmessig høyere.
Til din informasjon! En CO-gasssky kan i mangel av ventilasjon beholde sine egenskaper uendret i lang tid.
Dersom det er mistanke om karbonmonoksidansamling i kjellere, bruksrom, fyrrom, kjellere, er første steg å sikre maksimal ventilasjon med en gassutvekslingshastighet på 3-4 enheter i timen.
Forhold for utseendet av røyk i rommet
Karbonmonoksid kan produseres ved å bruke dusinvis av alternativer kjemiske reaksjoner, men dette krever spesifikke reagenser og betingelser for deres interaksjon. Risikoen for gassforgiftning på denne måten er praktisk talt null. Hovedårsakene til utseendet av karbonmonoksid i et kjelerom eller kjøkkenområde er fortsatt to faktorer:
- Dårlig trekk og delstrøm av forbrenningsprodukter fra forbrenningskilden til kjøkkenområdet;
- Feil drift av kjele, gass og ovnsutstyr;
- Branner og lokale branner av plast, ledninger, polymerbelegg og materialer;
- Avgasser fra avløpsledninger.
Kilden til karbonmonoksid kan være sekundær forbrenning av aske, løse sotavsetninger i skorsteiner, sot og harpiks innebygd i murverket til peismanteler og sotslukkere.
Oftest er kilden til CO-gass ulmende kull som brenner ut i brennkammeret når ventilen er stengt. Spesielt mye gass frigjøres under termisk nedbrytning av ved i fravær av luft, omtrent halvparten av gasskyen er okkupert av karbonmonoksid. Derfor bør alle eksperimenter med røyking av kjøtt og fisk ved bruk av disen fra ulmende spon kun utføres i friluft.
En liten mengde karbonmonoksid kan også vises under matlaging. For eksempel vet alle som har støtt på installasjon av gassvarmekjeler med lukket brannkammer på kjøkkenet hvordan karbonmonoksidsensorer reagerer på pommes frites eller annen mat tilberedt i kokende olje.
Karbonmonoksids lumske natur
Hovedfaren ved karbonmonoksid er at det er umulig å fornemme og fornemme dens tilstedeværelse i atmosfæren i et rom før gassen kommer inn i luftveiene med luften og løses opp i blodet.
Konsekvensene av å inhalere CO avhenger av konsentrasjonen av gassen i luften og lengden på oppholdet i rommet:
- Hodepine, ubehag og utvikling av en døsig tilstand begynner når det volumetriske gassinnholdet i luften er 0,009-0,011 %. Fysisk sunn mann i stand til å tåle opptil tre timers eksponering for en forurenset atmosfære;
- Kvalme, sterke muskelsmerter, kramper, besvimelse, tap av orientering kan utvikles ved en konsentrasjon på 0,065-0,07 %. Tiden brukt i rommet til utbruddet av uunngåelige konsekvenser er bare 1,5-2 timer;
- Når konsentrasjonen av karbonmonoksid er over 0,5 %, betyr selv noen få sekunders opphold i et gassforurenset rom død.
Selv om en person kom seg trygt ut av rommet på egen hånd høy konsentrasjon karbonmonoksid, vil du fortsatt trenge legehjelp og bruk av motgift, siden konsekvensene av forgiftning av sirkulasjonssystemet og nedsatt blodsirkulasjon i hjernen fortsatt vil dukke opp, bare litt senere.
Karbonmonoksidmolekyler absorberes godt av vann og saltvannsløsninger. Derfor blir vanlige håndklær og servietter fuktet med tilgjengelig vann ofte brukt som det første tilgjengelige beskyttelsesmidlet. Dette lar deg stoppe karbonmonoksid fra å komme inn i kroppen din i noen minutter til du kan forlate rommet.
Denne egenskapen til karbonmonoksid blir ofte misbrukt av enkelte eiere av varmeutstyr som har innebygde CO-sensorer. Når en følsom sensor utløses, i stedet for å ventilere rommet, er enheten ofte ganske enkelt dekket med et vått håndkle. Som et resultat, etter et dusin slike manipulasjoner, svikter karbonmonoksidsensoren, og risikoen for forgiftning øker med en størrelsesorden.
Tekniske
Faktisk er det i dag bare én måte å lykkes med å bekjempe karbonmonoksid, ved å bruke spesielle elektroniske enheter og sensorer som registrerer overskytende CO-konsentrasjoner i rommet. Du kan selvfølgelig gjøre noe enklere, for eksempel installere kraftig ventilasjon, slik de som liker å slappe av ved en ekte mursteinspeis gjør. Men i en slik løsning er det en viss risiko for karbonmonoksidforgiftning ved endring av trekkretningen i røret, og dessuten er det ikke særlig bra for helsen å leve under sterk trekk.
Karbonmonoksidsensorenhet
Problemet med å kontrollere karbonmonoksidinnholdet i atmosfæren i bolig- og bruksrom i dag er like presserende som tilstedeværelsen av en brann- eller sikkerhetsalarm.
I spesialiserte varme- og gassutstyrsbutikker kan du kjøpe flere alternativer for enheter for overvåking av gassinnhold:
- Kjemiske alarmer;
- Infrarøde skannere;
- Solid state sensorer.
Den følsomme sensoren til enheten er vanligvis utstyrt med et elektronisk kort som gir strøm, kalibrering og konvertering av signalet til en forståelig form for indikasjon. Det kan ganske enkelt være grønne og røde lysdioder på panelet, en lydsirene, digital informasjonå gi et signal til et datanettverk eller en styrepuls for en automatisk ventil som stenger tilførselen av husholdningsgass til varmekjelen.
Det er klart at bruk av sensorer med kontrollert stengeventil er et nødvendig tiltak, men ofte bygger produsenter av varmeutstyr bevisst inn "foolproofing" for å unngå alle slags manipulasjoner med sikkerheten til gassutstyr.
Kjemiske og faststoffkontrollinstrumenter
Den billigste og mest tilgjengelige versjonen av sensoren med en kjemisk indikator er laget i form av en mesh-kolbe, lett gjennomtrengelig for luft. Inne i kolben er det to elektroder atskilt av en porøs skillevegg impregnert med en alkaliløsning. Utseendet til karbonmonoksid fører til karbonisering av elektrolytten, ledningsevnen til sensoren synker kraftig, som umiddelbart leses av elektronikken som et alarmsignal. Etter installasjon er enheten i inaktiv tilstand og fungerer ikke før det er spor av karbonmonoksid i luften som overstiger den tillatte konsentrasjonen.
Solid-state sensorer bruker to-lags poser med tinndioksid og rutenium i stedet for et alkaliimpregnert stykke asbest. Utseendet til gass i luften forårsaker et sammenbrudd mellom kontaktene til sensorenheten og utløser automatisk en alarm.
Skannere og elektroniske vakter
Infrarøde sensorer som opererer etter prinsippet om å skanne luften rundt. Den innebygde infrarøde sensoren oppfatter gløden til laser-LED, og en triggerenhet aktiveres basert på en endring i intensiteten av absorpsjon av termisk stråling av gassen.
CO absorberer den termiske delen av spekteret veldig godt, så slike enheter fungerer i vakt- eller skannermodus. Skanningsresultatet kan vises i form av et tofarget signal eller en indikasjon på mengden karbonmonoksid i luften på en digital eller lineær skala.
Hvilken sensor er best
For å velge en karbonmonoksidsensor riktig, er det nødvendig å ta hensyn til driftsmodusen og arten av rommet der sensorenheten skal installeres. For eksempel fungerer kjemiske sensorer, ansett som utdaterte, utmerket i fyrrom og vaskerom. En rimelig karbonmonoksiddeteksjonsenhet kan installeres i hjemmet eller verkstedet ditt. På kjøkkenet blir nettet raskt dekket av støv og fettavleiringer, noe som reduserer følsomheten til den kjemiske kjeglen kraftig.
Solid state karbonmonoksidsensorer fungerer like godt under alle forhold, men de krever en kraftig ekstern strømkilde for å fungere. Kostnaden for enheten er høyere enn prisen på kjemiske sensorsystemer.
Infrarøde sensorer er de vanligste i dag. De brukes aktivt til å fullføre sikkerhetssystemer for individuelle boligvarmekjeler. Samtidig endres følsomheten til kontrollsystemet praktisk talt ikke over tid på grunn av støv eller lufttemperatur. Dessuten har slike systemer som regel innebygde test- og kalibreringsmekanismer, som lar deg sjekke ytelsen med jevne mellomrom.
Installasjon av karbonmonoksidovervåkingsenheter
Karbonmonoksidsensorer må kun installeres og vedlikeholdes av kvalifisert personell. Med jevne mellomrom er instrumenter gjenstand for inspeksjon, kalibrering, vedlikehold og utskifting.
Sensoren må installeres i en avstand fra gasskilden på 1 til 4 m; huset eller fjernsensorene er montert i en høyde på 150 cm over gulvnivå og må kalibreres i henhold til øvre og nedre følsomhetsterskler.
Levetiden til karbonmonoksiddetektorer i boliger er 5 år.
Konklusjon
Kampen mot dannelsen av karbonmonoksid krever omsorg og en ansvarlig holdning til det installerte utstyret. Eventuelle eksperimenter med sensorer, spesielt halvledere, reduserer følsomheten til enheten kraftig, noe som til slutt fører til en økning i karbonmonoksidinnholdet i atmosfæren på kjøkkenet og hele leiligheten, og sakte forgifter alle innbyggerne. Problemet med karbonmonoksidovervåking er så alvorlig at det er mulig at bruk av sensorer i fremtiden kan bli obligatorisk for alle kategorier av individuell oppvarming.
Karbonmonoksid, karbonmonoksid (CO), er en fargeløs, luktfri, smakløs gass som er litt mindre tett enn luft. Det er giftig for hemoglobindyr (inkludert mennesker) ved konsentrasjoner over ca. 35 ppm, selv om det også produseres i små mengder ved normal dyremetabolisme og antas å ha noe normalt biologiske funksjoner. I atmosfæren er den romlig variabel og forfaller raskt, og har en rolle i dannelsen av ozon på bakkenivå. Karbonmonoksid består av ett karbonatom og ett oksygenatom bundet sammen med en trippelbinding, som består av to kovalente bindinger samt en dativ kovalent binding. Dette er det enkleste karbonmonoksidet. Det er isoelektronisk med cyanid-anion, nitrosoniumkation og molekylært nitrogen. I koordinasjonskomplekser kalles karbonmonoksidliganden en karbonyl.
Historie
Aristoteles (384-322 f.Kr.) beskrev først prosessen med å brenne kull, som fører til dannelse av giftige røyk. I gamle tider var det en henrettelsesmetode - å låse forbryteren på et bad med ulmende kull. Men på det tidspunktet var dødsmekanismen uklar. Den greske legen Galen (129-199 e.Kr.) antydet at det var en endring i sammensetningen av luften, som forårsaket skade på mennesker ved innånding. I 1776 produserte den franske kjemikeren de Lassonne CO ved å varme opp sinkoksid med koks, men forskeren konkluderte feilaktig at det gassformige produktet var hydrogen fordi det brant med en blå flamme. Gassen ble identifisert som en forbindelse som inneholder karbon og oksygen av den skotske kjemikeren William Cumberland Cruikshank i 1800. Dens toksisitet hos hunder ble grundig studert av Claude Bernard rundt 1846. Under andre verdenskrig ble en gassblanding inkludert karbonmonoksid brukt til å drive motoriserte kjøretøyer som opererer i noen deler av verden hvor bensin og diesel var mangelvare. Eksterne (med noen unntak) kull- eller treavledede forgassere ble installert og en blanding av atmosfærisk nitrogen, karbonmonoksid og små mengder andre forgassingsgasser ble introdusert i gassblanderen. Gassblandingen som kommer fra denne prosessen er kjent som vedgass. Karbonmonoksid ble også brukt i stor skala under Holocaust i noen av de tyske nazistenes dødsleire, mest åpenbart i Chelmno-gassbilene og i T4-drapsprogrammet "eutanasi".
Kilder
Karbonmonoksid dannes under delvis oksidasjon av karbonholdige forbindelser; det dannes når det ikke er nok oksygen til å danne karbondioksid (CO2), for eksempel når du bruker en komfyr eller forbrenningsmotor, i begrenset plass. I nærvær av oksygen, inkludert dets konsentrasjoner i atmosfæren, brenner karbonmonoksid med en blå flamme og produserer karbondioksid. Kullgass, som ble mye brukt frem til 1960-tallet for innendørs belysning, matlaging og oppvarming, inneholdt karbonmonoksid som en betydelig drivstoffbestanddel. Noen prosesser innen moderne teknologi, som jernsmelting, produserer fortsatt karbonmonoksid som et biprodukt. På verdensbasis er de største kildene til karbonmonoksid naturlige kilder, på grunn av fotokjemiske reaksjoner i troposfæren, som genererer omtrent 5 × 1012 kg karbonmonoksid per år. Andre naturlige kilder til CO inkluderer vulkaner, skogbranner og andre former for forbrenning. I biologi, karbonmonoksid naturlig produsert av virkningen av hem oksygenase 1 og 2 på hem fra nedbrytning av hemoglobin. Denne prosessen produserer en viss mengde karboksyhemoglobin i normale folk, selv om de ikke inhalerer karbonmonoksid. Siden den første rapporteringen om at karbonmonoksid er en normal nevrotransmitter i 1993, så vel som en av tre gasser som naturlig modulerer inflammatoriske responser i kroppen (de to andre er nitrogenoksid og hydrogensulfid), har karbonmonoksid fått mye vitenskapelig oppmerksomhet som et biologisk regulator I mange vev fungerer alle tre gassene som anti-inflammatoriske midler, vasodilatatorer og fremmere for neovaskulær vekst. Kliniske studier pågår med små mengder karbonmonoksid som en medisin. Imidlertid forårsaker for store mengder karbonmonoksid karbonmonoksidforgiftning.
Molekylære egenskaper
Karbonmonoksid har en molekylvekt på 28,0, noe som gjør den litt lettere enn luft, hvis gjennomsnittlige molekylvekt er 28,8. I følge idealgassloven har CO derfor lavere tetthet enn luft. Bindingslengden mellom et karbonatom og et oksygenatom er 112,8 pm. Denne bindingslengden stemmer overens med en trippelbinding som i molekylært nitrogen (N2), som har en lignende bindingslengde og nesten samme molekylvekt. Karbon-oksygen dobbeltbindinger er mye lengre, for eksempel 120,8 m for formaldehyd. Kokepunktet (82 K) og smeltepunktet (68 K) er svært like N2 (henholdsvis 77 K og 63 K). Bindingsdissosiasjonsenergien på 1072 kJ/mol er sterkere enn N2 (942 kJ/mol) og representerer den sterkeste kjemiske bindingen som er kjent. Grunnelektrontilstanden til karbonmonoksid er singlett, siden det ikke er noen uparrede elektroner.
Binding og dipolmoment
Karbon og oksygen har til sammen 10 elektroner i valensskallet. Etter oktettregelen for karbon og oksygen danner de to atomene en trippelbinding, med seks delte elektroner i de tre bindende molekylorbitalene, i stedet for den vanlige dobbeltbindingen som finnes i organiske karbonylforbindelser. Siden fire av de delte elektronene kommer fra oksygenatomet og bare to fra karbonet, er en bindingsorbital okkupert av to elektroner fra oksygenatomene, og danner en dativ- eller dipolbinding. Dette resulterer i en C←O-polarisering av molekylet, med en svak negativ ladning på karbonet og en svak positiv ladning på oksygenet. De to andre bindingsorbitalene opptar hver ett elektron fra karbon og ett fra oksygen, og danner (polare) kovalente bindinger med omvendt C→O-polarisering, siden oksygen er mer elektronegativt enn karbon. I fritt karbonmonoksid forblir den netto negative ladningen δ- ved enden av karbonet, og molekylet har et lite dipolmoment på 0,122 D. Dermed er molekylet asymmetrisk: oksygen har mer elektrontetthet enn karbon, samt en liten positiv ladning, sammenlignet med karbon, som er negativt. Derimot har det isoelektroniske dinitrogenmolekylet ikke noe dipolmoment. Hvis karbonmonoksid fungerer som en ligand, kan polariteten til dipolen endres med en netto negativ ladning ved oksygenenden, avhengig av strukturen til koordinasjonskomplekset.
Bindingspolaritet og oksidasjonstilstand
Teoretiske og eksperimentelle studier viser at til tross for den større elektronegativiteten til oksygen, kommer dipolmomentet fra den mer negative enden av karbon til den mer positive enden av oksygen. Disse tre bindingene er faktisk polare kovalente bindinger som er sterkt polariserte. Den beregnede polarisasjonen til oksygenatomet er 71 % for σ-bindingen og 77 % for begge π-bindingene. Oksydasjonstilstanden til karbon til karbonmonoksid i hver av disse strukturene er +2. Det beregnes som følger: alle bindingselektroner anses å tilhøre mer elektronegative oksygenatomer. Bare de to ikke-bindende elektronene på karbon er tilordnet karbon. Ved denne beregningen har karbon bare to valenselektroner i molekylet sammenlignet med fire i et fritt atom.
Biologiske og fysiologiske egenskaper
Giftighet
Karbonmonoksidforgiftning er den vanligste typen dødelig luftforgiftning i mange land. Karbonmonoksid er et fargeløst, luktfritt, smakløst stoff, men veldig giftig. Det kombineres med hemoglobin for å produsere karboksyhemoglobin, som "usurperer" et sted i hemoglobin som normalt bærer oksygen, men som er ineffektivt til å levere oksygen til kroppens vev. Konsentrasjoner så lave som 667 ppm kan føre til at opptil 50 % av kroppens hemoglobin omdannes til karboksyhemoglobin. Et karboksyhemoglobinnivå på 50 % kan føre til anfall, koma og død. I USA begrenser Arbeidsdepartementet langsiktige eksponeringsnivåer på arbeidsplassen for karbonmonoksid til 50 deler per million. Over en kort periode er karbonmonoksidabsorpsjonen kumulativ, siden halveringstiden er ca. 5 timer i frisk luft. De vanligste symptomene på karbonmonoksidforgiftning kan ligne på andre typer forgiftninger og infeksjoner, og inkluderer symptomer som f.eks. hodepine, kvalme, oppkast, svimmelhet, tretthet og svakhetsfølelse. Berørte familier føler ofte at de er ofre matforgiftning. Babyer kan være irritable og spise dårlig. Nevrologiske symptomer inkluderer forvirring, desorientering, tåkesyn, synkope (tap av bevissthet) og anfall. Noen beskrivelser av karbonmonoksidforgiftning inkluderer netthinneblødning samt en unormal kirsebærrød farge på blodet. I de fleste kliniske diagnoser er disse tegnene sjelden observert. En av vanskelighetene med nytten av denne "kirsebær"-effekten er at den korrigerer, eller maskerer, ellers usunn utseende, da hovedeffekten av å fjerne venøst hemoglobin er at en kvalt person virker mer normal, eller en død person ser ut til å være levende, lik effekten av røde fargestoffer i balsameringssammensetningen. Denne fargingseffekten i oksygenfritt CO-forgiftet vev er assosiert med kommersiell bruk av karbonmonoksid i farging av kjøtt. Karbonmonoksid binder seg også til andre molekyler som myoglobin og mitokondriell cytokromoksidase. Eksponering for karbonmonoksid kan forårsake betydelig skade på hjertet og sentralen nervesystemet, spesielt i globus pallidus, er det ofte assosiert med langvarige kroniske patologiske tilstander. Karbonmonoksid kan ha alvorlige bivirkninger på en gravid kvinnes foster.
Normal menneskelig fysiologi
Karbonmonoksid produseres naturlig i menneskekroppen som et signalmolekyl. Dermed kan karbonmonoksid ha fysiologisk rolle i kroppen som en nevrotransmitter eller avslappende middel blodårer. På grunn av rollen til karbonmonoksid i kroppen, er forstyrrelser i stoffskiftet forbundet med ulike sykdommer, inkludert nevrodegenerasjon, hypertensjon, hjertesvikt og betennelse.
CO fungerer som et endogent signalmolekyl.
CO modulerer kardiovaskulære funksjoner
CO hemmer blodplateaggregering og adhesjon
CO kan ha en rolle som et potensielt terapeutisk middel
Mikrobiologi
Karbonmonoksid er grobunn for metanogene archaea, byggesteinen for acetylkoenzym A. Dette er et tema for nytt område bioorganometallisk kjemi. Ekstremofile mikroorganismer kan dermed metabolisere karbonmonoksid på steder som termiske ventiler på vulkaner. I bakterier produseres karbonmonoksid ved reduksjon av karbondioksid med enzymet karbonmonoksiddehydrogenase, et Fe-Ni-S-holdig protein. CooA er et karbonmonoksidreseptorprotein. Omfanget av dens biologiske aktivitet er fortsatt ukjent. Det kan være en del av en signalvei i bakterier og arkea. Dens utbredelse hos pattedyr er ikke fastslått.
Utbredelse
Karbonmonoksid forekommer i en rekke naturlige og kunstige miljøer.
Karbonmonoksid finnes i små mengder i atmosfæren, hovedsakelig som et produkt vulkansk aktivitet, men er også et produkt av naturlige og menneskeskapte branner (for eksempel skogbranner, brenning av avlingsrester og brenning av sukkerrør). Forbrenning av fossilt brensel bidrar også til dannelsen av karbonmonoksid. Karbonmonoksid forekommer oppløst i smeltede vulkanske bergarter ved høyt trykk i jordkappen. Fordi naturlige kilder til karbonmonoksid er variable, er det ekstremt vanskelig å nøyaktig måle naturlige utslipp av gassen. Karbonmonoksid er en raskt nedbrytende drivhusgass og utøver også en indirekte strålingseffekt ved å øke konsentrasjonene av metan og troposfærisk ozon gjennom kjemiske reaksjoner med andre atmosfæriske komponenter (f.eks. hydroksylradikal, OH) som ellers ville ødelegge dem. Som et resultat naturlige prosesser i atmosfæren oksideres det til slutt til karbondioksid. Karbonmonoksid er både kortvarig i atmosfæren (varer i gjennomsnitt ca. to måneder) og har en romlig variabel konsentrasjon. I atmosfæren til Venus dannes karbonmonoksid ved fotodissosiasjon av karbondioksid ved elektromagnetisk stråling med bølgelengder kortere enn 169 nm. På grunn av sin lange levedyktighet i midten av troposfæren, brukes karbonmonoksid også som et transportspor for plymer av skadelige stoffer.
Byforurensning
Karbonmonoksid er en midlertidig luftforurensning i enkelte byområder, først og fremst fra eksosrørene til forbrenningsmotorer (inkludert kjøretøyer, bærbare generatorer og standby-generatorer, gressklippere, elektriske vaskemaskiner, etc.) og fra ufullstendig forbrenning av forskjellige andre brensler (inkludert tre, kull, trekull, petroleum, parafin, propan, naturgass og søppel). Stor CO-forurensning kan observeres fra verdensrommet over byer.
Rolle i dannelsen av bakkenivå ozon
Karbonmonoksid, sammen med aldehyder, er en del av en serie kjemiske reaksjonssykluser som danner fotokjemisk smog. Det reagerer med et hydroksylradikal (OH) for å produsere radikalmellomproduktet HOCO, som raskt overfører radikalt hydrogen til O2 for å danne peroksydradikalet (HO2) og karbondioksyd (CO2). Peroksidradikalet reagerer deretter med nitrogenoksid (NO) for å danne nitrogendioksid (NO2) og hydroksylradikalet. NO 2 produserer O(3P) gjennom fotolyse, og danner derved O3 etter reaksjon med O2. Siden hydroksylradikalet dannes under dannelsen av NO2, resulterer balansen i sekvensen av kjemiske reaksjoner som starter med karbonmonoksid i dannelsen av ozon: CO + 2O2 + hν → CO2 + O3 (Hvor hν refererer til fotonet av lys som er absorbert av NO2-molekylet i sekvensen) Selv om dannelse av NO2 er et viktig skritt som fører til dannelsen av lavt nivå av ozon, øker den også mengden av ozon på en annen, noe gjensidig utelukkende måte, ved å redusere mengden NO som er tilgjengelig for å reagere med ozon.
Innendørs luftforurensning
I lukkede miljøer kan karbonmonoksidkonsentrasjoner lett øke til dødelige nivåer. I gjennomsnitt dør 170 mennesker hvert år i USA fra forbrukerprodukter som ikke produserer karbonmonoksid. Imidlertid, ifølge Florida Department of Health, "mer enn 500 amerikanere dør hvert år av utilsiktet eksponering for karbonmonoksid og tusenvis flere i USA krever akuttmedisinsk behandling for ikke-dødelig karbonmonoksidforgiftning." Disse produktene inkluderer defekte brennstoffforbrenningsapparater som ovner, komfyrer, vannvarmere og romvarmere for gass og parafin; mekanisk drevet utstyr som bærbare generatorer; peiser; og trekull, som brennes i hjem og annet innendørs. American Association of Poison Control Centers (AAPCC) rapporterte 15 769 tilfeller av karbonmonoksidforgiftning som resulterte i 39 dødsfall i 2007. I 2005 rapporterte CPSC 94 dødsfall relatert til karbonmonoksidforgiftning fra en generator. Førtisyv av disse dødsfallene skjedde under strømbrudd på grunn av alvorlige værforhold, blant annet på grunn av orkanen Katrina. Imidlertid dør folk av karbonmonoksidforgiftning produsert av ikke-matprodukter som biler som står igjen i garasjer knyttet til hjemmene deres. Centers for Disease Control and Prevention melder at flere tusen mennesker oppsøker legevakten hvert år for karbonmonoksidforgiftning.
Tilstedeværelse i blod
Karbonmonoksid absorberes gjennom respirasjon og kommer inn i blodet gjennom gassutveksling i lungene. Det produseres også under metabolismen av hemoglobin og kommer inn i blodet fra vev, og er dermed tilstede i alt normalt vev, selv om det ikke tas inn i kroppen gjennom respirasjon. Normale nivåer av karbonmonoksid som sirkulerer i blodet varierer fra 0 % til 3 %, og er høyere hos røykere. Karbonmonoksidnivåer kan ikke vurderes gjennom en fysisk undersøkelse. Laboratorietesting krever en blodprøve (arteriell eller venøs) og en laboratorie-CO-oksymetertest. I tillegg er ikke-invasivt karboksyhemoglobin (SPCO) med pulsert CO-oksymetri mer effektivt enn invasive metoder.
Astrofysikk
Utenfor jorda er karbonmonoksid det nest mest tallrike molekylet i det interstellare mediet, etter molekylært hydrogen. På grunn av asymmetrien produserer karbonmonoksidmolekylet mye lysere spektrallinjer enn hydrogenmolekylet, noe som gjør CO mye lettere å oppdage. Interstellar CO ble først oppdaget ved hjelp av radioteleskoper i 1970. Det er for tiden den mest brukte indikatoren for molekylær gass i det interstellare mediet i galakser, og molekylært hydrogen kan bare påvises ved bruk av ultrafiolett lys, noe som krever romteleskoper. Karbonmonoksidobservasjoner gir mest informasjon om molekylskyene der de fleste stjernene dannes. Beta Pictoris, den nest lyseste stjernen i stjernebildet Pictor, viser et overskudd av infrarødt utslipp sammenlignet med normale stjerner av sin type, på grunn av den store mengden støv og gass (inkludert karbonmonoksid) nær stjernen.
Produksjon
Mange metoder er utviklet for å produsere karbonmonoksid.
Industriell produksjon
Den viktigste industrielle kilden til CO er generatorgass, en blanding som hovedsakelig inneholder karbonmonoksid og nitrogen produsert ved forbrenning av karbon i luft under høy temperatur når det er overskudd av karbon. I ovnen føres luft gjennom en seng av koks. Den opprinnelig produserte CO2 balanseres med det gjenværende varme kullet for å produsere CO2. Reaksjonen av CO2 med karbon for å produsere CO er beskrevet som Boudoir-reaksjonen. Ved temperaturer over 800°C er CO det dominerende produktet:
CO2 + C → 2 CO (ΔH = 170 kJ/mol)
En annen kilde er "vanngass", en blanding av hydrogen og karbonmonoksid produsert ved endoterm reaksjon av damp og karbon:
H2O + C → H2 + CO (ΔH = +131 kJ/mol)
Andre lignende "syngasser" kan produseres fra naturgass og annet brensel. Karbonmonoksid er også et biprodukt av reduksjonen av metalloksidmalmer med karbon:
MO + C → M + CO
Karbonmonoksid produseres også ved direkte oksidasjon av karbon i en begrenset mengde oksygen eller luft.
2C (s) + O 2 → 2СО (g)
Siden CO er en gass, kan reduksjonsprosessen kontrolleres ved oppvarming, ved å bruke den positive (gunstige) entropien til reaksjonen. Ellingham-diagrammet viser at dannelsen av CO favoriseres fremfor CO2 ved høye temperaturer.
Forberedelse i laboratoriet
Karbonmonoksid oppnås hensiktsmessig i laboratoriet ved å dehydrere maursyre eller oksalsyre, for eksempel ved å bruke konsentrert svovelsyre. En annen metode er å varme opp en homogen blanding av pulverisert sinkmetall og kalsiumkarbonat, som frigjør CO og etterlater sinkoksid og kalsiumoksid:
Zn + CaCO3 → ZnO + CaO + CO
Sølvnitrat og jodform produserer også karbonmonoksid:
CHI3 + 3AgNO3 + H2O → 3HNO3 + CO + 3AgI
Koordinasjonskjemi
De fleste metaller danner koordinasjonskomplekser som inneholder kovalent bundet karbonmonoksid. Bare metaller i lavere oksidasjonstilstander vil kombineres med karbonmonoksidligander. Dette er fordi tilstrekkelig elektrontetthet er nødvendig for å lette den omvendte donasjonen fra metall DXZ orbital til π* molekylorbital fra CO. Det ensomme paret på karbonatomet i CO donerer også elektrontetthet i dx²-y² på metallet for å danne en sigmabinding. Denne elektrondonasjonen kommer også til uttrykk ved cis-effekten, eller labiliseringen av CO-ligander i cis-posisjonen. Nikkelkarbonyl, for eksempel, dannes av den direkte kombinasjonen av karbonmonoksid og nikkelmetall:
Ni + 4 CO → Ni (CO) 4 (1 bar, 55 °C)
Av denne grunn bør nikkel i røret eller deler av det ikke komme i langvarig kontakt med karbonmonoksid. Nikkelkarbonyl brytes lett ned til Ni og CO når det kommer i kontakt med varme overflater, og denne metoden brukes til industriell rensing av nikkel i Mond-prosessen. I nikkelkarbonyl og andre karbonyler samhandler elektronparet på karbonet med metallet; karbonmonoksid donerer et elektronpar til metallet. I slike situasjoner kalles karbonmonoksid en karbonylligand. En av de viktigste metallkarbonylene er jernpentakarbonyl, Fe(CO) 5. Mange metall-CO-komplekser fremstilles ved dekarbonylering av organiske løsningsmidler i stedet for fra CO. For eksempel reagerer iridiumtriklorid og trifenylfosfin i kokende 2-metoksyetanol eller DMF for å produsere IrCl(CO)(PPh3) 2. Metallkarbonyler i koordinasjonskjemi studeres vanligvis ved bruk av infrarød spektroskopi.
Organisk kjemi og kjemi av hovedgrupper av grunnstoffer
I nærvær av sterke syrer og vann, reagerer karbonmonoksid med alkener for å danne karboksylsyrer i en prosess kjent som Koch-Haaf-reaksjoner. I Guttermann-Koch-reaksjonen omdannes arener til benzaldehydderivater i nærvær av AlCl3 og HCl. Organolithiumforbindelser (som butyllitium) reagerer med karbonmonoksid, men disse reaksjonene har liten vitenskapelig anvendelse. Selv om CO reagerer med karbokasjoner og karbanioner, er det relativt lite reaktivt mot organiske forbindelser uten innblanding av metallkatalysatorer. Med reaktanter fra hovedgruppen gjennomgår CO flere bemerkelsesverdige reaksjoner. Klorering av CO er en industriell prosess som resulterer i dannelsen av den viktige forbindelsen fosgen. Med boran danner CO et addukt, H3BCO, som er isoelektronisk med acylium + kation. CO reagerer med natrium for å lage produkter avledet fra C-C-bindingen. Forbindelsene cykloheksahekson eller trikinoyl (C6O6) og cyklopentanpentone eller leukonsyre (C5O5), som hittil kun er oppnådd i spormengder, kan betraktes som polymerer av karbonmonoksid. Ved trykk større enn 5 GPa blir karbonmonoksid til en fast polymer av karbon og oksygen. Det er metastabilt ved atmosfærisk trykk, men er et kraftig eksplosiv.
Bruk
Kjemisk industri
Karbonmonoksid er en industrigass som har mange bruksområder i produksjon av bulkkjemikalier. Store mengder aldehyder produseres ved hydroformyleringsreaksjonen av alkener, karbonmonoksid og H2. Hydroformylering i Shell-prosessen gjør det mulig å lage vaskemiddelforløpere. Fosgen, nyttig for produksjon av isocyanater, polykarbonater og polyuretaner, produseres ved å føre renset karbonmonoksid og klorgass gjennom et lag med porøst aktivert karbon, som fungerer som en katalysator. Verdens produksjon Denne forbindelsen ble estimert til 2,74 millioner tonn i 1989.
CO + Cl2 → COCl2
Metanol produseres ved hydrogenering av karbonmonoksid. I en relatert reaksjon involverer hydrogenering av karbonmonoksid dannelsen av en C-C-binding, som i Fischer-Tropsch-prosessen, hvor karbonmonoksid hydrogeneres til flytende hydrokarbonbrensel. Denne teknologien tillater konvertering av kull eller biomasse til diesel. I Monsanto-prosessen reagerer karbonmonoksid og metanol i nærvær av en rhodiumkatalysator og homogen jodsyre for å danne eddiksyre. Denne prosessen er ansvarlig for de fleste industriell produksjon eddiksyre. I industriell skala, ren karbonmonoksid brukes til å rense nikkel i Mond-prosessen.
Kjøttfarging
Karbonmonoksid brukes i emballasjesystemer med modifisert atmosfære i USA, først og fremst i emballasje av ferske kjøttprodukter som biff, svinekjøtt og fisk for å opprettholde et friskt utseende. Karbonmonoksid kombineres med myoglobin for å danne karboksymyoglobin, et lyst kirsebærrødt pigment. Karboksymyoglobin er mer stabilt enn den oksiderte formen av myoglobin, oksymyoglobin, som kan oksidere til det brune pigmentet metmyoglobin. Denne stabile røde fargen kan vare mye lenger enn vanlig pakket kjøtt. Typiske karbonmonoksidnivåer brukt i anlegg som bruker denne prosessen er mellom 0,4 % og 0,5 %. Denne teknologien ble først anerkjent som "generally safe" (GRAS) av US Food and Drug Administration (FDA) i 2002 for bruk som et sekundært emballasjesystem og krever ikke merking. I 2004 godkjente FDA CO som en primær emballasjemetode, og sa at CO ikke maskerer ødeleggende lukt. Til tross for denne avgjørelsen, gjenstår den kontroversielt tema om hvorvidt denne metoden maskerer matødeleggelse. I 2007 ble det foreslått et lovforslag i det amerikanske representantenes hus om å kalle en modifisert karbonmonoksidemballasjeprosess for et fargetilsetningsstoff, men lovforslaget ble ikke vedtatt. Denne emballasjeprosessen er forbudt i mange andre land, inkludert Japan, Singapore og EU.
Medisin
I biologi produseres karbonmonoksid naturlig ved virkningen av hem oksygenase 1 og hem 2 fra nedbrytningen av hemoglobin. Denne prosessen produserer en viss mengde karboksyhemoglobin hos normale mennesker, selv om de ikke inhalerer karbonmonoksid. Siden den første rapporteringen om at karbonmonoksid er en normal nevrotransmitter i 1993, så vel som en av tre gasser som naturlig modulerer inflammatoriske responser i kroppen (de to andre er nitrogenoksid og hydrogensulfid), har karbonmonoksid fått mye klinisk oppmerksomhet som et biologisk regulator.. I mange vev er alle tre gassene kjent for å fungere som anti-inflammatoriske midler, vasodilatorer og fremmere for neovaskulær vekst. Imidlertid er disse problemene komplekse fordi neovaskulær vekst ikke alltid er gunstig, siden det spiller en rolle i tumorvekst så vel som i utviklingen av våt makuladegenerasjon, en sykdom som risikoen øker 4 til 6 ganger med røyking (en hovedkilde av karbonmonoksid). i blodet, flere ganger mer enn naturlig produksjon). Det er en teori som i noen synapser nerveceller Når langtidsminner lagres, produserer mottakscellen karbonmonoksid, som føres tilbake til sendekammeret, noe som gjør at det blir lettere å overføre i fremtiden. Noen slike nerveceller har vist seg å inneholde guanylatcyklase, et enzym som aktiveres av karbonmonoksid. Mange laboratorier rundt om i verden har utført forskning som involverer karbonmonoksid angående dets antiinflammatoriske og cytobeskyttende egenskaper. Disse egenskapene kan brukes til å forhindre utvikling av en rekke patologiske tilstander, inkludert iskemisk reperfusjonsskade, transplantasjonsavstøtning, aterosklerose, alvorlig sepsis, alvorlig malaria eller autoimmune sykdommer. Kliniske studier har blitt utført på mennesker, men resultatene er ennå ikke offentliggjort.
Karbonmonoksid (karbonmonoksid, karbonmonoksid, karbon(II)monoksid) er en fargeløs, ekstremt giftig gass, smakløs og luktfri, lettere enn luft (under normale forhold). Kjemisk formel - CO.
Molekylstruktur
På grunn av tilstedeværelsen av en trippelbinding, er CO-molekylet veldig sterkt (dissosiasjonsenergi 1069 kJ/mol, eller 256 kcal/mol, som er større enn for noen andre diatomiske molekyler) og har en liten internnukleær avstand ( d C≡O = 0,1128 nm eller 1,13 Å).
Molekylet er svakt polarisert, dets elektriske dipolmoment μ = 0,04⋅10 −29 C m. Tallrike studier har vist at den negative ladningen i CO-molekylet er konsentrert om karbonatomet C − ←O + (retningen til dipolmomentet i molekylet er motsatt av den tidligere antatt). Ioniseringsenergi 14,0 eV, kraftkoblingskonstant k = 18,6 .
Egenskaper
Karbon(II)monoksid er en fargeløs, smakløs og luktfri gass. Brannfarlig Den såkalte "karbonmonoksidlukten" er faktisk lukten av organiske urenheter.
| Standard Gibbs formasjonsenergi Δ G | −137,14 kJ/mol (g) (ved 298 K) |
| Standard utdanningsentropi S | 197,54 J/mol K (g) (ved 298 K) |
| Standard molar varmekapasitet C s | 29,11 J/mol K (g) (ved 298 K) |
| Smelteentalpi Δ H pl | 0,838 kJ/mol |
| Entalpi av kokende Δ H balle | 6,04 kJ/mol |
| Kritisk temperatur t Kreta | −140,23 °C |
| Kritisk press P Kreta | 3.499 MPa |
| Kritisk tetthet ρ crit | 0,301 g/cm³ |
Hovedtypene av kjemiske reaksjoner der karbon(II)monoksid er involvert, er addisjonsreaksjoner og redoksreaksjoner, der det viser reduserende egenskaper.
Ved romtemperatur er CO inaktiv; dens kjemiske aktivitet øker betydelig ved oppvarming og i løsninger. I løsninger reduserer den således salter, og andre til metaller allerede ved romtemperatur. Ved oppvarming reduserer den også andre metaller, for eksempel CO + CuO → Cu + CO 2. Det er mye brukt i pyrometallurgi. Metoden for kvalitativ påvisning av CO er basert på reaksjonen av CO i løsning med palladiumklorid, se nedenfor.
Oksydasjonen av CO i løsning skjer ofte med en merkbar hastighet bare i nærvær av en katalysator. Når du velger sistnevnte, spilles hovedrollen av oksidasjonsmidlets natur. Dermed oksiderer KMnO 4 CO raskest i nærvær av finknust sølv, K 2 Cr 2 O 7 - i nærvær av salter, KClO 3 - i nærvær av OsO 4. Generelt er CO i sine reduserende egenskaper lik molekylært hydrogen.
Under 830 °C er det sterkeste reduksjonsmidlet CO, og over det er hydrogen. Derfor er reaksjonslikevekten
H 2 O + C O ⇄ C O 2 + H 2 (\displaystyle (\mathsf (H_(2)O+CO\høyrevenstrepiler CO_(2)+H_(2))))opptil 830 °C forskyves til høyre, over 830 °C til venstre.
Interessant nok er det bakterier som gjennom oksidasjon av CO får den energien de trenger for livet.
Karbon(II)monoksid brenner med flamme av blå farge(reaksjonsstarttemperatur 700 °C) i luft:
2 C O + O 2 → 2 C O 2 (\displaystyle (\mathsf (2CO+O_(2)\høyrepil 2CO_(2)))) (Δ G° 298 = -257 kJ, Δ S° 298 = -86 J/K).Forbrenningstemperaturen til CO kan nå 2100 °C. Forbrenningsreaksjonen er en kjedereaksjon, og initiatorene er små mengder hydrogenholdige forbindelser (vann, ammoniakk, hydrogensulfid, etc.)
På grunn av denne gode brennverdien er CO en del av ulike tekniske gassblandinger(se for eksempel generatorgass), brukes blant annet til oppvarming. Eksplosiv når den blandes med luft; nedre og øvre konsentrasjonsgrenser for flammeutbredelse: fra 12,5 til 74 % (volum).
halogener. Størst praktisk bruk fikk en reaksjon med klor:
C O + C 1 2 → C O C 1 2. (\displaystyle (\mathsf (CO+Cl_(2)\høyrepil COCl_(2))).)Ved å reagere CO med F 2, i tillegg til karbonylfluorid COF 2, kan du få peroksidforbindelsen (FCO) 2 O 2. Dens egenskaper: smeltepunkt −42 °C, kokepunkt +16 °C, har en karakteristisk lukt (lik lukten av ozon), når den varmes opp over 200 °C, spaltes den eksplosivt (reaksjonsproduktene CO 2, O 2 og COF 2 ), i surt miljø reagerer med kaliumjodid i henhold til ligningen:
(F C O) 2 O 2 + 2 K I → 2 K F + I 2 + 2 C O 2. (\displaystyle (\mathsf ((FCO)_(2)O_(2)+2KI\høyrepil 2KF+I_(2)+2CO_(2).)))Karbon(II)monoksid reagerer med kalkogener. Med svovel danner det karbonsulfid COS, reaksjonen skjer ved oppvarming, ifølge ligningen:
C O + S → C O S (\displaystyle (\mathsf (CO+S\rightarrow COS))) (Δ G° 298 = -229 kJ, Δ S° 298 = -134 J/K).Lignende karbonselenoksid COSe og karbon telluroksid COTe ble også oppnådd.
Gjenoppretter SO 2:
2 C O + S O 2 → 2 C O 2 + S. (\displaystyle (\mathsf (2CO+SO_(2)\høyrepil 2CO_(2)+S.)))Med overgangsmetaller danner det brennbare og giftige forbindelser - karbonyler, som , , , , osv. Noen av dem er flyktige.
n C O + M e → [ M e (CO) n ] (\displaystyle (\mathsf (nCO+Me\rightarrow )))Karbon(II)monoksid er lett løselig i vann, men reagerer ikke med det. Det reagerer heller ikke med løsninger av alkalier og syrer. Imidlertid reagerer den med alkalismelter for å danne de tilsvarende formatene:
C O + K O H → H C O O K . (\displaystyle (\mathsf (CO+KOH\høyrepil HCOOK.)))Reaksjonen av karbon(II)monoksid med kaliummetall i en ammoniakkløsning er interessant. Dette produserer den eksplosive forbindelsen kaliumdioksodikarbonat:
2K + 2CO → K2C202. (\displaystyle (\mathsf (2K+2CO\høyrepil K_(2)C_(2)O_(2.))) x C O + y H 2 → (\displaystyle (\mathsf (xCO+yH_(2)\høyrepil ))) alkoholer + lineære alkaner.Denne prosessen er kilden til produksjon av så viktige industriprodukter som metanol, syntetisk diesel, flerverdige alkoholer, oljer og smøremidler.
Fysiologisk virkning
Giftighet
Karbonmonoksid er veldig giftig.
Den toksiske effekten av karbonmonoksid (II) skyldes dannelsen av karboksyhemoglobin - et mye sterkere karbonylkompleks med hemoglobin, sammenlignet med komplekset av hemoglobin med oksygen (oksyhemoglobin). Dermed blokkeres prosessene med oksygentransport og cellulær respirasjon. Konsentrasjoner i luften på mer enn 0,1 % fører til døden innen én time.
- Offeret skal bæres til Frisk luft. Ved mild forgiftning er hyperventilering av lungene med oksygen tilstrekkelig.
- Kunstig ventilasjon.
- Lobeline eller koffein under huden.
- Karboksylase intravenøst.
Verdensmedisin kjenner ikke pålitelige motgift for bruk i tilfeller av karbonmonoksidforgiftning.
Karbon(II) beskyttelse
Endogent karbonmonoksid
Endogent karbonmonoksid produseres normalt av celler i mennesker og dyr og fungerer som et signalmolekyl. Det spiller en kjent fysiologisk rolle i kroppen, spesielt som en nevrotransmitter og forårsaker vasodilatasjon. På grunn av rollen til endogene karbonmonoksid i kroppen, er forstyrrelser i metabolismen assosiert med forskjellige sykdommer, som nevrodegenerative sykdommer, aterosklerose i blodkar, hypertensjon, hjertesvikt og forskjellige inflammatoriske prosesser.
Endogent karbonmonoksid dannes i kroppen på grunn av den oksiderende effekten av enzymet hem oksygenase på hem, som er et produkt av ødeleggelsen av hemoglobin og myoglobin, samt andre hem-holdige proteiner. Denne prosessen forårsaker dannelsen av en liten mengde karboksyhemoglobin i en persons blod, selv om personen ikke røyker og ikke puster inn atmosfærisk luft (som alltid inneholder små mengder eksogent karbonmonoksid), men rent oksygen eller en blanding av nitrogen og oksygen.
Etter de første bevisene i 1993 på at endogen karbonmonoksid er en normal nevrotransmitter i menneskekroppen, samt en av tre endogene gasser som normalt modulerer inflammatoriske reaksjoner i kroppen (de to andre er nitrogenoksid (II) og hydrogensulfid ), endogen karbonmonoksid har tiltrukket seg betydelig oppmerksomhet fra klinikere og forskere som en viktig biologisk regulator. I mange vev har alle de tre gassene ovenfor vist seg å være anti-inflammatoriske midler, vasodilatorer og induserer også angiogenese. Imidlertid er ikke alt så enkelt og entydig. Angiogenese er ikke alltid en gunstig effekt, siden den, spesielt, spiller en rolle i veksten av ondartede svulster, og er også en av årsakene til netthinneskade under makuladegenerasjon. Spesielt er det viktig å merke seg at røyking (hovedkilden til karbonmonoksid i blodet, som gir flere ganger høyere konsentrasjoner enn naturlig produksjon) øker risikoen for makuladegenerasjon av netthinnen med 4-6 ganger.
Det er en teori om at i noen synapser av nerveceller, hvor langtidslagring av informasjon skjer, produserer mottakercellen, som svar på det mottatte signalet, endogent karbonmonoksid, som sender signalet tilbake til den overførende cellen, og dermed informerer den. av dens beredskap til å fortsette å motta signaler fra den og øke aktiviteten til signalsendercellen. Noen av disse nervecellene inneholder guanylatcyklase, et enzym som aktiveres ved eksponering for endogent karbonmonoksid.
Forskning på rollen til endogent karbonmonoksid som anti-inflammatorisk stoff og cytoprotektor har blitt utført i mange laboratorier rundt om i verden. Disse egenskapene til endogent karbonmonoksid gjør effekten på metabolismen til et interessant terapeutisk mål for behandling av slike forskjellige patologiske tilstander som vevsskade forårsaket av iskemi og påfølgende reperfusjon (for eksempel hjerteinfarkt, iskemisk hjerneslag), transplantasjonsavvisning, vaskulær aterosklerose, alvorlig sepsis, alvorlig malaria, autoimmune sykdommer. Det er også utført kliniske studier på mennesker, men resultatene deres er ennå ikke publisert.
For å oppsummere kan det som er kjent i 2015 om rollen til endogent karbonmonoksid i kroppen oppsummeres som følger:
- Endogent karbonmonoksid er et av de viktige endogene signalmolekylene;
- Endogent karbonmonoksid modulerer funksjonene til sentralnervesystemet og det kardiovaskulære systemet;
- Endogent karbonmonoksid hemmer blodplateaggregering og deres adhesjon til veggene i blodårene;
- Å påvirke metabolismen av endogent karbonmonoksid i fremtiden kan være en av de viktige terapeutiske strategiene for en rekke sykdommer.
Oppdagelseshistorie
Giftigheten av røyk som frigjøres når kull brenner ble beskrevet av Aristoteles og Galen.
Karbon(II)monoksid ble først produsert av den franske kjemikeren Jacques de Lassonne ved å varme opp sinkoksyd med kull, men ble opprinnelig forvekslet med hydrogen fordi det brant med en blå flamme.
At denne gassen inneholder karbon og oksygen ble oppdaget av den engelske kjemikeren William Cruyckshank. Giftigheten til gassen ble studert i 1846 av den franske legen Claude Bernard i eksperimenter på hunder.
Karbon(II)monoksid utenfor jordens atmosfære ble først oppdaget av den belgiske forskeren M. Migeotte i 1949 ved tilstedeværelsen av et hovedvibrasjonsrotasjonsbånd i IR-spekteret til solen. Karbon(II)monoksid ble oppdaget i det interstellare mediet i 1970.
Kvittering
Industriell metode
- Dannes under forbrenning av karbon eller karbonbaserte forbindelser (for eksempel bensin) under forhold med mangel på oksygen:
- eller når du reduserer karbondioksid med varmt kull:
Denne reaksjonen oppstår under en komfyrbrann når komfyrspjeldet stenges for tidlig (før kullene er helt utbrent). Karbonmonoksidet (II) som dannes i dette tilfellet, på grunn av dets toksisitet, forårsaker fysiologiske forstyrrelser ("røyk") og til og med død (se nedenfor), derav et av de trivielle navnene - "karbonmonoksid".
Reduksjonsreaksjonen av karbondioksid er reversibel; effekten av temperatur på likevektstilstanden til denne reaksjonen er vist i grafen. Flyten av en reaksjon til høyre er sikret av entropifaktoren, og til venstre av entalpifaktoren. Ved temperaturer under 400 °C er likevekten nesten fullstendig forskjøvet til venstre, og ved temperaturer over 1000 °C til høyre (mot dannelse av CO). På lave temperaturer hastigheten på denne reaksjonen er veldig lav, så karbon(II)monoksid er ganske stabilt under normale forhold. Denne likevekten har et spesielt navn Boudoir balanse.
- Blandinger av karbonmonoksid (II) med andre stoffer oppnås ved å føre luft, vanndamp etc. gjennom et lag med varm koks, kull eller brunkull etc. (se generatorgass, vanngass, blandingsgass, syntesegass ).
Laboratoriemetode
- Dekomponering av flytende maursyre under påvirkning av varm konsentrert svovelsyre eller passering av gassformig maursyre over fosforoksid P 2 O 5. Reaksjonsskjema:
- Oppvarming av en blanding av oksalsyre og konsentrert svovelsyre. Reaksjonen fortsetter i henhold til ligningen:
- Oppvarming av en blanding av kaliumheksacyanoferrat(II) med konsentrert svovelsyre. Reaksjonen fortsetter i henhold til ligningen:
- Reduksjon fra sinkkarbonat med magnesium ved oppvarming:
Bestemmelse av karbonmonoksid (II)
Tilstedeværelsen av CO kan bestemmes kvalitativt ved mørklegging av løsninger av palladiumklorid (eller papir dynket i denne løsningen). Mørking er assosiert med frigjøring av finmetallpalladium i henhold til følgende skjema:
P d Cl 2 + C O + H 2 O → P d ↓ + C O 2 + 2 H Cl. (\displaystyle (\mathsf (PdCl_(2)+CO+H_(2)O\høyrepil Pd\nedover+CO_(2)+2HCl.)))Denne reaksjonen er veldig følsom. Standard løsning: 1 gram palladiumklorid per liter vann.
Kvantitativ bestemmelse av karbon(II)monoksid er basert på den jodometriske reaksjonen:
5 C O + I 2 O 5 → 5 C O 2 + I 2. (\displaystyle (\mathsf (5CO+I_(2)O_(5)\høyrepil 5CO_(2)+I_(2).)))applikasjon
- Karbon(II)monoksid er et mellomreagens som brukes i reaksjoner med hydrogen i kritiske industrielle prosesser for å produsere organiske alkoholer og enkle hydrokarboner.
- Karbonmonoksid (II) brukes til å behandle animalsk kjøtt og fisk, og gir dem en lys rød farge og et friskt utseende uten å endre smaken (teknologi Klar røyk Og Smakløs røyk). Tillatt konsentrasjon CO er lik 200 mg/kg kjøtt.
- Karbon(II)monoksid er hovedkomponenten i generatorgass, brukt som drivstoff i gassdrevne kjøretøy.
- Karbonmonoksid fra motoreksos ble brukt av nazistene under andre verdenskrig til massedrap av mennesker ved forgiftning.
Karbon(II)monoksid i jordens atmosfære
Det er naturlige og menneskeskapte kilder til å komme inn i jordens atmosfære. I naturlige forhold, på jordens overflate dannes CO under ufullstendig anaerob nedbrytning av organiske forbindelser og under forbrenning av biomasse, hovedsakelig under skog- og steppebranner. Karbonmonoksid (II) dannes i jorda både biologisk (frigitt av levende organismer) og ikke-biologisk. Frigjøring av karbonmonoksid (II) på grunn av fenoliske forbindelser som er vanlige i jord, som inneholder OCH 3- eller OH-grupper i orto- eller para-posisjoner i forhold til den første hydroksylgruppen, er eksperimentelt bevist.
Den generelle balansen mellom ikke-biologisk CO-produksjon og dens oksidasjon av mikroorganismer avhenger av spesifikke miljøforhold, primært fra fuktighet og verdi. For eksempel frigjøres karbon(II)monoksid direkte til atmosfæren fra tørre jordarter, og skaper dermed lokale maksimumsverdier i konsentrasjonen av denne gassen.
I atmosfæren er CO et produkt av reaksjonskjeder som involverer metan og andre hydrokarboner (primært isopren).
Den viktigste menneskeskapte kilden til CO er for tiden avgasser fra forbrenningsmotorer. Karbonmonoksid dannes når hydrokarbondrivstoff brennes i forbrenningsmotorer ved utilstrekkelige temperaturer eller lufttilførselssystemet er dårlig innstilt (det tilføres utilstrekkelig oksygen for å oksidere CO til CO 2). Tidligere ble en betydelig del av den menneskeskapte tilførselen av CO til atmosfæren levert av lysende gass, som ble brukt til innendørsbelysning på 1800-tallet. Sammensetningen var omtrent den samme som vanngass, det vil si at den inneholdt opptil 45 % karbonmonoksid (II). Den brukes ikke i offentlig forsyningssektoren på grunn av tilstedeværelsen av en mye billigere og energieffektiv analog -
De fysiske egenskapene til karbonmonoksid (karbonmonoksid CO) ved normalt atmosfærisk trykk vurderes avhengig av temperatur ved negative og positive verdier.
I tabeller Følgende fysiske egenskaper av CO er presentert: karbonmonoksidtetthet ρ , spesifikk varme ved konstant trykk C s, varmeledningskoeffisienter λ og dynamisk viskositet μ .
Den første tabellen viser tettheten og den spesifikke varmekapasiteten til karbonmonoksid CO i temperaturområdet fra -73 til 2727°C.
Den andre tabellen gir verdiene til slike fysiske egenskaper av karbonmonoksid som termisk ledningsevne og dens dynamiske viskositet i temperaturområdet fra minus 200 til 1000 °C.
Tettheten av karbonmonoksid, som , avhenger betydelig av temperaturen - når karbonmonoksid CO varmes opp, reduseres tettheten. For eksempel, ved romtemperatur er tettheten av karbonmonoksid 1,129 kg/m3, men i prosessen med oppvarming til en temperatur på 1000 °C, reduseres tettheten til denne gassen med 4,2 ganger - til en verdi på 0,268 kg/m 3.
Under normale forhold (temperatur 0°C) har karbonmonoksid en tetthet på 1,25 kg/m 3. Hvis vi sammenligner dens tetthet med andre vanlige gasser, så er tettheten av karbonmonoksid i forhold til luft mindre viktig - karbonmonoksid er lettere enn luft. Det er også lettere enn argon, men tyngre enn nitrogen, hydrogen, helium og andre lette gasser.
Den spesifikke varmen til karbonmonoksid under normale forhold er 1040 J/(kg grader). Når temperaturen på denne gassen øker, øker dens spesifikke varmekapasitet. For eksempel, ved 2727°C er verdien 1329 J/(kg grader).
| t, °С | ρ, kg/m 3 | C p , J/(kg grader) | t, °С | ρ, kg/m 3 | C p , J/(kg grader) | t, °С | ρ, kg/m 3 | C p , J/(kg grader) |
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| -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 |
Den termiske ledningsevnen til karbonmonoksid under normale forhold er 0,02326 W/(m deg). Den øker med økende temperatur og ved 1000°C blir den lik 0,0806 W/(m deg). Det skal bemerkes at den termiske ledningsevnen til karbonmonoksid er litt mindre enn denne verdien y.
Den dynamiske viskositeten til karbonmonoksid ved romtemperatur er 0,0246·10 -7 Pa·s. Når karbonmonoksid varmes opp, øker viskositeten. Denne typen avhengighet av dynamisk viskositet på temperatur er observert i . Det skal bemerkes at karbonmonoksid er mer tyktflytende enn vanndamp og karbondioksid CO 2, men har lavere viskositet sammenlignet med nitrogenoksid NO og luft.
Laster inn...
