Koolstofmonoksied, ook bekend as koolstofmonoksied, het 'n baie sterk molekulêre samestelling, is inert in sy chemiese eienskappe en los nie goed in water op nie. Hierdie verbinding is ook ongelooflik giftig, wanneer dit die asemhalingstelsel binnedring, kombineer dit met bloedhemoglobien, en dit hou op om suurstof na weefsels en organe te dra.
Chemiese name en formule
Koolstofmonoksied is ook bekend onder ander name, insluitend koolstofmonoksied II. In die alledaagse lewe word dit algemeen na verwys as koolstofmonoksied. Hierdie koolstofmonoksied is 'n giftige, kleurlose, smaaklose en reuklose gas. Sy chemiese formule is CO en die massa van een molekule is 28,01 g/mol.
Effekt op die liggaam
Koolstofmonoksied kombineer met hemoglobien om karboksiehemoglobien te vorm, wat geen suurstofdravermoë het nie. Inaseming van sy dampe veroorsaak skade aan die SSS (sentrale senuweestelsel) enverstikking. Die gevolglike gebrek aan suurstof veroorsaak hoofpyn, duiseligheid, verlaagde hartklop en asemhalingtempo, wat lei tot floute en daaropvolgende dood.
Gifse gas
Koolstofmonoksied word verkry deur gedeeltelike verbranding van stowwe wat koolstof bevat, byvoorbeeld, in binnebrandenjins. Die verbinding bevat 1 koolstofatoom wat kovalent aan 1 suurstofatoom gebind is. Koolstofmonoksied is hoogs giftig en is een van die mees algemene oorsake van dodelike vergiftiging wêreldwyd. Blootstelling kan skade aan die hart en ander organe veroorsaak.
Wat is die gebruik van koolstofmonoksied?
Ten spyte van die ernstige toksisiteit daarvan, is koolstofmonoksied uiters nuttig - danksy moderne tegnologieë word 'n aantal lewensbelangrike produkte daaruit geskep. Koolstofmonoksied, hoewel dit vandag as 'n besoedelende stof beskou word, was nog altyd in die natuur teenwoordig, maar nie in sulke hoeveelhede soos byvoorbeeld koolstofdioksied nie.
Diegene wat glo dat koolstofmonoksiedverbindings nie in die natuur bestaan nie, maak 'n fout. CO los op in gesmelte vulkaniese rots by hoë druk in die Aarde se mantel. Die inhoud van koolstofoksiede in vulkaniese gasse wissel van minder as 0,01% tot 2%, afhangende van die vulkaan. Omdat hierdie natuurlike verbinding nie 'n konstante waarde is nie, is dit nie moontlik om aardgasvrystellings akkuraat te meet nie.
Chemiese eienskappe
Koolstofmonoksied (formule CO) verwys na nie-soutvormende of onverskillige oksiede. Teen +200 oС reageer dit egter met natriumhidroksied. Tydens hierdie chemiese proses word natriumformiaat gevorm:
NaOH + CO=HCOONa (mieresuursout).
Die eienskappe van koolstofmonoksied is gebaseer op die reduseervermoë daarvan. Koolstofmonoksied:
- kan met suurstof reageer: 2CO + O2 =2CO2;
- in staat om met halogene te reageer: CO + Cl2 =COCl2 (fosgeen);
- het 'n unieke eienskap om suiwer metale van hul oksiede te herstel: Fe2O3 + 3CO=2Fe + 3CO2;
- vorm metaalkarboniele: Fe + 5CO=Fe(CO)5;
- Perfek oplosbaar in chloroform, asynsuur, etanol, ammoniumhidroksied en benseen.
Struktuur van 'n molekule
Twee atome, waaruit die koolstofmonoksied (CO)-molekule eintlik bestaan, is met mekaar verbind deur 'n drievoudige binding. Twee daarvan word gevorm deur die samesmelting van p-elektrone van koolstofatome met suurstof, en die derde is te danke aan 'n spesiale meganisme as gevolg van die vrye 2p-orbitaal van koolstof en die 2p-elektronpaar suurstof. Hierdie struktuur voorsien die molekule van hoë sterkte.
'n bietjie geskiedenis
Selfs Aristoteles van antieke Griekeland het die giftige dampe beskryf wat deur brandende kole geproduseer word. Die meganisme van dood self is nie bekend nie.was. Een van die ou metodes van teregstelling was egter om die oortreder in 'n stoomkamer toe te sluit, waar daar smeulende kole was. Die Griekse geneesheer Galenus het voorgestel dat sekere veranderinge in die samestelling van die lug plaasvind wat skade veroorsaak wanneer dit ingeasem word.
Gedurende die Tweede Wêreldoorlog is koolstofmonoksiedgas as brandstof vir motorvoertuie gebruik in dele van die wêreld waar petrol en diesel skaars was. Eksterne (met 'n paar uitsonderings) opwekkers van houtskool of houtgas is geïnstalleer, en 'n mengsel van atmosferiese stikstof, koolstofmonoksied en 'n klein hoeveelheid ander gasse is in 'n gasmenger gevoer. Dit was die sogenaamde houtgas.
oksidasie van koolstofmonoksied
Koolstofmonoksied word gevorm deur die gedeeltelike oksidasie van koolstofbevattende verbindings. CO word geproduseer wanneer daar nie genoeg suurstof is om koolstofdioksied te produseer nie (CO2), soos wanneer 'n oond of binnebrandenjin in 'n geslote ruimte loop. As suurstof teenwoordig is, sowel as sekere ander atmosferiese konsentrasies, brand koolstofmonoksied, wat blou lig uitstraal, wat koolstofdioksied produseer, bekend as koolstofdioksied.
Steenkoolgas, wat tot in die 1960's wyd gebruik is vir binnebeligting, kook en verhitting, het CO as sy oorheersende brandstofkomponent gehad. Sommige prosesse in moderne tegnologie, soos ystersmelting, produseer steeds koolstofmonoksied inas 'n neweproduk. Die CO-verbinding self word by kamertemperatuur na CO2 geoksideer.
Bestaan CO in die natuur?
Bestaan koolstofmonoksied in die natuur? Een van sy natuurlike bronne is fotochemiese reaksies wat in die troposfeer voorkom. Hierdie prosesse sal na verwagting jaarliks ongeveer 5×1012 kg stof e; genereer. Ander bronne, soos hierbo genoem, sluit vulkane, bosbrande en ander vorme van verbranding in.
Molekulêre eienskappe
Koolstofmonoksied het 'n molêre massa van 28,0, wat dit effens minder dig maak as lug. Die bindingslengte tussen twee atome is 112,8 mikrometer. Dit is naby genoeg om een van die sterkste chemiese bindings te verskaf. Beide elemente in 'n CO-verbinding het saam ongeveer 10 elektrone in een valensieskil.
As 'n reël kom 'n dubbelbinding in organiese karbonielverbindings voor. 'n Kenmerkende kenmerk van die CO-molekule is dat 'n sterk drievoudige binding ontstaan tussen atome met 6 gemeenskaplike elektrone in 3-gebonde molekulêre orbitale. Omdat 4 van die gedeelde elektrone van suurstof kom en slegs 2 van koolstof, word een gebonde orbitaal beset deur twee elektrone vanaf O2, wat 'n datief- of dipoolbinding vorm. Dit veroorsaak 'n C ← O-polarisasie van die molekule met 'n klein "-" lading op koolstof en 'n klein "+" lading op suurstof.
Die ander twee gebonde orbitale beslaan een gelaaide deeltjie van koolstof eneen van suurstof. Die molekule is asimmetries: suurstof het 'n hoër elektrondigtheid as koolstof en is ook effens positief gelaai in vergelyking met negatiewe koolstof.
Ontvang
In die industrie word koolstofmonoksied CO verkry deur koolstofdioksied of waterdamp met steenkool te verhit sonder toegang tot lug:
CO2 + C=2CO;
H2O + C=CO + H2.
Die laaste resulterende mengsel word ook water of sintesegas genoem. In die laboratorium, koolstofmonoksied II deur die blootstelling van organiese sure aan gekonsentreerde swaelsuur, wat dien as 'n dehidreermiddel:
HCOOH=CO + H2O;
N2C2O4=CO2 + H2O.
Belangrikste simptome en hulp vir CO-vergiftiging
Veroorsaak koolstofmonoksied vergiftiging? Ja, en baie sterk. Koolstofmonoksiedvergiftiging is die mees algemene verskynsel wêreldwyd. Mees algemene simptome:
- voel swak;
- nausea;
- duiseligheid;
- moegheid;
- geïrriteerdheid;
- swak eetlus;
- hoofpyn;
- disoriëntasie;
- visuele gestremdheid;
- vomit;
- flou;
- stuiptrekkings.
Blootstelling aan hierdie giftige gas kan aansienlike skade veroorsaak, wat dikwels tot langtermyn chroniese toestande kan lei. Koolstofmonoksied is in staaternstige skade aan die fetus van 'n swanger vrou veroorsaak. Slagoffers, byvoorbeeld na 'n brand, moet onmiddellike hulp verleen word. dit is dringend om 'n ambulans te ontbied, toegang tot vars lug te gee, klere uit te trek wat asemhaling beperk, kalm, warm. Ernstige vergiftiging word as 'n reël slegs onder toesig van dokters in 'n hospitaal behandel.
Aansoek
Koolstofmonoksied, soos reeds genoem, is giftig en gevaarlik, maar dit is een van die basiese verbindings wat in die moderne industrie vir organiese sintese gebruik word. CO word gebruik om suiwer metale, karboniele, fosgeen, koolstofsulfied, metielalkohol, formamied, aromatiese aldehiede en mieresuur te produseer. Hierdie stof word ook as brandstof gebruik. Ten spyte van die toksisiteit en giftigheid daarvan, word dit dikwels as 'n grondstof vir verskeie stowwe in die chemiese industrie gebruik.
Koolstofmonoksied en koolstofdioksied: wat is die verskil?
Koolstofmonoksied en koolstofdioksied (CO en CO2) word dikwels met mekaar verwar. Albei gasse is reukloos en kleurloos, en albei beïnvloed die kardiovaskulêre stelsel negatief. Albei gasse kan die liggaam binnedring deur inaseming, vel en oë. Hierdie verbindings, wanneer hulle aan 'n lewende organisme blootgestel word, het 'n aantal algemene simptome - hoofpyne, duiseligheid, stuiptrekkings en hallusinasies. Die meeste mense sukkel om die verskil te onderskei en besef nie dat motoruitlaat beide CO en CO2 vrystel nie. Binne kan 'n toename in die konsentrasie van hierdie gasse gevaarlik wees vir die gesondheid en veiligheid van die persoon wat daaraan blootgestel word.impak. Wat is die verskil?
By hoë konsentrasies kan albei dodelik wees. Die verskil is dat CO2 die algemene aardgas is wat vir alle plant- en dierelewe benodig word. CO is nie algemeen nie. Dit is 'n neweproduk van suurstofvrye brandstofverbranding. Die kritieke chemiese verskil is dat CO2 een koolstofatoom en twee suurstofatome bevat, terwyl CO elk net een het. Koolstofdioksied is nie-vlambaar, terwyl monooksied meer geneig is om aan die brand te steek.
Koolstofdioksied kom natuurlik in die atmosfeer voor: mense en diere asem suurstof in en asem koolstofdioksied uit, wat beteken dat lewende wesens klein hoeveelhede daarvan kan weerstaan. Hierdie gas is ook nodig vir die implementering van fotosintese deur plante. Koolstofmonoksied kom egter nie natuurlik in die atmosfeer voor nie en kan selfs by lae konsentrasies gesondheidsprobleme veroorsaak. Die digtheid van beide gasse verskil ook. Koolstofdioksied is swaarder en digter as lug, terwyl koolstofmonoksied effens ligter is. Hierdie kenmerk moet in ag geneem word wanneer gepaste sensors in huise geïnstalleer word.
