Монооксид углерода. Газ co

Угарный газ - это... Что такое Угарный газ?

Монооксид углерода (лат. Carbon monoxide; другие названия — уга́рный газ, окись углерода, моноокись углерода, оксид углерода (II)) — бесцветный газ без вкуса и запаха. Химическая формула CO.

Регистрационные номера:

ICSC 0023
RTECS FG3500000
ООН 1016
EC 006-001-00-2

Классификация ООН

Класс опасности ООН 2,3
Вторичная опасность по классификации ООН 2,1

Строение молекулы

Молекула CO, так же, как и изоэлектронная ей молекула азота, имеет тройную связь. Так как эти молекулы сходны по строению, то и свойства их также схожи — очень низкие температуры плавления и кипения, близкие значения стандартных энтропий и т. п.

В рамках метода валентных связей строение молекулы CO можно описать формулой :C≡O:, причём третья связь образована по донорно-акцепторному механизму, где углерод является акцептором электронной пары, а кислород — донором.

Согласно методу молекулярных орбиталей электронная конфигурация невозбуждённой молекулы CO σ2Oσ2zπ4x, yσ2C. Тройная связь образована σ—связью, образованной за счёт σz электронной пары, а электроны дважды вырожденного уровня πx, y соответствуют двум σ—связям. Электроны на несвязывающих σC—орбитали и σO—орбитали соответствуют двум электронным парам, одна из которых локализована у атома углерода, другая — у атома кислорода.

Благодаря наличию тройной связи молекула CO весьма прочна (энергия диссоциации 1069 кДж/моль, или 256 ккал/моль, что больше, чем у любых других двухатомных молекул) и имеет малое межъядерное расстояние (dC≡O=0,1128 нм или 1,13Å).

Молекула слабо поляризована, электрический момент её диполя μ = 0,04·10-29Кл·м (направление дипольного момента O-→C+). Ионизационный потенциал 14,0 в, силовая константа связи k = 18,6.

История открытия

Монооксид углерода был впервые получен французским химиком Жаком де Лассоном в 1776 при нагревании оксида цинка с углём, но первоначально его ошибочно приняли за водород, так как он сгорал синим пламенем. То, что в состав этого газа входит углерод и кислород, выяснил в 1800 английский химик Вильям Крукшэнк. Моноксид углерода вне атмосферы Земли впервые был обнаружен бельгийским ученым М. Мижотом (M. Migeotte) в 1949 году по наличию основной колебательно-вращательной полосы в ИК спектре Солнца.

Монооксид углерода в атмосфере Земли

Содержание CO в атмосфере Земли по данным MOPITT

Различают природные и антропогенные источники поступления в атмосферу Земли. В естественных условиях, на поверхности Земли, CO образуется при неполном анаэробном разложении органических соединений и при сгорании биомассы, в основном в ходе лесных и степных пожаров. Монооксид углерода образуется в почве как биологическим путём (выделение живыми организмами), так и небиологическим. Экспериментально доказано выделение монооксида углерода за счёт обычных в почвах фенольных соединений, содержащих группы OCh4 или OH в орто- или пара-положениях по отношению к первой гидроксильной группе.

Общий баланс продуцирования небиологического CO и его окисления микроорганизмами зависит от конкретных экологических условий, в первую очередь от влажности и значения pH. Например, из аридных почв монооксид углерода выделяется непосредственно в атмосферу, создавая таким образом локальные максимумы концентрации этого газа.

В атмосфере СО является продуктом цепочек реакций с участием метана и других углеводородов (в первую очередь, изопрена).

Основным антропогенным источником CO в настоящее время служат выхлопные газы двигателей внутреннего сгорания. Оксид углерода образуется при сгорании углеводородного топлива в двигателях внутреннего сгорания при недостаточных температурах или плохой настройке системы подачи воздуха (подается недостаточное количество кислорода для окисления CO в CO2). В прошлом значительную долю антропогенного поступления CO в атмосферу обеспечивал светильный газ, использовавшийся для освещения помещений в XIX веке. По составу он примерно соответствовал водяному газу, то есть содержал до 45 % монооксида углерода. В настоящее время в коммунальной сфере этот газ вытеснен гораздо менее токсичным природным газом (низшие представители гомологического ряда алканов — пропан и др.)

Поступление CO от природных и антропогенных источников примерно одинаково.

Монооксид углерода в атмосфере находится в быстром круговороте: среднее время его пребывания составляет около 0,1 года, окисляясь гидроксилом до диоксида углерода.

Получение

Промышленный способ

1. Образуется при горении углерода или соединений на его основе (например, бензина) в условиях недостатка кислорода:

2C + O2 → 2CO↑ (тепловой эффект этой реакции 22 кДж),

2. или при восстановлении диоксида углерода раскалённым углём:

CO2 + C ↔ 2CO↑ (ΔH=172 кДж, ΔS=176 Дж/К).

Эта реакция часто происходит при печной топке, когда слишком рано закрывают печную заслонку (пока окончательно не прогорели угли). Образующийся при этом монооксид углерода, вследствие своей ядовитости, вызывает физиологические расстройства («угар») и даже смерть (см. ниже), отсюда и одно из тривиальных названий — «угарный газ». Картина протекающих в печи реакций приведена на схеме.

Реакция восстановления диоксида углерода обратимая, влияние температуры на состояние равновесия этой реакции приведено на графике. Протекание реакции вправо обеспечивает энтропийный фактор, а влево — энтальпийный. При температуре ниже 400°C равновесие практически полностью сдвинуто влево, а при температуре выше 1000°C вправо (в сторону образования CO). При низких температурах скорость этой реакции очень мала, поэтому монооксид углерода при нормальных условиях вполне устойчив. Это равновесие носит специальное название равновесие Будуара.

3. Смеси монооксида углерода с другими веществами получают при пропускании воздуха, водяного пара и т. п. сквозь слой раскалённого кокса, каменного или бурого угля и т. п. (см. генераторный газ, водяной газ, смешанный газ, синтез-газ).

Лабораторный способ

1. Разложение жидкой муравьиной кислоты под действием горячей концентрированной серной кислоты, либо пропуская муравьиную кислоту над оксидом фосфора P2O5. Схема реакции:

HCOOH →(t, h3SO4) h3O + CO↑

Можно также обработать муравьиную кислоту хлорсульфоновой. Эта реакция идёт уже при обычной температуре по схеме:

HCOOH + ClSO3H → h3SO4 + HCl + CO↑.

2. Нагревание смеси щавелевой и концентрированной серной кислот. Реакция идёт по уравнению:

h3C2O4 →(t, h3SO4) CO↑ + CO2↑ + h3O.

Выделяющийся совместно с CO диоксид углерода можно удалить, пропустив смесь через баритовую воду.

3. Нагревание смеси гексацианоферрата (II) калия с концентрированной серной кислотой. Реакция идёт по уравнению:

K4[Fe(CN)6] + 6h3SO4 →(t) 2K2SO4 + FeSO4 + 3(Nh5)2SO4 + 6CO↑.

Токсическое действие CO на человека

Физиологическое действие, токсичность

Угарный газ очень опасен, так как не имеет запаха и вызывает отравление и даже смерть. Признаками отравления служат головная боль, головокружение и потеря сознания. Токсическое действие монооксида углерода основано на том, что он связывается с гемоглобином крови прочнее, чем кислород (при этом образуется карбоксигемоглобин), таким образом, блокируя процессы транспортировки кислорода и клеточного дыхания. Предельно допустимая концентрация монооксида углерода в воздухе промышленных предприятий составляет 0,02 мг/л. Концентрация более 0,1 % — смертельна. В выхлопе бензинового автомобиля допускается до 1,5-3 %.

Опытами на молодых крысах выяснено, что 0,02-процентная концентрация CO в воздухе замедляет их рост и снижает активность по сравнению с контрольной группой. Интересно то, что крысы, живущие в атмосфере с повышенным содержанием CO, предпочитали воде и раствору глюкозы спиртовой раствор в качестве питья (в отличие от контрольной группы, особи в которой предпочитали воду).

Помощь при отравлении монооксидом углерода: пострадавшего следует вынести на свежий воздух, полезно также кратковременное вдыхание паров нашатырного спирта.

TLV (предельная пороговая концентрация, США): 25 ПДКр.з. по Гигиеническим нормативам ГН 2.2.5.1313—03 составляет 20 мг/м³

Защита от монооксида углерода

CO очень слабо поглощается активированным углём обычных фильтрующих противогазов, поэтому для защиты от него применяется специальный фильтрующий элемент (он может также подключаться дополнительно к основному) — гопкалитовый патрон. Гопкалит представляет собой катализатор, способствующий окислению CO в CO2 при нормальных температурах. Недостатком использования гопкалита является то, что при его применении приходится вдыхать нагретый в результате реакции воздух.

Свойства

Монооксид углерода представляет собой бесцветный газ без вкуса и запаха. Так называемый «запах угарного газа» на самом деле представляет собой запах органических примесей.

Основными типами химических реакций, в которых участвует монооксид углерода, являются реакции присоединения и окислительно-восстановительные реакции, в которых он проявляет восстановительные свойства.

При комнатных температурах CO малоактивен, его химическая активность значительно повышается при нагревании и в растворах (так, в растворах он восстанавливает соли Au, Pt, Pd и других до металлов уже при комнатной температуре. При нагревании восстанавливает и другие металлы, например CO + CuO → Cu + CO2↑. Это широко используется в пирометаллургии. На реакции CO в растворе с хлоридом палладия основан способ качественного обнаружения CO, см. ниже).

Окисление СО в растворе часто идёт с заметной скоростью лишь в присутствии катализатора. При подборе последнего основную роль играет природа окислителя. Так, KMnO4 быстрее всего окисляет СО в присутствии мелкораздробленного серебра, K2Cr2O7 — в присутствии солей ртути, KClO3 — в присутствии OsO4. В общем, по своим восстановительным свойствам СО похож на молекулярный водород.

Ниже 830°C более сильным восстановителем является CO, — выше — водород. Поэтому равновесие реакции:

h3O + CO ↔ CO2 + h3 + 42 кДж

до 830°С смещено вправо, выше 830°C влево.

Интересно, что существуют бактерии, способные за счёт окисления СО получать необходимую им для жизни энергию.

Монооксид углерода горит синим пламенем (температура начала реакции 700°C) на воздухе:

CO + 1/2O2 → 2CO2 ΔG°298 = −257 кДж, ΔS°298 = −86 Дж/K

Температура горения CO может достигать 2100°C, она является цепной, причём инициаторами служат небольшие количества водородсодержащих соединений (вода, аммиак, сероводород и др.)

Монооксид углерода реагирует с галогенами. Наибольшее практическое применение получила реакция с хлором:

CO + Cl2 → COCl2

Реакция экзотермическая, её тепловой эффект 113 кДж, в присутствии катализатора (активированный уголь) она идёт уже при комнатной температуре. В результате реакции образуется фосген — вещество, получившее широкое распространение в разных отраслях химии (а также как боевое отравляющее вещество). По аналогичным реакцииям могут быть получены COF2 (карбонилфторид) и COBr2 (карбонилбромид). Карбонилиодид не получен. Экзотермичность реакций быстро снижается от F к I (для реакций с F2 тепловой эффект 481 кДж, с Br2 — 4 кДж). Можно также получать и смешанные производные, например COFCl (подробнее см. галогенпроизводные угольной кислоты).

Реакцией CO с F2, кроме карбонилфторида можно получить перекисное соединение (FCO)2O2. Его характеристики: температура плавления −42°C, кипения +16°C, обладает характерным запахом (похожим на запах озона), при нагревании выше 200°C разлагается со взрывом (продукты реакции CO2, O2 и COF2), в кислой среде реагирует с иодидом калия по уравнению:

(FCO)2O2 + 2KI → 2KF + I2 + 2CO2↑

Монооксид углерода реагирует с халькогенами. С серой образует сероксид углерода COS, реакция идёт при нагревании, по уравнению:

CO + S → COS ΔG°298 = −229 кДж, ΔS°298 = −134 Дж/K

Получены также аналогичные селеноксид COSe и теллуроксид COTe.

Восстанавливает SO2:

SO2 + 2CO → 2CO2 + S

C переходными металлами образует очень летучие, горючие и ядовитые соединения — карбонилы, такие как Cr(CO)6, Ni(CO)4, Mn2CO10, Co2(CO)9 и др.

Как указано выше, монооксид углерода незначительно растворяется в воде, однако не реагирует с ней. Также он не вступает в реакции с растворами щелочей и кислот. Однако с расплавами щелочей вступает в реакцию:

CO + KOH → HCOOK

Интересна реакция монооксида углерода с металлическим калием в аммиачном растворе. При этом образуется взрывчатое соединение диоксодикарбонат калия:

2K + 2CO → K+O-—C2—O-K+

Реакцией с аммиаком при высоких температурах можно получить важное для промышленности соединение — циановодород HCN. Реакция идёт в присутствии катализатора (оксид тория ThO2) по уравнению:

CO + Nh4 → h3O + HCN

Определение монооксида углерода

Качественно можно определить наличие CO по потемнению растворов хлорида палладия (или пропитанной этим раствором бумаги). Потеменение связано с выделением мелкодисперсного металлического палладия по схеме:

PdCl2 + h3O + CO → CO2 + 2HCl + Pd↓

Эта реакция очень чувствительная. Стандартный раствор 1 грамма хлорида палладия на литр воды.

Количественное определение монооксида углерода основано на иодометрической реакции:

5CO + I2O5 → 5CO2 + I2

Применение

Моноксид углерода применяется для обработки мяса животных и рыбы, придает им ярко красный цвет и вид свежести, не изменяя вкуса (en:Clear smoke или en:Tasteless smoke технология). Допустимая концентрация CO равна 200 мг/кг мяса.

См. также

Литература

Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия. 5-е изд., испр. — М.: Высш. шк.; 2003 ISBN 5-06-003363-5
Некрасов Б. В. Основы общей химии. Т. I, изд. 3-е, испр. и доп. Изд-во «Химия», 1973 г. Стр. 495—497, 511—513

Химия: Справ. из./В. Шретер, К.-Х. Лаутеншлегер, Х. Бибрак и др.: Перс. с нем. 2-е изд., стереотип. — М.:Химия, 2000 ISBN 5-7245-0360-3 (рус.)

Ссылки

Wikimedia Foundation. 2010.

dic.academic.ru

Угарный газ Википедия

Общие Систематическоенаименование Хим. формула Физические свойства Состояние Молярная масса Плотность Энергия ионизации Термические свойства Т. плав. Т. кип. Пр. взрв. Энтальпия образования Давление пара Химические свойства Растворимость в воде Классификация Рег. номер CAS PubChem Рег. номер EINECS SMILES InChI Рег. номер EC RTECS ChEBI Номер ООН ChemSpider Безопасность Токсичность NFPA 704

Монооксид углерода


Монооксид углерода
CO
бесцветный газ
28,01 г/моль
0,001250°C; 0,814-195°C г/см³
14,01±0,01 эВ[1]
−205 °C
−191,5 °C
12,5±0,1 об.%[1]
−110,52 кДж/моль
35±1 атм[1]
0,0026 г/100 мл
630-08-0
281
211-128-3


006-001-00-2
FG3500000
17245
1016
275
Высокотоксичен, СДЯВ

Приводятся данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иного.

Моноокси́д углеро́да (уга́рный газ, о́кись углеро́да, оксид углерода(II)) — бесцветный чрезвычайно токсичный газ без вкуса и запаха, легче воздуха (при нормальных условиях). Химическая формула — CO.

Строение молекулы

Молекула CO имеет тройную связь, как и молекула азота N2. Так как эти молекулы сходны по строению (изоэлектронны, двухатомны, имеют близкую молярную массу), то и свойства их также схожи — очень низкие температуры плавления и кипения, близкие значения стандартных энтропий и т. п.

В рамках метода валентных связей строение молекулы CO можно описать формулой :C≡O:.

Согласно методу молекулярных орбиталей электронная конфигурация невозбуждённой молекулы CO σ2Oσ2zπ4x, y σ2C. Тройная связь образована σ-связью, образованной за счёт σz электронной пары, а электроны дважды вырожденного уровня πx, y соответствуют двум π-связям. Электроны на несвязывающих σC-орбитали и σO-орбитали соответствуют двум электронным парам, одна из которых локализована у атома углерода, другая — у атома кислорода.

Молекула слабо поляризована, её электрический дипольный момент μ = 0,04·10−29 Кл·м. Многочисленные исследования показали, что отрицательный заряд в молекуле CO сосредоточен на атоме углерода C−←O+ (направление дипольного момента в молекуле противоположно предполагавшемуся ранее). Энергия ионизации 14,0 эВ, силовая константа связи k = 18,6.

Свойства

Оксид углерода(II) представляет собой бесцветный газ без вкуса и запаха. Горюч. Так называемый «запах угарного газа» на самом деле представляет собой запах органических примесей.

Основными типами химических реакций, в которых участвует оксид углерода(II), являются реакции присоединения и окислительно-восстановительные реакции, в которых он проявляет восстановительные свойства.

При комнатных температурах CO малоактивен, его химическая активность значительно повышается при нагревании и в растворах. Так, в растворах он восстанавливает соли Au, Pt, Pd и других до металлов уже при комнатной температуре. При нагревании восстанавливает и другие металлы, например CO + CuO → Cu + CO2↑. Это широко используется в пирометаллургии. На реакции CO в растворе с хлоридом палладия основан способ качественного обнаружения CO, см. ниже.

Ниже 830 °C более сильным восстановителем является CO, — выше — водород. Поэтому равновесие реакции

h3O+CO⇄CO2+h3{\displaystyle {\mathsf {H_{2}O+CO\rightleftarrows CO_{2}+H_{2}}}}

до 830 °C смещено вправо, выше 830 °C влево.

Оксид углерода(II) горит пламенем синего цвета[2] (температура начала реакции 700 °C) на воздухе:

2CO+O2→2CO2{\displaystyle {\mathsf {2CO+O_{2}\rightarrow 2CO_{2}}}} (ΔG°298 = −257 кДж, ΔS°298 = −86 Дж/K).

Температура горения CO может достигать 2100 °C. Реакция горения является цепной, причём инициаторами служат небольшие количества водородсодержащих соединений (вода, аммиак, сероводород и др.)

Благодаря такой хорошей теплотворной способности, CO является компонентом разных технических газовых смесей (см., например генераторный газ), используемых, в том числе, для отопления. В смеси с воздухом взрывоопасен; нижний и верхний концентрационные пределы распространения пламени: от 12,5 до 74 % (по объёму)[3].

Оксид углерода(II) реагирует с галогенами. Наибольшее практическое применение получила реакция с хлором:

CO+Cl2→COCl2.{\displaystyle {\mathsf {CO+Cl_{2}\rightarrow COCl_{2}}}.}

Реакцией CO с F2, кроме карбонилфторида COF2, можно получить перекисное соединение (FCO)2O2. Его характеристики: температура плавления −42 °C, кипения +16 °C, обладает характерным запахом (похожим на запах озона), при нагревании выше 200 °C разлагается со взрывом (продукты реакции CO2, O2 и COF2), в кислой среде реагирует с иодидом калия по уравнению:

(FCO)2O2+2KI→2KF+I2+2CO2.{\displaystyle {\mathsf {(FCO)_{2}O_{2}+2KI\rightarrow 2KF+I_{2}+2CO_{2}.}}}

Оксид углерода(II) реагирует с халькогенами. С серой образует сероксид углерода COS, реакция идёт при нагревании, по уравнению:

CO+S→COS{\displaystyle {\mathsf {CO+S\rightarrow COS}}} (ΔG°298 = −229 кДж, ΔS°298 = −134 Дж/K).

Получены также аналогичные селеноксид углерода COSe и теллуроксид углерода COTe.

Восстанавливает SO2:

2CO+SO2→2CO2+S.{\displaystyle {\mathsf {2CO+SO_{2}\rightarrow 2CO_{2}+S.}}}

C переходными металлами образует горючие и ядовитые соединения — карбонилы, такие как [Fe(CO)5], [Cr(CO)6], [Ni(CO)4], [Mn2(CO)10], [Co2(CO)9] и др. Некоторые из них летучие.

nCO+Me→[Me(CO)n]{\displaystyle {\mathsf {nCO+Me\rightarrow [Me(CO)_{n}]}}}

Оксид углерода(II) незначительно растворяется в воде, однако не реагирует с ней. Также он не вступает в реакции с растворами щелочей и кислот. Однако реагирует с расплавами щелочей с образованием соответствующих формиатов:

CO+KOH→HCOOK.{\displaystyle {\mathsf {CO+KOH\rightarrow HCOOK.}}}

Интересна реакция оксида углерода(II) с металлическим калием в аммиачном растворе. При этом образуется взрывчатое соединение диоксодикарбонат калия:

2K+2CO→K2C2O2.{\displaystyle {\mathsf {2K+2CO\rightarrow K_{2}C_{2}O_{2}.}}}

Реакцией с аммиаком при высоких температурах можно получить важное для промышленности соединение — циановодород HCN. Реакция идёт в присутствии катализатора (диоксид тория ThO2) по уравнению:

CO+Nh4→h3O+HCN.{\displaystyle {\mathsf {CO+NH_{3}\rightarrow H_{2}O+HCN.}}}

Важнейшим свойством оксида углерода(II) является его способность реагировать с водородом с образованием органических соединений (процесс синтеза Фишера — Тропша):

xCO+yh3→{\displaystyle {\mathsf {xCO+yH_{2}\rightarrow }}} спирты + линейные алканы.

Этот процесс является источником производства таких важнейших промышленных продуктов как метанол, синтетическое дизельное топливо, многоатомные спирты, масла и смазки.

Физиологическое действие

Токсичность

Угарный газ очень токсичен.

TLV (предельная пороговая концентрация, США): 25 ppm; 29 мг/м³ (как TWA — среднесменная концентрация, США) (ACGIH 1994—1995). MAC (максимальная допустимая концентрация, США): 30 ppm; 33 мг/м³; Беременность: B (вредный эффект вероятен даже на уровне MAK) (1993). ПДКр.з. по Гигиеническим нормативам ГН 2.2.5.1313—03 составляет 20 мг/м³ (около 0,0017 %).

В выхлопе бензинового автомобиля допускается до 1,5-3 % (допустимая концентрация сильно различается в зависимости от страны/применяемых стандартов; а 3% - много даже для старого карбюраторного автомобиля без катализатора).

По классификации ООН оксид углерода(II) относится к классу опасности 2,3, вторичная опасность по классификации ООН: 2,1.

Угарный газ очень опасен, так как не имеет запаха и вызывает отравление и даже смерть.[4] Признаки отравления: головная боль и головокружение; отмечается шум в ушах, одышка, учащённое сердцебиение, мерцание перед глазами, покраснение лица, общая слабость, тошнота, иногда рвота; в тяжёлых случаях судороги, потеря сознания, кома[5][2].

Токсическое действие оксида углерода(II) обусловлено образованием карбоксигемоглобина — значительно более прочного карбонильного комплекса с гемоглобином, по сравнению с комплексом гемоглобина с кислородом (оксигемоглобином)[5]. Таким образом, блокируются процессы транспортировки кислорода и клеточного дыхания. Концентрация в воздухе более 0,1 % приводит к смерти в течение одного часа[5].

Опыты на молодых крысах показали, что концентрация CO в воздухе 0,02 % замедляет их рост и снижает активность по сравнению с контрольной группой.

Помощь при отравлении оксидом углерода(II)

Соединение окиси углерода с гемоглобином обратимо. При отравлении рекомендуются следующие действия[5]:

Защита от оксида углерода(II)

Эндогенный монооксид углерода

Эндогенный монооксид углерода вырабатывается в норме клетками организма человека и животных и выполняет функцию сигнальной молекулы. Он играет известную физиологическую роль в организме, в частности, является нейротрансмиттером и вызывает вазодилатацию[6]. Ввиду роли эндогенного угарного газа в организме, нарушения его метаболизма связывают с различными заболеваниями, такими, как нейродегенеративные заболевания, атеросклероз кровеносных сосудов, гипертоническая болезнь, сердечная недостаточность, различные воспалительные процессы[6].

Эндогенный угарный газ образуется в организме благодаря окисляющему действию фермента гемоксигеназы на гем, являющийся продуктом разрушения гемоглобина и миоглобина, а также других гемосодержащих белков. Этот процесс вызывает образование в крови человека небольшого количества карбоксигемоглобина, даже если человек не курит и дышит не атмосферным воздухом (всегда содержащим небольшие количества экзогенного угарного газа), а чистым кислородом или смесью азота с кислородом.

Вслед за появившимися в 1993 году первыми данными о том, что эндогенный угарный газ является нормальным нейротрансмиттером в организме человека[7][8], а также одним из трёх эндогенных газов, которые в норме модулируют течение воспалительных реакций в организме (два других — оксид азота (II) и сероводород), эндогенный угарный газ привлёк значительное внимание клиницистов и исследователей как важный биологический регулятор. Было показано, что во многих тканях все три вышеупомянутых газа являются противовоспалительными веществами, вазодилататорами, а также вызывают ангиогенез[9]. Однако не всё так просто и однозначно. Ангиогенез — не всегда полезный эффект, поскольку он, в частности, играет роль в росте злокачественных опухолей, а также является одной из причин повреждения сетчатки при макулярной дегенерации. В частности, важно отметить, что курение (основной источник угарного газа в крови, дающий в несколько раз большую концентрацию его, чем естественная продукция) повышает риск макулярной дегенерации сетчатки в 4-6 раз.

Существует теория о том, что в некоторых синапсах нервных клеток, где происходит долговременное запоминание информации, принимающая клетка в ответ на принятый сигнал вырабатывает эндогенный угарный газ, который передаёт сигнал обратно передающей клетке, чем сообщает ей о своей готовности и в дальнейшем принимать сигналы от неё и повышая активность клетки-передатчика сигнала. Некоторые из этих нервных клеток содержат гуанилатциклазу, фермент, который активируется при воздействии эндогенного угарного газа[8].

Исследования, посвящённые роли эндогенного угарного газа как противовоспалительного вещества и цитопротектора, проводились во множестве лабораторий по всему миру. Эти свойства эндогенного угарного газа делают воздействие на его метаболизм интересной терапевтической мишенью для лечения таких разных патологических состояний, как повреждение тканей, вызванное ишемией и последующей реперфузией (а это, например, инфаркт миокарда, ишемический инсульт), отторжение трансплантата, атеросклероз сосудов, тяжёлый сепсис, тяжёлая малярия, аутоиммунные заболевания. Проводились в том числе и клинические испытания на человеке, однако результаты их пока ещё не опубликованы[10].

Суммируя, то, что известно на 2015 год о роли эндогенного угарного газа в организме, можно изложить следующим образом[11]:

Эндогенный угарный газ — одна из важных эндогенных сигнальных молекул;
Эндогенный угарный газ модулирует функции ЦНС и сердечно-сосудистой системы;
Эндогенный угарный газ ингибирует агрегацию тромбоцитов и их адгезию к стенкам сосудов;
Влияние на обмен эндогенного угарного газа в будущем может быть одной из важных терапевтических стратегий при ряде заболеваний.

История открытия

Токсичность дыма, выделяющегося при горении угля, была описана ещё Аристотелем и Галеном.

Оксид углерода(II) был впервые получен французским химиком Жаком де Лассоном в 1776 при нагревании оксида цинка с углём, но первоначально его ошибочно приняли за водород, так как он сгорал синим пламенем.

То, что в состав этого газа входит углерод и кислород, выяснил в 1800 английский химик Вильям Крюйкшенк. Токсичность газа была исследована в 1846 году французским медиком Клодом Бернаром в опытах на собаках[12].

Оксид углерода(II) вне атмосферы Земли впервые был обнаружен бельгийским учёным М. Мижотом (M. Migeotte) в 1949 году по наличию основной колебательно-вращательной полосы в ИК-спектре Солнца. Оксид углерода(II) в межзвёздной среде был обнаружен в 1970 г.[13]

Получение

Промышленный способ

Влияние температуры на равновесие реакции: CO2+C⇄2CO{\displaystyle {\mathsf {CO_{2}+C\rightleftarrows 2CO}}} 2C+O2→2CO{\displaystyle {\mathsf {2C+O_{2}\rightarrow 2CO}}} (тепловой эффект этой реакции 220 кДж),CO2+C⇄2CO{\displaystyle {\mathsf {CO_{2}+C\rightleftarrows 2CO}}} (ΔH = 172 кДж, ΔS = 176 Дж/К)

Эта реакция происходит при печной топке, когда слишком рано закрывают печную заслонку (пока окончательно не прогорели угли). Образующийся при этом оксид углерода(II) вследствие своей ядовитости вызывает физиологические расстройства («угар») и даже смерть (см. ниже), отсюда и одно из тривиальных названий — «угарный газ»[2].

Реакция восстановления диоксида углерода обратимая, влияние температуры на состояние равновесия этой реакции приведено на графике. Протекание реакции вправо обеспечивает энтропийный фактор, а влево — энтальпийный. При температуре ниже 400 °C равновесие практически полностью сдвинуто влево, а при температуре выше 1000 °C вправо (в сторону образования CO). При низких температурах скорость этой реакции очень мала, поэтому оксид углерода(II) при нормальных условиях вполне устойчив. Это равновесие носит специальное название равновесие Будуара.

Лабораторный способ

HCOOH→h3SO4oth3O+CO.{\displaystyle {\mathsf {HCOOH{\xrightarrow[{H_{2}SO_{4}}]{^{o}t}}H_{2}O+CO.}}}Можно также обработать муравьиную кислоту хлорсульфоновой. Эта реакция идёт уже при обычной температуре по схеме: HCOOH+ClSO3H→h3SO4+HCl+CO↑.{\displaystyle {\mathsf {HCOOH+ClSO_{3}H\rightarrow H_{2}SO_{4}+HCl+CO\uparrow .}}}h3C2O4→h3SO4otCO↑+CO2↑+h3O.{\displaystyle {\mathsf {H_{2}C_{2}O_{4}{\xrightarrow[{H_{2}SO_{4}}]{^{o}t}}CO\uparrow +CO_{2}\uparrow +H_{2}O.}}}K4[Fe(CN)6]+6h3SO4+6h3O→ot2K2SO4+FeSO4+3(Nh5)2SO4+6CO↑.{\displaystyle {\mathsf {K_{4}[Fe(CN)_{6}]+6H_{2}SO_{4}+6H_{2}O{\xrightarrow[{}]{^{o}t}}2K_{2}SO_{4}+FeSO_{4}+3(NH_{4})_{2}SO_{4}+6CO\uparrow .}}}Mg+ZnCO3→otMgO+ZnO+CO↑.{\displaystyle {\mathsf {Mg+ZnCO_{3}{\xrightarrow[{}]{^{o}t}}MgO+ZnO+CO\uparrow .}}}

Определение оксида углерода(II)

PdCl2+CO+h3O→Pd↓+CO2+2HCl.{\displaystyle {\mathsf {PdCl_{2}+CO+H_{2}O\rightarrow Pd\downarrow +CO_{2}+2HCl.}}}

Эта реакция очень чувствительная. Стандартный раствор: 1 грамм хлорида палладия на литр воды.

Количественное определение оксида углерода(II) основано на иодометрической реакции:

5CO+I2O5→5CO2+I2.{\displaystyle {\mathsf {5CO+I_{2}O_{5}\rightarrow 5CO_{2}+I_{2}.}}}

Применение

Оксид углерода(II) является промежуточным реагентом, используемым в реакциях с водородом в важнейших промышленных процессах для получения органических спиртов и неразветвлённых углеводородов.
Оксид углерода(II) применяется для обработки мяса животных и рыбы, придаёт им ярко-красный цвет и вид свежести, не изменяя вкуса (технологии Clear smoke[en] и Tasteless smoke[en]). Допустимая концентрация CO равна 200 мг/кг мяса.
Оксид углерода(II) является основным компонентом генераторного газа, использовавшегося в качестве топлива в газогенераторных автомобилях.
Угарный газ от выхлопа двигателей применялся нацистами в годы Второй мировой войны для массового умерщвления людей путём отравления.

Оксид углерода(II) в атмосфере Земли

Содержание CO в атмосфере Земли по данным MOPITT

Различают природные и антропогенные источники поступления в атмосферу Земли. В естественных условиях, на поверхности Земли, CO образуется при неполном анаэробном разложении органических соединений и при сгорании биомассы, в основном в ходе лесных и степных пожаров. Оксид углерода(II) образуется в почве как биологическим путём (выделение живыми организмами), так и небиологическим. Экспериментально доказано выделение оксида углерода(II) за счёт обычных в почвах фенольных соединений, содержащих группы OCh4 или OH в орто- или пара-положениях по отношению к первой гидроксильной группе.

Общий баланс продуцирования небиологического CO и его окисления микроорганизмами зависит от конкретных экологических условий, в первую очередь от влажности и значения pH. Например, из аридных почв оксид углерода(II) выделяется непосредственно в атмосферу, создавая таким образом локальные максимумы концентрации этого газа.

Основным антропогенным источником CO в настоящее время служат выхлопные газы двигателей внутреннего сгорания. Оксид углерода образуется при сгорании углеводородного топлива в двигателях внутреннего сгорания при недостаточных температурах или плохой настройке системы подачи воздуха (подается недостаточное количество кислорода для окисления CO в CO2). В прошлом значительную долю антропогенного поступления CO в атмосферу обеспечивал светильный газ, использовавшийся для освещения помещений в XIX веке. По составу он примерно соответствовал водяному газу, то есть содержал до 45 % оксида углерода(II). В коммунальной сфере не применяется в виду наличия значительно более дешёвого и энергоэффективного аналога — природного газа.

Поступление CO от природных и антропогенных источников примерно одинаково.

Оксид углерода(II) в атмосфере находится в быстром круговороте: среднее время его пребывания составляет около 0,1 года. Основной канал потери CO — окисление гидроксилом до диоксида углерода.

Оксид углерода(II) в космическом пространстве

Оксид углерода(II) — вторая по распространённости (после h3) молекула в межзвёздной среде[13]. Этот газ играет важную роль в эволюции молекулярных газовых облаков, в которых происходит активное звездообразование. Как и другие молекулы, CO излучает ряд инфракрасных линий, возникающих при переходах между вращательными уровнями молекулы; эти уровни возбуждаются уже при температурах в несколько десятков кельвин. Концентрация CO в межзвёздной среде достаточно мала, чтобы (в отличие от гораздо более распространённой молекулы h3) излучение в молекулярных вращательных линиях не испытывало сильного самопоглощения в облаке. В результате энергия почти беспрепятственно уходит из облака, которое остывает и сжимается, запуская механизм звездообразования. В наиболее плотных облаках, где самопоглощение в линиях CO оказывается значительным, становится заметной потеря энергии в линиях редкого изотопного аналога 13CO (относительная изотопная распространённость 13C — около 1 %). В связи с его более сильным излучением, по сравнению с атомарным водородом, оксид углерода(II) используется для поиска подобных газовых скоплений. В феврале 2012 года астрономы с использованием европейского космического телескопа «Планк» составили наиболее полную карту его распределения по небесной сфере[14].

См. также

Примечания

↑ 1 2 3 http://www.cdc.gov/niosh/npg/npgd0105.html
↑ 1 2 3 4 Оксид углерода. Российская энциклопедия по охране труда: В 3 тт. — 2-е изд., перераб. и доп. — М.: Изд-во НЦ ЭНАС,2007. Проверено 5 июня 2012. Архивировано 22 июня 2012 года.
↑ Баратов А. Н. Пожаровзрывоопасность веществ и материалов и средства их тушения: Справочное издание: в 2-х книгах. — М.: Химия, 1990. — Т. Книга 2. — С. 384.
↑ Рощин А.В., Томилин В.В., Штернберг Э.Я. Окись углерода // Большая медицинская энциклопедия : в 30 т. / гл. ред. Б.В. Петровский. — 3 изд. — Москва : Советская энциклопедия, 1981. — Т. 17. Ниландера проба - Остеопатии. — 512 с. — 150 800 экз.
↑ 1 2 3 4 Справочник фельдшера, под ред. А. Н. Шабанова. — М.: «Медицина», 1984.
↑ 1 2 Wu, L (December 2005). «Carbon Monoxide: Endogenous Production, Physiological Functions, and Pharmacological Applications». Pharmacol Rev 57 (4): 585–630. DOI:10.1124/pr.57.4.3. PMID 16382109.
↑ (1993) «Carbon monoxide: A putative neural messenger». Science 259 (5093): 381–4. DOI:10.1126/science.7678352. PMID 7678352. Bibcode: 1993Sci...259..381V.
↑ 1 2 Kolata, Gina. Carbon Monoxide Gas Is Used by Brain Cells As a Neurotransmitter (January 26, 1993). Проверено 2 мая 2010.
↑ (2009) «Actions and interactions of nitric oxide, carbon monoxide and hydrogen sulphide in the cardiovascular system and in inflammation—a tale of three gases!». Pharmacology & therapeutics 123 (3): 386–400. DOI:10.1016/j.pharmthera.2009.05.005. PMID 19486912.
↑ Johnson, Carolyn Y.. Poison gas may carry a medical benefit (October 16, 2009). Проверено 16 октября 2009.
↑ (25 April 2014) «Carbon monoxide is not always a poison gas for human organism: Physiological and pharmacological features of CO». Chemico-Biological Interactions 222 (5 October 2014): 37–43. DOI:10.1016/j.cbi.2014.08.005. Проверено 23 October 2014.
↑ Rosemary H. Waring, Glyn B. Steventon, Steve C. Mitchell. Molecules of death. — Imperial College Press, 2007. — P. 38. — ISBN 1-86094-814-6.
↑ 1 2 Combes, Françoise (1991). «Distribution of CO in the Milky Way». Annual Review of Astronomy & Astrophysics 29: 195. DOI:10.1146/annurev.aa.29.090191.001211. Bibcode: 1991ARA&A..29..195C.
↑ «Планк» составил карту угарного газа в Галактике (Лента.ру).

Литература

Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия. 5-е изд., испр. — М.: Высш. шк.; 2003 ISBN 5-06-003363-5
Некрасов Б. В. Основы общей химии. Т. I, изд. 3-е, испр. и доп. Изд-во «Химия», 1973 г. Стр. 495—497, 511—513
Химия: Справ. из./В. Шретер, К.-Х. Лаутеншлегер, Х. Бибрак и др.: Перс. с нем. 2-е изд., стереотип. — М.:Химия, 2000 ISBN 5-7245-0360-3 (рус.)
Баратов А. Н. Пожаровзрывоопасность веществ и материалов и средства их тушения: Справочное издание: в 2-х книгах; Книга 2. — М.: Химия, 1990 — 384с.

Ссылки

wikiredia.ru

Монооксид углерода - это... Что такое Монооксид углерода?

Регистрационные номера:

ICSC 0023
RTECS FG3500000
ООН 1016
EC 006-001-00-2

Классификация ООН

Класс опасности ООН 2,3
Вторичная опасность по классификации ООН 2,1

Строение молекулы

История открытия

Монооксид углерода в атмосфере Земли

Содержание CO в атмосфере Земли по данным MOPITT

Поступление CO от природных и антропогенных источников примерно одинаково.

Получение

Промышленный способ

2C + O2 → 2CO↑ (тепловой эффект этой реакции 22 кДж),

2. или при восстановлении диоксида углерода раскалённым углём:

CO2 + C ↔ 2CO↑ (ΔH=172 кДж, ΔS=176 Дж/К).

Лабораторный способ

HCOOH →(t, h3SO4) h3O + CO↑

HCOOH + ClSO3H → h3SO4 + HCl + CO↑.

2. Нагревание смеси щавелевой и концентрированной серной кислот. Реакция идёт по уравнению:

h3C2O4 →(t, h3SO4) CO↑ + CO2↑ + h3O.

Выделяющийся совместно с CO диоксид углерода можно удалить, пропустив смесь через баритовую воду.

K4[Fe(CN)6] + 6h3SO4 →(t) 2K2SO4 + FeSO4 + 3(Nh5)2SO4 + 6CO↑.

Токсическое действие CO на человека

Физиологическое действие, токсичность

Защита от монооксида углерода

Свойства

Ниже 830°C более сильным восстановителем является CO, — выше — водород. Поэтому равновесие реакции:

h3O + CO ↔ CO2 + h3 + 42 кДж

до 830°С смещено вправо, выше 830°C влево.

Монооксид углерода горит синим пламенем (температура начала реакции 700°C) на воздухе:

CO + 1/2O2 → 2CO2 ΔG°298 = −257 кДж, ΔS°298 = −86 Дж/K

Монооксид углерода реагирует с галогенами. Наибольшее практическое применение получила реакция с хлором:

CO + Cl2 → COCl2

(FCO)2O2 + 2KI → 2KF + I2 + 2CO2↑

CO + S → COS ΔG°298 = −229 кДж, ΔS°298 = −134 Дж/K

Получены также аналогичные селеноксид COSe и теллуроксид COTe.

Восстанавливает SO2:

SO2 + 2CO → 2CO2 + S

CO + KOH → HCOOK

2K + 2CO → K+O-—C2—O-K+

CO + Nh4 → h3O + HCN

Определение монооксида углерода

PdCl2 + h3O + CO → CO2 + 2HCl + Pd↓

Эта реакция очень чувствительная. Стандартный раствор 1 грамма хлорида палладия на литр воды.

Количественное определение монооксида углерода основано на иодометрической реакции:

5CO + I2O5 → 5CO2 + I2

Применение

Моноксид углерода применяется для обработки мяса животных и рыбы, придает им ярко красный цвет и вид свежести, не изменяя вкуса (en:Clear smoke или en:Tasteless smoke технология). Допустимая концентрация CO равна 200 мг/кг мяса.

См. также

Литература

Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия. 5-е изд., испр. — М.: Высш. шк.; 2003 ISBN 5-06-003363-5
Некрасов Б. В. Основы общей химии. Т. I, изд. 3-е, испр. и доп. Изд-во «Химия», 1973 г. Стр. 495—497, 511—513
Химия: Справ. из./В. Шретер, К.-Х. Лаутеншлегер, Х. Бибрак и др.: Перс. с нем. 2-е изд., стереотип. — М.:Химия, 2000 ISBN 5-7245-0360-3 (рус.)

Ссылки

Wikimedia Foundation. 2010.

dic.academic.ru

УГАРНЫЙ ГАЗ | Энциклопедия Кругосвет

ОКСИД УГЛЕРОДА (УГАРНЫЙ ГАЗ). Углерода(II) оксид (угарный газ) СО, несолеообразующий оксид углерода. Это означает, что не существует кислоты, соответствующей этому оксиду. Оксид углерода(II) – газ без цвета и запаха, сжижающийся при атмосферном давлении при температуре –191,5о С и затвердевающий при –205о С. Молекула СО по своему строению аналогична молекуле N2: обе содержит равное число электронов (такие молекулы называются изоэлектронными), атомы в них соединены тройной связью (две связи в молекуле СО образованы за счет 2р-электронов атомов углерода и кислорода, а третья – по донорно-акцепторному механизму с участием неподеленной электронной пары кислорода и свободной 2р-орбитали углерода). В результате физические свойства СО и N2 (температуры плавления и кипения, растворимость в воде и т.д.) очень близки.

Оксид углерода(II) образуется при сгорании углеродсодержащих соединений при недостаточном доступе кислорода, а также при соприкосновении раскаленного угля с продуктом полного сгорания – углекислым газом: С + СО2 → 2СО. В лаборатории СО получают дегидратацией муравьиной кислоты действием концентрированной серной кислоты на жидкую муравьиную кислоту при нагревании, либо пропусканием паров муравьиной кислоты над Р2О5: НСООН → СО + Н2О. Получают СО и разложением щавелевой кислоты: Н2С2О4 → СО + СО2 + Н2О. От других газов СО легко отделить пропусканием через раствор щелочи.При обычных условиях СО, как и азот, химически довольно инертен. Лишь при повышенных температурах проявляется склонность СО к реакциям окисления, присоединения и восстановления. Так, при повышенных температурах он реагирует со щелочами: CO + NaOH → HCOONa, CO + Ca(OH)2 → CaCO3 + h3. Эти реакции используются для удаления СО из технических газов.

Оксид углерода(II) – высококалорийное топливо: горение сопровождается выделением значительного количества теплоты (283 кДж на 1 моль СО). Смеси СО с воздухом взрываются при его содержании от 12 до 74%; к счастью, на практике такие смеси встречаются исключительно редко. В промышленности для получения СО проводят газификацию твердого топлива. Например, продувание водяного пара через слой раскаленного до 1000o С угля приводит к образованию водяного газа: С + Н2О → СО + Н2, обладающего очень высокой теплотворной способностью. Однако сжигание – далеко не самое выгодное использование водяного газа. Из него, например, можно получить (в присутствии различных катализаторов под давлением) смесь твердых, жидких и газообразных углеводородов – ценное сырье для химической промышленности (Реакция Фишера – Тропша). Из той же смеси, обогатив ее водородом и применив нужные катализаторы, можно получить спирты, альдегиды, кислоты. Особое значение имеет синтез метанола: СО + 2Н2 → СН3ОН – важнейшего сырья для органического синтеза, поэтому эту реакцию проводят в промышленности в больших масштабах.

Реакции, в которых СО является восстановителем, можно продемонстрировать на примере восстановления железа из руды в ходе доменного процесса: Fe3O4 + 4CO → 3Fe + 4CO2. Восстановление оксидов металлов оксидом углерода(II) имеет большое значение в металлургических процессах.

Для молекул СО характерны реакции присоединения к переходным металлам и их соединениям с образованием комплексных соединений – карбонилов. Примерами могут служить жидкие или твердые карбонилы металлов Fe(CO)4, Fe(CO)5, Fe2(CO)9, Ni(CO)4, Cr(CO)6 и др. Это очень ядовитые вещества, при нагревании вновь распадающиеся на металл и СО. Так можно получить порошкообразные металлы высокой чистоты. Иногда на конфорке газовой плиты видны «подтеки» металла, это – следствие образования и распада карбонила железа. В настоящее время синтезированы тысячи разнообразных карбонилов металлов, содержащих, помимо СО, неорганические и органические лиганды, например, PtCl2(CO), K3[W(CO)6(OH)3], Cr(C6H5Cl)(CO)3.

Для СО характерна также реакция соединения с хлором, которая на свету идет уже при комнатной температуре с образованием исключительно ядовитого фосгена: CO + Cl2 → COCl2. Реакция эта цепная, она идет по радикальному механизму с участием атомов хлора и свободных радикалов COCl. Несмотря на ядовитость, фосген широко применяется для синтеза многих органических соединений.

Оксид углерода(II) – сильный яд, так как образует с металлсодержащими биологически активными молекулами прочные комплексы; при этом нарушается тканевое дыхание. Особенно страдают клетки центральной нервной системы. Связывание СО с атомами Fe(II) в гемоглобине крови препятствует образованию оксигемоглоблина, который и переносит кислород из легких к тканям. Уже при содержании в воздухе 0,1% СО этот газ вытесняет из оксигемоглобина половину кислорода. В присутствии СО может наступить смерть от удушья даже при наличии большого количества кислорода. Поэтому СО получил название угарного газа. У «угоревшего» человека в первую очередь страдают головной мозг и нервная система. Для спасения необходим прежде всего чистый воздух, не содержащий СО (а еще лучше – чистый кислород), при этом связанный с гемоглобином СО постепенно замещается молекулами О2 и удушье проходит. Предельно допустимая среднесуточная концентрация СО в атмосферном воздухе составляет 3 мг/м3 (около 3.10–5%), в воздухе рабочей зоны – 20 мг/м3.

Обычно в атмосфере содержание СО не превышает 10–5%. Этот газ попадает в воздух в составе вулканических и болотных газов, с выделениями планктона и других микроорганизмов. Так, из поверхностных слоев океана в атмосферу ежегодно выделяется 220 млн тонн СО. Высока концентрация СО в угольных шахтах. Много угарного газа образуется при лесных пожарах. Выплавка каждого миллиона тонн стали сопровождается образованием 300 – 400 т СО. В сумме техногенное выделение СО в воздух достигает 600 млн тонн в год, из них более половины приходится на автотранспорт. При неотрегулированном карбюраторе в выхлопных газах может содержаться до 12% СО! Поэтому в большинстве стран введены жесткие нормы на содержание СО в выхлопе автомобилей.

Образование СО всегда происходит при сгорании углеродсодержащих соединений, в том числе древесины, при недостаточном доступе кислорода, а также при соприкосновении раскаленного угля с углекислым газом: С + СО2 → 2СО. Такие процессы происходят и деревенских печах. Поэтому преждевременное закрывание дымохода печи для сохранения тепла часто приводит к отравлению угарным газом. Не следует думать что горожане, которые не топят печи, застрахованы от отравления СО; им, например, легко отравиться в плохо проветриваемом гараже, где стоит автомобиль с работающим мотором. Содержится СО и в продуктах сгорания природного газа на кухне. Многие авиационные катастрофы в прошлом произошли из-за износа двигателей или плохой их регулировки: в кабину пилотов проникал СО и отравлял экипаж. Опасность усугубляется тем, что СО невозможно обнаружить по запаху; в этом отношении угарный газ опаснее хлора!

Оксид углерода(II) практически не сорбируется активным углем и потому обычный противогаз не спасает от этого газа; для его поглощения необходим дополнительный гопкалитовый патрон, содержащий катализатор, который «дожигает» СО до СО2 с помощью кислорода воздуха. Катализаторами дожигания снабжается сейчас все больше легковых автомобилей, несмотря на высокую стоимость этих катализаторов на основе платиновых металлов.

Илья Леенсон

Проверь себя!Ответь на вопросы викторины «Неизвестные подробности»

Какой музыкальный инструмент не может звучать в закрытом помещении?

www.krugosvet.ru

Монооксид углерода — Циклопедия

Окись углерода (угарный газ) / СССР, Свердловская киностудия, 1962 г. [10:12]

Монооксид углерода (оксид углерода(II), окись углерода, угарный газ, CO) — бесцветный, очень ядовитый газ без запаха. Образуется в результате неполного сгорания топлива в автомобильных двигателях и отапливаемых приборах, работающих на угле или на других видах природного топлива. В воде почти не растворяется и не вступает с ней в химическое взаимодействие. Относится к несолеобразующим оксидам.

Монооксид углерода образуется при сгорании угля или соединений, содержащих углерод, при недостатке кислорода (воздуха), а также при взаимодействии диоксида углерода с раскаленными углями:

Эта реакция обратная, и при температуре ниже 400 °C равновесие почти полностью смещается влево, а при 1000 °C — вправо. В лабораторных условиях монооксид углерода получают при нагревании муравьиной кислоты с концентрированной серной кислотой:

Его получают также при нагревании металлического цинка с карбонатом кальция:

Zn + CaCO3 = ZnO + CaO + CO↑

[править] Химические свойства

На воздухе он загорается при 700° C и горит характерным голубым пламенем с образованием диоксида углерода:

2CO + O2 = 2CO2 + 565 кДж

При этом выделяется значительное количество тепла (135 ккал или 565т кДж). Поэтому CO в смеси с другими газами применяют в технике как газообразное топливо (доменные газы, генераторный газ, водяной газ и т. д.).

При высокой температуре монооксид углерода проявляет восстановительные свойства, благодаря чему широко используется в металлургии для получения некоторых металлов из их оксидов. К примеру:

PbO + CO = Pb + CO2↑
Fe2O3 + 3CO = 2Fe + 3CO2↑

Хотя некоторые благородные металлы может восстанавливать из водных растворов их солей и при комнатной температуре:

PdCl2 + CO + h3O = Pd + HCl + CO2↑

При присоединении хлора к монооксиду углерода образуется фосген. Реакция происходит в присутствии активированного угля в качестве катализатора даже при комнатной температуре:

Газ может напрямую присоединиться к некоторым металлам с образованием карбонилов металлов (например, Fe(CO)5, Ni(CO)4, Mo(CO)6, Cr(CO)6 и т. д.). Такие реакции обычно проходят при повышенной температуре и давлении:

Поскольку обычные противогазы монооксид углерода практически не задерживают, в 1917 году были разработаны насадки со смесью оксида меди с двуокисью марганца (так называемые гопкалиты) способны окислить монооксид до двуокиси углерода при обычных температурах (в начале работы при окислении оксида они нагреваются за счет теплоты, выделяющейся в результате реакции).

Из-за своей ядовитости монооксид углерода очень опасен для организма человека. Эта опасность усугубляется тем, что он не имеет запаха и отравление может наступить незаметно. Даже незначительные его количества, попадающие в воздух и вдыхаемые человеком, вызывают головокружение и тошноту, а вдыхание воздуха, в котором содержится 0,3% CO по объему, может быстро привести к смерти.

Отравляющее действие CO обуславливается тем, что он образует с гемоглобином крови сравнительно устойчивое соединение - карбогемоглобин, в результате чего кровь теряет способность передавать кислород тканям организма. Отравление этим газом наступает в результате критической нехватки кислорода в организме. Концентрация СО в воздухе 1 мг/м³ опасна для жизни человека.

При отравлении монооксидом углерода рекомендуется вдыхание свежего воздуха в течение нескольких часов, а также искусственное согревание тела. При этом карбогемоглобин постепенно разрушается и гемоглобин восстанавливает свою способность сочетаться с кислородом.

Б. В. Некрасов. Основы общей химии. — М.: «Химия», 1967, — т.2
Я. А. Угай. Высшая и неорганическая химия. — М.: «Высш. шк.», 1997, — 527 с.

cyclowiki.org

Монооксид углерода — WiKi

Монооксид углерода


Монооксид углерода
CO
бесцветный газ
28,01 г/моль
0,001250°C; 0,814-195°C г/см³
14,01±0,01 эВ[1]
−205 °C
−191,5 °C
12,5±0,1 об.%[1]
−110,52 кДж/моль
35±1 атм[1]
0,0026 г/100 мл
630-08-0
281
211-128-3


006-001-00-2
FG3500000
17245
1016
275

Приводятся данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иного.

Строение молекулы

В рамках метода валентных связей строение молекулы CO можно описать формулой :C≡O:.

Свойства

Ниже 830 °C более сильным восстановителем является CO, — выше — водород. Поэтому равновесие реакции

h3O+CO⇄CO2+h3{\displaystyle {\mathsf {H_{2}O+CO\rightleftarrows CO_{2}+H_{2}}}}

до 830 °C смещено вправо, выше 830 °C влево.

Оксид углерода(II) горит пламенем синего цвета[2] (температура начала реакции 700 °C) на воздухе:

2CO+O2→2CO2{\displaystyle {\mathsf {2CO+O_{2}\rightarrow 2CO_{2}}}} (ΔG°298 = −257 кДж, ΔS°298 = −86 Дж/K).

Оксид углерода(II) реагирует с галогенами. Наибольшее практическое применение получила реакция с хлором:

CO+Cl2→COCl2.{\displaystyle {\mathsf {CO+Cl_{2}\rightarrow COCl_{2}}}.}

(FCO)2O2+2KI→2KF+I2+2CO2.{\displaystyle {\mathsf {(FCO)_{2}O_{2}+2KI\rightarrow 2KF+I_{2}+2CO_{2}.}}}

CO+S→COS{\displaystyle {\mathsf {CO+S\rightarrow COS}}} (ΔG°298 = −229 кДж, ΔS°298 = −134 Дж/K).

Получены также аналогичные селеноксид углерода COSe и теллуроксид углерода COTe.

Восстанавливает SO2:

2CO+SO2→2CO2+S.{\displaystyle {\mathsf {2CO+SO_{2}\rightarrow 2CO_{2}+S.}}}

nCO+Me→[Me(CO)n]{\displaystyle {\mathsf {nCO+Me\rightarrow [Me(CO)_{n}]}}}

CO+KOH→HCOOK.{\displaystyle {\mathsf {CO+KOH\rightarrow HCOOK.}}}

2K+2CO→K2C2O2.{\displaystyle {\mathsf {2K+2CO\rightarrow K_{2}C_{2}O_{2}.}}}

CO+Nh4→h3O+HCN.{\displaystyle {\mathsf {CO+NH_{3}\rightarrow H_{2}O+HCN.}}}

xCO+yh3→{\displaystyle {\mathsf {xCO+yH_{2}\rightarrow }}} спирты + линейные алканы.

Физиологическое действие

Токсичность

Угарный газ очень опасен, так как не имеет запаха и вызывает отравление и даже смерть. Признаки отравления: головная боль и головокружение; отмечается шум в ушах, одышка, учащённое сердцебиение, мерцание перед глазами, покраснение лица, общая слабость, тошнота, иногда рвота; в тяжёлых случаях судороги, потеря сознания, кома[4][2].

Токсическое действие оксида углерода(II) обусловлено образованием карбоксигемоглобина — значительно более прочного карбонильного комплекса с гемоглобином, по сравнению с комплексом гемоглобина с кислородом (оксигемоглобином)[4]. Таким образом, блокируются процессы транспортировки кислорода и клеточного дыхания. Концентрация в воздухе более 0,1 % приводит к смерти в течение одного часа[4].

Помощь при отравлении оксидом углерода(II)

Соединение окиси углерода с гемоглобином обратимо. При отравлении рекомендуются следующие действия[4]:

Защита от оксида углерода(II)

Эндогенный монооксид углерода

Эндогенный монооксид углерода вырабатывается в норме клетками организма человека и животных и выполняет функцию сигнальной молекулы. Он играет известную физиологическую роль в организме, в частности, является нейротрансмиттером и вызывает вазодилатацию[5]. Ввиду роли эндогенного угарного газа в организме, нарушения его метаболизма связывают с различными заболеваниями, такими, как нейродегенеративные заболевания, атеросклероз кровеносных сосудов, гипертоническая болезнь, сердечная недостаточность, различные воспалительные процессы[5].

Вслед за появившимися в 1993 году первыми данными о том, что эндогенный угарный газ является нормальным нейротрансмиттером в организме человека[6][7], а также одним из трёх эндогенных газов, которые в норме модулируют течение воспалительных реакций в организме (два других — оксид азота (II) и сероводород), эндогенный угарный газ привлёк значительное внимание клиницистов и исследователей как важный биологический регулятор. Было показано, что во многих тканях все три вышеупомянутых газа являются противовоспалительными веществами, вазодилататорами, а также вызывают ангиогенез[8]. Однако не всё так просто и однозначно. Ангиогенез — не всегда полезный эффект, поскольку он, в частности, играет роль в росте злокачественных опухолей, а также является одной из причин повреждения сетчатки при макулярной дегенерации. В частности, важно отметить, что курение (основной источник угарного газа в крови, дающий в несколько раз большую концентрацию его, чем естественная продукция) повышает риск макулярной дегенерации сетчатки в 4-6 раз.

Суммируя, то, что известно на 2015 год о роли эндогенного угарного газа в организме, можно изложить следующим образом[10]:

Эндогенный угарный газ — одна из важных эндогенных сигнальных молекул;
Эндогенный угарный газ модулирует функции ЦНС и сердечно-сосудистой системы;
Эндогенный угарный газ ингибирует агрегацию тромбоцитов и их адгезию к стенкам сосудов;
Влияние на обмен эндогенного угарного газа в будущем может быть одной из важных терапевтических стратегий при ряде заболеваний.

История открытия

Токсичность дыма, выделяющегося при горении угля, была описана ещё Аристотелем и Галеном.

Получение

Определение оксида углерода(II)

PdCl2+CO+h3O→Pd↓+CO2+2HCl.{\displaystyle {\mathsf {PdCl_{2}+CO+H_{2}O\rightarrow Pd\downarrow +CO_{2}+2HCl.}}}

Эта реакция очень чувствительная. Стандартный раствор: 1 грамм хлорида палладия на литр воды.

Количественное определение оксида углерода(II) основано на иодометрической реакции:

5CO+I2O5→5CO2+I2.{\displaystyle {\mathsf {5CO+I_{2}O_{5}\rightarrow 5CO_{2}+I_{2}.}}}

Применение

Оксид углерода(II) является промежуточным реагентом, используемым в реакциях с водородом в важнейших промышленных процессах для получения органических спиртов и неразветвлённых углеводородов.
Оксид углерода(II) применяется для обработки мяса животных и рыбы, придаёт им ярко-красный цвет и вид свежести, не изменяя вкуса (технологии Clear smoke[en] и Tasteless smoke[en]). Допустимая концентрация CO равна 200 мг/кг мяса.
Оксид углерода(II) является основным компонентом генераторного газа, использовавшегося в качестве топлива в газогенераторных автомобилях.
Угарный газ от выхлопа двигателей применялся нацистами в годы Второй мировой войны для массового умерщвления людей путём отравления.

Оксид углерода(II) в атмосфере Земли

Содержание CO в атмосфере Земли по данным MOPITT

Различают природные и антропогенные источники поступления в атмосферу Земли. В естественных условиях, на поверхности Земли, CO образуется при неполном анаэробном разложении органических соединений и при сгорании биомассы, в основном в ходе лесных и степных пожаров. Оксид углерода(II) образуется в почве как биологическим путём (выделение живыми организмами), так и небиологическим. Экспериментально доказано выделение оксида углерода(II) за счёт обычных в почвах фенольных соединений, содержащих группы OCh4 или OH в орто- или пара-положениях по отношению к первой гидроксильной группе.

Общий баланс продуцирования небиологического CO и его окисления микроорганизмами зависит от конкретных экологических условий, в первую очередь от влажности и значения pH. Например, из аридных почв оксид углерода(II) выделяется непосредственно в атмосферу, создавая таким образом локальные максимумы концентрации этого газа.

Основным антропогенным источником CO в настоящее время служат выхлопные газы двигателей внутреннего сгорания. Оксид углерода образуется при сгорании углеводородного топлива в двигателях внутреннего сгорания при недостаточных температурах или плохой настройке системы подачи воздуха (подается недостаточное количество кислорода для окисления CO в CO2). В прошлом значительную долю антропогенного поступления CO в атмосферу обеспечивал светильный газ, использовавшийся для освещения помещений в XIX веке. По составу он примерно соответствовал водяному газу, то есть содержал до 45 % оксида углерода(II). В коммунальной сфере не применяется в виду наличия значительно более дешёвого и энергоэффективного аналога — природного газа.

Поступление CO от природных и антропогенных источников примерно одинаково.

Оксид углерода(II) в космическом пространстве

Оксид углерода(II) — вторая по распространённости (после h3) молекула в межзвёздной среде[12]. Этот газ играет важную роль в эволюции молекулярных газовых облаков, в которых происходит активное звездообразование. Как и другие молекулы, CO излучает ряд инфракрасных линий, возникающих при переходах между вращательными уровнями молекулы; эти уровни возбуждаются уже при температурах в несколько десятков кельвин. Концентрация CO в межзвёздной среде достаточно мала, чтобы (в отличие от гораздо более распространённой молекулы h3) излучение в молекулярных вращательных линиях не испытывало сильного самопоглощения в облаке. В результате энергия почти беспрепятственно уходит из облака, которое остывает и сжимается, запуская механизм звездообразования. В наиболее плотных облаках, где самопоглощение в линиях CO оказывается значительным, становится заметной потеря энергии в линиях редкого изотопного аналога 13CO (относительная изотопная распространённость 13C — около 1 %). В связи с его более сильным излучением, по сравнению с атомарным водородом, оксид углерода(II) используется для поиска подобных газовых скоплений. В феврале 2012 года астрономы с использованием европейского космического телескопа «Планк» составили наиболее полную карту его распределения по небесной сфере[13].

См. также

Примечания

↑ 1 2 3 http://www.cdc.gov/niosh/npg/npgd0105.html
↑ 1 2 3 4 Оксид углерода. Российская энциклопедия по охране труда: В 3 тт. — 2-е изд., перераб. и доп. — М.: Изд-во НЦ ЭНАС,2007. Проверено 5 июня 2012. Архивировано 22 июня 2012 года.
↑ Баратов А. Н. Пожаровзрывоопасность веществ и материалов и средства их тушения: Справочное издание: в 2-х книгах. — М.: Химия, 1990. — Т. Книга 2. — С. 384.
↑ 1 2 3 4 Справочник фельдшера, под ред. А. Н. Шабанова. — М.: «Медицина», 1984.
↑ 1 2 Wu, L (December 2005). «Carbon Monoxide: Endogenous Production, Physiological Functions, and Pharmacological Applications». Pharmacol Rev 57 (4): 585–630. DOI:10.1124/pr.57.4.3. PMID 16382109.
↑ (1993) «Carbon monoxide: A putative neural messenger». Science 259 (5093): 381–4. DOI:10.1126/science.7678352. PMID 7678352. Bibcode: 1993Sci...259..381V.
↑ 1 2 Kolata, Gina. Carbon Monoxide Gas Is Used by Brain Cells As a Neurotransmitter (January 26, 1993). Проверено 2 мая 2010.
↑ (2009) «Actions and interactions of nitric oxide, carbon monoxide and hydrogen sulphide in the cardiovascular system and in inflammation—a tale of three gases!». Pharmacology & therapeutics 123 (3): 386–400. DOI:10.1016/j.pharmthera.2009.05.005. PMID 19486912.
↑ Johnson, Carolyn Y.. Poison gas may carry a medical benefit (October 16, 2009). Проверено 16 октября 2009.
↑ (25 April 2014) «Carbon monoxide is not always a poison gas for human organism: Physiological and pharmacological features of CO». Chemico-Biological Interactions 222 (5 October 2014): 37–43. DOI:10.1016/j.cbi.2014.08.005. Проверено 23 October 2014.
↑ Rosemary H. Waring, Glyn B. Steventon, Steve C. Mitchell. Molecules of death. — Imperial College Press, 2007. — P. 38. — ISBN 1-86094-814-6.
↑ 1 2 Combes, Françoise (1991). «Distribution of CO in the Milky Way». Annual Review of Astronomy & Astrophysics 29: 195. DOI:10.1146/annurev.aa.29.090191.001211. Bibcode: 1991ARA&A..29..195C.
↑ «Планк» составил карту угарного газа в Галактике (Лента.ру).

Литература

Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия. 5-е изд., испр. — М.: Высш. шк.; 2003 ISBN 5-06-003363-5
Некрасов Б. В. Основы общей химии. Т. I, изд. 3-е, испр. и доп. Изд-во «Химия», 1973 г. Стр. 495—497, 511—513
Химия: Справ. из./В. Шретер, К.-Х. Лаутеншлегер, Х. Бибрак и др.: Перс. с нем. 2-е изд., стереотип. — М.:Химия, 2000 ISBN 5-7245-0360-3 (рус.)
Баратов А. Н. Пожаровзрывоопасность веществ и материалов и средства их тушения: Справочное издание: в 2-х книгах; Книга 2. — М.: Химия, 1990 — 384с.

Ссылки

ru-wiki.org

Монооксид углерода — Традиция

Материал из свободной русской энциклопедии «Традиция»

Регистрационные номера:

Классификация ООН

Строение молекулы[править]

История открытия[править]

Монооксид углерода был впервые получен французским химиком Жаком де Лассоном в 1776 при нагревании оксида цинка с углём, но первоначально его ошибочно приняли за водород, так как он сгорал синим пламенем. То, что в состав этого газа входит углерод и кислород, выяснил в 1800 английский химик Вильям Крукшэнк. Моноксид углерода в атмосфере Земли впервые был обнаружен бельгийским ученым М. Мижотом (M. Migeotte) в 1949 году по наличию основной колебательно-вращательной полосы в ИК спектре Солнца.

Монооксид углерода в атмосфере Земли[править]

Содержание CO в атмосфере Земли по данным MOPITT

Различают природные и антропогенные источники поступления атмосферу Земли. В естественных условиях, на поверхности Земли, CO образуется при неполном анаэробном разложении органических соединений и при сгорании биомассы, в основном в ходе лесных и степных пожаров. Монооксид углерода образуется в почве как биологическим путём (выделение живыми организмами), так и небиологическим. Экспериментально доказано выделение монооксида углерода за счёт обычных в почвах фенольных соединений, содержащих группы OCh4 или OH в орто- или пара-положениях по отношению к первой гидроксильной группе.

Общий баланс продуцирования небиологического CO и его окисления микроорганизмами зависит от конкретных экологических условий, в первую очередь от влажности и занчения pH. Например, из аридных почв монооксид углерода выделяется непосредственно в атмосферу, создавая таким образом локальные максимумы концентрации этого газа.

Основным антропогенным источником CO в настоящее время служат выхлопные газы двигателей внутреннего сгорания. Оксид углерода образуется при сгорании углеводородного топлива в двигателях внутреннего сгорания при недостаточных температурах или плохой настройке системы подачи воздуха (недостаточно кислорода для окисления CO в CO2). В прошлом значительную долю антропогенного поступления CO в атмосферу обеспечивал светильный газ, использовавшийся для освещения помещений в XIX веке. По составу он примерно соответствовал водяному газу, то есть содержал до 45 % монооксида углерода. В настоящее время в коммунальной сфере этот газ вытеснен гораздо менее токсичным природным газом (низшие представители гомологического ряда алканов — пропан и др.)

Поступление CO от природных и антропогенных источников примерно одинаково.

Промышленный способ[править]

2C + O2 → 2CO↑ (тепловой эффект этой реакции 22 кДж),

2. или при восстановлении диоксида углерода раскалённым углём:

CO2 + C ↔ 2CO↑ (ΔH=172 кДж, ΔS=176 Дж/К).

Лабораторный способ[править]

HCOOH →(t, h3SO4) h3O + CO↑

HCOOH + ClSO3H → h3SO4 + HCl + CO↑.

2. Нагревание смеси щавелевой и концентрированной серной кислот. Реакция идёт по уравнению:

h3C2O4 →(t, h3SO4) CO↑ + CO2↑ + h3O.

Выделяющийся совместно с CO диоксид углерода можно удалить, пропустив смесь через баритовую воду.

K4[Fe(CN)6] + 6h3SO4 →(t) 2K2SO4 + FeSO4 + 3(Nh5)2SO4 + 6CO↑.

Токсическое действие CO на человека

Физиологическое действие, токсичность[править]

Угарный газ очень опасен, так как не имеет запаха и вызывает отравление и даже смерть. Признаками отравления служат головная боль, головокружение и потеря сознания. Токсическое действие монооксида углерода основано на том, что он связывается с гемоглобином крови прочнее, чем кислород (при этом образуется карбоксигемоглобин), таким образом, блокируя процессы транспортировки кислорода и клеточного дыхания. Предельно допустимая концентрация монооксида углерода в воздухе промышленных предприятий составляет 0,02 мг/л. Концентрация более 0,1% - смертельна. В выхлопе бензинового автомобиля допускается до 1,5-3%.

TLV (предельная пороговая концентрация, США): 25 ppm; 29 мг/м3 (как TWA - среднесменная концентрация, США) (ACGIH 1994-1995). MAС (максимальная допустимая концентрация, США): 30 ppm; 33 мг/м3; Беременность: B (вредный эффект вероятен даже на уровне MAK) (1993)

Защита от монооксида углерода[править]

Свойства монооксида углерода

Молекулярная масса	28,01 а.е.м.
Температура плавления	−205°C
Температура кипения	−191,5°C
Растворимость	Крайне слабо растворим в воде (2,3 мл CO/100 мл h3O при 20°C)
Плотность ρ	0,00125 г/см3 (при 0°C)
Стандартная энтальпия образования ΔH	−110,52 кДж/моль (г) (при 298 К)
Стандартная энергия Гиббса образования ΔG	−137,14 кДж/моль (г) (при 298 К)
Стандартная энтропия образования S	197,54 Дж/моль·K (г) (при 298 К)
Стандартная мольная теплоёмкость Cp	29,11 Дж/моль·K (г) (при 298 К)
Энтальпия плавления ΔHпл	0,838 кДж/моль
Энтальпия кипения ΔHкип	6,04 кДж/моль
Критическая температура tкрит	−140,23°C
Критическое давление Pкрит	3,499 МПа
Критическая плотность ρкрит	0,301 г/см3

При комнатных температурах CO малоактивен, его химическая активность значительно повышается при нагревании и в растворах (так, в растворах он восстанавливает соли Au, Pt, Pd и других до металлов уже при комнатной температуре. При нагревании восстанавливает и дургие металлы, например CO + CuO → Cu + CO2↑. Это широко используется в пирометаллургии. На реакции CO в растворе с хлоридом палладия основан способ качественного обнаружения CO, см. ниже).

Окисление СО в растворе часто идёт с заметной скоростью лишь в присутствии катализатора. При подборе последнего основную роль играет природа окислителя. Так, KMnO4 быстрее всего окисляет СО в присутствии мелкораздробленного серебра, K2Cr2O7 — в присутствии солей ртути, КСlO3 — в присутствии OsO4. В общем, по своим восстановительным свойствам СО похож на молекулярный водород.

Ниже 830°C более сильным восстановителем является CO, — выше — водород. Поэтому равновесие реакции:

h3O + CO ↔ CO2 + h3 + 42 кДж

до 830°С смещено вправо, выше 830°C влево.

Монооксид углерода горит синим пламенем (температура начала реакции 700°C) на воздухе:

CO + 1/2O2 → 2CO2 ΔG°298 = −257 кДж, ΔS°298 = −86 Дж/K

Монооксид углерода реагирует с галогенами. Наибольшее практическое применение получила реакция с хлором:

CO + Cl2 → COCl2

Реакцией CO с F2, кроме карбонилфторида можно получить перекисное соединение (FCO2)2O2. Его характеристики: температура плавления −42°C, кипения +16°C, обладает характерным запахом (похожим на запах озона), при нагревании выше 200°C разлагается со взрывом (продукты реакции CO2, O2 и COF2), в кислой среде реагирует с иодидом калия по уравнению:

(FCO2)2O2 + 2KI → 2KF + I2 + 2CO2↑

CO + S → COS ΔG°298 = −229 кДж, ΔS°298 = −134 Дж/K

Получены также аналогичные селеноксид COSe и телуроксид COTe.

Как указано выше, монооксид углерода незначительно растворяется в воде, однако не реагирует с ней. Также он не вступает в реакции с растворами щелочей и кислот. Однако с расплавми щелочей вступает в реакцию:

CO + KOH → HCOOK

Интереcна реакция монооксида углерода с металлическим калием. При этом образуется взрывчатое соединение K6C6O2 (трихинон).

CO + Nh4 → h3O + HCN

Определение монооксида углерода[править]

PdCl2 + h3O + CO → CO2 + 2HCl + Pd↓

Эта реакция очень чуствительная. Стандартный раствор 1 грамм хлорида палладия на литр воды.

Количественное определение монооксида углерода основано на иодометрической реакции:

5CO + I2O5 → 5CO2 + I2

Оксид углерода применяется для обработки мяса животных и рыбы, придает им ярко красный цвет и вид свежести не изменяя вкуса (Clear smoke or Tastless smoke технология). Допустимая концентрация CO равна 200 μg/kg мяса[1]
- Литература
  - 1. Ishiwata H. et al. "Concnetration of Carbon Monoxid in Comercial Fish Flesh and in Fish Flesh Exposed to Carbon Monoxid Gas fro Colour Fixing", J. Food Hyg . Soc. Japan 1996, 37, 83-90

traditio.wiki