Carbonmonoxid

Den aktuelle version af siden er endnu ikke blevet gennemgået af erfarne bidragydere og kan afvige væsentligt fra den version , der blev gennemgået den 4. august 2022; checks kræver 3 redigeringer .

carbonmonoxid

Generel

Systematisk
navn

Kulilte (II).

Traditionelle navne

Carbonmonoxid

Fysiske egenskaber

gasformig

28,01 g/ mol

1,25 kg/m3 ( ved 0°C), 814 kg/m3 ( ved -195°C)

Ioniseringsenergi

14,01 ± 0,01 eV [3]

Termiske egenskaber

Temperatur

• smeltning

-205°C

• kogning

-191,5°C

Eksplosionsgrænser

12,5 ± 0,1 vol.% [3]

Kritisk punkt

• temperatur

-140,23°C

• tryk

3.499 MPa

Entalpi

• uddannelse

-110,52 kJ/mol

• smeltning

0,838 kJ/mol

• kogning

6,04 kJ/mol

Damptryk

35 ± 1 atm [3]

Kemiske egenskaber

Opløselighed

• i vand

0,0026 g/100 ml

Klassifikation

281

211-128-3

[C-]#[O+]

InChI=1S/CO/cl-2UGFAIRIUMAVXCW-UHFFFAOYSA-N

RTECS

FG3500000

CHEBI

17245

FN nummer

1016

ChemSpider

275

Sikkerhed

Begræns koncentrationen

20 mg/m 3 [1]

LD 50

200-250 mg/kg

Toksicitet

generel toksisk virkning. 4. fareklasse.

ECB ikoner

NFPA 704

fire 3 0 [2]

Data er baseret på standardbetingelser (25 °C, 100 kPa), medmindre andet er angivet.

Mediefiler på Wikimedia Commons

Kulilte ( kulilte (II) , kulilte , kulilte , kemisk formel - CO ) - en kemisk forbindelse , som er en ikke-saltdannende kulilte , der består af et atom af oxygen og kulstof .

Under standardforhold er kulilte en farveløs , lugtfri , giftig gas , der er lettere end luft .

Strukturen af molekylet

CO-molekylet har en tredobbelt binding ligesom nitrogenmolekylet N 2 . Da disse molekyler er ens i struktur (isoelektroniske, diatomiske, har en tæt molær masse), er deres egenskaber også ens - meget lave smelte- og kogepunkter, tætte værdier af standardentropier osv .

Inden for rammerne af valensbindingsmetoden kan CO-molekylets struktur beskrives med formlen :C≡O:.

Ifølge den molekylære orbitale metode er den elektroniske konfiguration af et uexciteret CO-molekyle σ2
Oσ2z _
π4
x, yσ
2C _. En tredobbelt binding dannes af en σ -binding dannet af et σ z elektronpar , og elektronerne på det dobbelt degenererede niveau π x, y svarer til to π -bindinger. Elektronerne i de ikke -bindende σ C orbitaler og σ O orbitaler svarer til to elektronpar, hvoraf det ene er lokaliseret ved carbonatomet , det andet ved oxygenatomet .

På grund af tilstedeværelsen af en tredobbelt binding er CO-molekylet meget stærkt (dissociationsenergien er 1069 kJ/mol (256 kcal/mol), hvilket er større end nogen andre diatomiske molekyler) og har en lille internukleær afstand ( d C=O = 0,1128 nm).

Molekylet er svagt polariseret, dets elektriske dipolmoment μ = 0,04⋅10 −29 C m . Talrige undersøgelser har vist, at den negative ladning i CO-molekylet er koncentreret om carbonatomet C − ←O + (retningen af dipolmomentet i molekylet er modsat den tidligere antaget). Ioniseringsenergi 14,0 eV, kraftkoblingskonstant k = 18,6 .

Egenskaber

Kulilte(II) er en farveløs, lugtfri og smagløs gas. brændbart Den såkaldte "kulilte lugt" er faktisk lugten af organiske urenheder.

Egenskaber af kulilte (II)

Standard Gibbs dannelsesenergi ΔG	−137,14 kJ/mol (g) (ved 298 K)
Standardentropi af uddannelse S	197,54 J/mol K (g) (ved 298 K)
Standard molær varmekapacitet C s	29,11 J/mol K (g) (ved 298 K)
Entalpi af smeltning Δ H pl	0,838 kJ/mol
Kogende entalpi Δ H balle	6,04 kJ/mol
Kritisk temperatur t crit	-140,23°C
Kritisk tryk P crit	3.499 MPa
Kritisk tæthed ρ crit	0,301 g/cm³

De vigtigste typer af kemiske reaktioner, hvor kulilte (II) er involveret, er additionsreaktioner og redoxreaktioner , hvor det udviser reducerende egenskaber.

Ved stuetemperatur er CO inaktiv, dets kemiske aktivitet øges betydeligt ved opvarmning og i opløsninger. Så i opløsninger reducerer det salte af Au , Pt , Pd og andre til metaller allerede ved stuetemperatur. Ved opvarmning reducerer det også andre metaller, for eksempel CO + CuO → Cu + CO 2 ↑. Dette er meget brugt i pyrometallurgi . Metoden til kvalitativ påvisning af CO er baseret på reaktionen af CO i opløsning med palladiumchlorid .

Oxidation af CO i opløsning sker ofte kun med en mærkbar hastighed i nærvær af en katalysator. Når du vælger sidstnævnte, spiller arten af oxidationsmidlet hovedrollen. Så KMnO 4 oxiderer hurtigst CO i nærvær af findelt sølv , K 2 Cr 2 O 7 - i nærvær af kviksølvsalte , KClO 3 - i nærvær af OsO 4 . Generelt ligner CO i sine reducerende egenskaber molekylært brint.

Under 830 °C er CO et stærkere reduktionsmiddel; over 830 °C er brint. Derfor forskydes reaktionens ligevægt op til 830 °C til højre, over 830 °C - til venstre. ${\mathsf {H_{2}O+CO\rightleftarrows CO_{2}+H_{2))}$

Interessant nok er der bakterier, der er i stand til at opnå den energi, de har brug for til livet på grund af oxidationen af CO.

Kulilte(II) brænder med en blå flamme [4] (reaktionsstarttemperatur 700 °C) i luft:

{\mathsf {2CO+O_{2}\højrepil 2CO_{2))}

( Δ G ° 298 = -257 kJ, Δ S ° 298 = -86 J/K).

På grund af en så god brændværdi er CO en komponent i forskellige tekniske gasblandinger (f.eks. generatorgas ), der blandt andet bruges til opvarmning. Eksplosivt, når det blandes med luft; nedre og øvre koncentrationsgrænser for flammeudbredelse: fra 12,5 til 74 % (volumenprocent) [5] .

Kulilte(II) reagerer med halogener . Reaktionen med klor har fået den største praktiske anvendelse :

{\mathsf {CO+Cl_{2}{\xrightarrow {h\nu }}COCl_{2}}}.

Reaktionen er eksoterm, dens termiske effekt er 113 kJ, i nærværelse af en katalysator ( aktiveret kul ) går den allerede ved stuetemperatur. Som et resultat af reaktionen dannes fosgen - et stof, der er blevet udbredt i forskellige grene af kemien (og også som et kemisk krigsførelsesmiddel ). Ved analoge reaktioner kan COF2 ( carbonylfluorid ) og COBr2 ( carbonylbromid ) opnås . Carbonyliodid blev ikke modtaget. Eksotermiteten af reaktioner falder hurtigt fra F til I (for reaktioner med F 2 er den termiske effekt 481 kJ, med Br 2 - 4 kJ). Du kan også få blandede derivater, såsom COFCl (se halogeneret kulsyre ).

Ved at reagere CO med F 2 kan der udover COF 2 carbonylfluorid opnås en peroxidforbindelse (FCO) 2 O 2 . Dens egenskaber: smeltepunkt -42 ° C, kogepunkt +16 ° C, har en karakteristisk lugt (ligner lugten af ozon ), nedbrydes med en eksplosion ved opvarmning over 200 ° C (reaktionsprodukter CO 2 , O 2 og COF 2 ), reagerer i surt medium med kaliumiodid ifølge ligningen:

{\mathsf {(FCO)_{2}O_{2}+2KI\højrepil 2KF+I_{2}+2CO_{2}.))

Kulilte(II) reagerer med kalkogener . Med svovl danner det kulstofsulfid COS, reaktionen fortsætter, når den opvarmes, ifølge ligningen:

{\mathsf {CO+S\rightarrow COS}}

( Δ G ° 298 = -229 kJ, Δ S ° 298 = -134 J/K).

Lignende carbon selenoxid COSe og carbon telluroxid COTe er også blevet opnået.

Gendanner SO 2 :

{\mathsf {2CO+SO_{2}\højrepil 2CO_{2}+S.))

Med overgangsmetaller danner det brændbare og giftige forbindelser - carbonyler , såsom [Fe (CO) 5 ], [Cr (CO) 6 ], [Ni (CO) 4 ], [Mn 2 (CO) 10 ], [Co 2 ( CO) 9 ], osv. Nogle af dem er flygtige.

{\mathsf {nCO+Mig\rightarrow [Mig(CO)_{n}]}}

Kulmonoxid(II) er svagt opløseligt i vand, men reagerer ikke med det. Det reagerer heller ikke med opløsninger af alkalier og syrer . Det reagerer dog med alkalismelter for at danne de tilsvarende formater :

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

En interessant reaktion er reaktionen af carbonmonoxid (II) med metallisk kalium i en ammoniakopløsning. Dette danner den eksplosive forbindelse kaliumdioxodicarbonat :

{\mathsf {2K+2CO\rightarrow K_{2}C_{2}O_{2}.))

Ved at reagere med ammoniak ved høje temperaturer kan en vigtig industriel forbindelse, HCN , opnås . Reaktionen forløber i nærværelse af en katalysator ( thoriumdioxid ThO 2 ) ifølge ligningen:

{\mathsf {CO+NH_{3}\rightarrow H_{2}O+HCN.))

Den vigtigste egenskab ved carbonmonoxid (II) er dets evne til at reagere med brint for at danne organiske forbindelser ( Fischer-Tropsch-synteseprocessen ):

{\mathsf {xCO+yH_{2}\højrepil ))

alkoholer + lineære alkaner.

Denne proces er kilden til kritiske industrielle produkter såsom methanol , syntetisk diesel, polyvalente alkoholer, olier og smøremidler.

Fysiologisk virkning

Toksicitet

Kulilte er et giftigt stof . I overensstemmelse med GOST 12.1.007-76 "System for arbejdssikkerhedsstandarder (SSBT). Skadelige stoffer. Klassificering og generelle sikkerhedskrav” kulilte er et giftigt lavfarligt stof i henhold til graden af påvirkning af kroppen, 4. fareklasse .

TLV (begrænsende tærskelkoncentration, USA) - 25 ppm ; TWA (gennemsnitlig koncentration, USA; ACGIH 1994-1995) - 29 mg/m³; MAC (Maximum Tilladt Koncentration, USA): 30 ppm; 33 mg/m³. MPC r.z. i henhold til GN 2.2.5.1313-03 "Maksimal tilladt koncentration (MPC) af skadelige stoffer i luften i arbejdsområdet" er 20 mg/m³ (ca. 0,0017%).

Op til 1,5-3,0% er tilladt i udstødningen på en benzinbil (den tilladte koncentration varierer meget afhængigt af det land/de anvendte standarder; 3% er meget selv for en gammel karbureret bil uden katalysator).

I henhold til FN - klassificeringen hører kulilte (II) til fareklassen 2.3, den sekundære fare ifølge FN-klassificeringen er 2.1.

Kulilte er meget farligt, fordi det er lugtfrit . Det binder hæmoglobin, omdanner det til carboxyhæmoglobin og fratager det dets evne til at opfange ilt, og har generel toksicitet, forårsager forgiftning [6] med skade på vitale organer og systemer, efterfulgt af død .

Tegn på forgiftning: hovedpine og svimmelhed , indsnævring af opfattelsesfeltet; der er tinnitus, åndenød, hjertebanken , flimren foran øjnene , rødme af al hud (typisk for alle hæmmere af åndedrætskæden), generel muskelsvaghed, kvalme , nogle gange opkastning; i de terminale stadier af kramper , bevidsthedstab , koma [7] [4] .

Den toksiske effekt af kulilte (2+) skyldes dannelsen af carboxyhæmoglobin , et meget stærkere carbonylkompleks med hæmoglobin sammenlignet med komplekset af hæmoglobin med oxygen (oxyhæmoglobin) [7] . Således blokeres processerne for ilttransport og cellulær respiration . En luftkoncentration på mere end 0,1 % fører til døden inden for en time [7] .

Forsøg på unge rotter har vist, at en koncentration af CO i luften på 0,02 % bremser deres vækst og reducerer aktiviteten sammenlignet med kontrolgruppen. .

Hjælp med kulilte (II) forgiftning

I tilfælde af forgiftning anbefales følgende handlinger [7] :

offeret skal bringes ud i frisk luft. I tilfælde af mild forgiftning er hyperventilation af lungerne med oxygen tilstrækkelig ;
kunstig ventilation af lungerne, O 2 -terapi, herunder i et trykkammer;
acyzol , chromosmon , methylenblåt intravenøst.

Verdensmedicinen kender ikke pålidelige modgifte til brug i tilfælde af kulilteforgiftning [8] .

Beskyttelse mod kulilte(II)

CO absorberes meget svagt af aktivt kul fra konventionelle filtergasmasker , derfor bruges et specielt filterelement til at beskytte mod det (det kan også tilsluttes yderligere til den vigtigste) - en hopcalite-patron. Hopcalite er en katalysator , der fremmer oxidationen af CO til CO 2 ved normale temperaturer. Ulempen ved at bruge hopcalite er, at når man bruger det, skal man indånde den opvarmede luft som følge af reaktionen. Den sædvanlige metode til beskyttelse er brugen af et selvstændigt åndedrætsværn [4] .

Endogent kulilte

Endogent kulilte produceres normalt af cellerne i menneske- og dyrekroppen og fungerer som et signalmolekyle. Det spiller en kendt fysiologisk rolle i kroppen, især er det en neurotransmitter og forårsager vasodilatation [9] . På grund af rollen som endogene kulilte i kroppen er dets stofskifteforstyrrelser forbundet med forskellige sygdomme, såsom neurodegenerative sygdomme, åreforkalkning i blodkar , hypertension , hjertesvigt og forskellige inflammatoriske processer [9] .

Endogent kulilte dannes i kroppen på grund af hæm- oxygenase -enzymets oxiderende virkning på hæm , som er et produkt af ødelæggelsen af hæmoglobin og myoglobin , såvel som andre hæm-holdige proteiner. Denne proces forårsager dannelsen af en lille mængde carboxyhæmoglobin i det menneskelige blod , selvom personen ikke ryger og indånder ikke atmosfærisk luft (altid indeholder små mængder af eksogent kulilte), men ren oxygen eller en blanding af nitrogen og oxygen.

Efter resultaterne i 1993, at endogen kulilte er en normal neurotransmitter i den menneskelige krop [10] [11] , såvel som en af de tre endogene gasser, der normalt modulerer forløbet af inflammatoriske reaktioner i kroppen (de to andre er salpetersyre oxid (II) og hydrogensulfid ), endogen carbonmonoxid har fået betydelig opmærksomhed fra klinikere og forskere som en vigtig biologisk regulator. I mange væv har alle tre af de førnævnte gasser vist sig at være anti-inflammatoriske midler, vasodilatorer og også inducere angiogenese [12] . Alt er dog ikke så enkelt og entydigt. Angiogenese er ikke altid en gavnlig effekt, da den spiller en rolle i især væksten af ondartede tumorer, og er også en af årsagerne til nethindeskader ved makuladegeneration. Især rygning (den vigtigste kilde til kulilte i blodet, hvilket giver en koncentration flere gange højere end naturlig produktion) øger risikoen for makuladegeneration af nethinden med 4-6 gange.

Der er en teori om, at i nogle synapser af nerveceller, hvor information er lagret i lang tid, producerer den modtagende celle, som reaktion på det modtagne signal, endogent kulilte, som sender signalet tilbage til den transmitterende celle, som informerer den. af dens parathed til at modtage signaler fra den i fremtiden og øge aktiviteten af signalsendercellen. Nogle af disse nerveceller indeholder guanylatcyclase, et enzym, der aktiveres, når det udsættes for endogent kulilte [11] .

Forskning i rollen af endogen kulilte som et antiinflammatorisk middel og cytoprotektor er blevet udført i mange laboratorier rundt om i verden. Disse egenskaber af endogene kulilte gør virkningen på dets metabolisme til et interessant terapeutisk mål til behandling af forskellige patologiske tilstande såsom vævsskade forårsaget af iskæmi og efterfølgende reperfusion (for eksempel myokardieinfarkt , iskæmisk slagtilfælde ), transplantatafstødning, vaskulær åreforkalkning, svær sepsis , svær malaria , autoimmune sygdomme. Udført inklusive kliniske forsøg på mennesker, men deres resultater er endnu ikke offentliggjort [13] .

Fra 2015 er følgende kendt om rollen af endogene kulilte i kroppen [14] :

det er et af de vigtige endogene signalmolekyler;
det modulerer CNS og kardiovaskulære funktioner ;
det hæmmer blodpladeaggregation og deres adhæsion til karvægge;
indflydelse på udvekslingen af endogen kulilte i fremtiden kan være en af de vigtige terapeutiske strategier for en række sygdomme.

Opdagelseshistorie

Toksiciteten af røgen, der udsendes under forbrændingen af kul, blev beskrevet af Aristoteles og Galen .

Kulilte (II) blev først opnået af den franske kemiker Jacques de Lasson i 1776 ved at opvarme zinkoxid med kul, men blev oprindeligt forvekslet med brint, fordi det brændte med en blå flamme.

Det faktum, at denne gas indeholder kulstof og ilt, blev opdaget i 1800 af den engelske kemiker William Cruikshank . Gassens toksicitet blev undersøgt i 1846 af den franske læge Claude Bernard i forsøg på hunde [15] .

Kulilte (II) uden for Jordens atmosfære blev først opdaget af den belgiske videnskabsmand M. Mizhot (M. Migeotte) i 1949 ved tilstedeværelsen af det vigtigste vibrations-rotationsbånd i Solens IR-spektrum. Kulilte (II) i det interstellare medium blev opdaget i 1970 [16] .

Henter

Industriel måde

Det dannes under forbrænding af kulstof eller forbindelser baseret på det (for eksempel benzin ) under forhold med mangel på ilt :

{\mathsf {2C+O_{2}\rightarrow 2CO\uparrow }}

(den termiske effekt af denne reaktion er 220 kJ),

Det dannes også under reduktion af kuldioxid med varmt kul:

{\mathsf {CO_{2}+C\rightleftarrows 2CO\uparrow }}

( ΔH = 172 kJ , ΔS = 176 J / K )

Denne reaktion sker under ovnovnen, når ovnspjældet lukkes for tidligt (indtil kullene er brændt helt ud). Det resulterende kulilte (II) forårsager på grund af dets toksicitet fysiologiske lidelser ("udbrændthed") og endda død (se nedenfor), deraf et af de trivielle navne - "kulilte" [4] .

Kuldioxidreduktionsreaktionen er reversibel, temperaturens indvirkning på ligevægtstilstanden af denne reaktion er vist i grafen. Reaktionens flow til højre leveres af entropifaktoren og til venstre - af entalpifaktoren. Ved temperaturer under 400 °C er ligevægten næsten fuldstændig forskudt til venstre, og ved temperaturer over 1000 °C til højre (i retning af CO-dannelse). Ved lave temperaturer er hastigheden af denne reaktion meget lav; derfor er carbonmonoxid (II) ret stabil under normale forhold. Denne ligevægt har det særlige navn Boudoir-ligevægten .

Blandinger af kulilte (II) med andre stoffer opnås ved at lede luft, vanddamp osv. gennem et lag af varm koks, hårdt eller brunt kul osv. (se generatorgas , vandgas , blandingsgas , syntesegas ).

Laboratoriemetode

Nedbrydning af flydende myresyre under påvirkning af varm koncentreret svovlsyre eller passage af gasformig myresyre over P 2 O 5 . Reaktionsskema:

{\mathsf {HCOOH{\xrightarrow[{H_{2}SO_{4}}]{^{o}t}}H_{2}O+CO\uparrow }}

Man kan også behandle myresyre med chlorsulfonsyre . Denne reaktion forløber allerede ved almindelig temperatur i henhold til skemaet:

{\mathsf {HCOOH+HSO_{3}Cl\rightarrow H_{2}SO_{4}+HCl\uparrow +CO\uparrow .))

Opvarmning af en blanding af oxalsyre og koncentreret svovlsyre . Reaktionen går efter ligningen:

{\mathsf {H_{2}C_{2}O_{4}{\xrightarrow[ {H_{2}SO_{4}}]{^{o}t}}CO\uparrow +CO_{2}\uparrow + H_{2}O.}}

Opvarmning af en blanding af kaliumhexacyanoferrat(II) med koncentreret svovlsyre. Reaktionen går efter ligningen:

{\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 .}}

Genvinding fra zinkcarbonat ved magnesium ved opvarmning:

{\mathsf {Mg+ZnCO_{3}{\xrightarrow[ {}]{^{o}t))MgO+ZnO+CO\uparrow .))

Definition af carbonmonoxid(II)

Kvalitativt kan tilstedeværelsen af CO bestemmes ved mørkfarvning af palladiumchloridopløsninger (eller papir imprægneret med denne opløsning). Mørkning er forbundet med frigivelsen af fint dispergeret metallisk palladium i henhold til skemaet:

{\mathsf {PdCl_{2}+CO+H_{2}O\rightarrow Pd\downarrow +CO_{2}\uparrow +2HCl.))

Denne reaktion er meget følsom. Standardopløsning: 1 gram palladiumchlorid pr. liter vand.

Den kvantitative bestemmelse af carbonmonoxid (II) er baseret på den jodometriske reaktion:

{\mathsf {5CO+I_{2}O_{5}\rightarrow 5CO_{2}\uparrow +I_{2}.))

Ansøgning

Kulmonoxid(II) er et mellemreagens, der anvendes i reaktioner med brint i de vigtigste industrielle processer til fremstilling af organiske alkoholer og rene kulbrinter.
Kulilte (II) bruges til at behandle animalsk kød og fisk, hvilket giver dem en klar rød farve og et frisk udseende uden at ændre smagen ( Clear smoke og Tasteless smoke teknologier ). Den tilladte koncentration af CO er 200 mg/kg kød.
Kulilte(II) er hovedbestanddelen af generatorgas, der bruges som brændstof i naturgaskøretøjer .
Kulilte fra motorudstødning blev brugt af nazisterne under Anden Verdenskrig til massedrab af mennesker ved forgiftning ( gaskammer , gasvogn ).

Kulilte(II) i jordens atmosfære

Der er naturlige og menneskeskabte kilder til at trænge ind i jordens atmosfære . Under naturlige forhold, på Jordens overflade, dannes CO under den ufuldstændige anaerobe nedbrydning af organiske forbindelser og ved forbrænding af biomasse, hovedsageligt under skov- og steppebrande. Kulilte (II) dannes i jorden både biologisk (udskilles af levende organismer) og ikke-biologisk. Frigivelsen af carbonmonoxid (II) på grund af phenolforbindelser, der er almindelige i jord, der indeholder OCH 3- eller OH-grupper i ortho- eller para-positioner i forhold til den første hydroxylgruppe, er blevet eksperimentelt bevist.

Den overordnede balance mellem ikke-biologisk CO-produktion og dens oxidation af mikroorganismer afhænger af specifikke miljøforhold, primært fugtighed og pH-værdi . For eksempel frigives kulilte(II) fra tørre jorde direkte til atmosfæren, hvilket skaber lokale maksima i koncentrationen af denne gas.

I atmosfæren er CO et produkt af kædereaktioner, der involverer metan og andre kulbrinter (primært isopren).

Den vigtigste menneskeskabte kilde til CO i øjeblikket er udstødningsgasserne fra forbrændingsmotorer . Kulilte produceres ved forbrænding af kulbrintebrændstoffer i forbrændingsmotorer ved utilstrækkelige temperaturer eller et dårligt afstemt lufttilførselssystem (der tilføres utilstrækkelig ilt til at oxidere CO til CO 2 ). Tidligere kom en betydelig del af menneskeskabte CO-emissioner til atmosfæren fra belysningsgas, der blev brugt til indendørs belysning i det 19. århundrede . I sammensætning svarede den omtrent til vandgas , det vil sige, at den indeholdt op til 45% kulilte (II). I den offentlige sektor bruges det ikke på grund af tilstedeværelsen af en meget billigere og mere energieffektiv analog - naturgas .

Indtaget af CO fra naturlige og menneskeskabte kilder er omtrent det samme.

Kulilte (II) i atmosfæren er i en hurtig cyklus: den gennemsnitlige opholdstid er omkring 35 dage . Hovedkanalen for CO-tab er oxidation med hydroxyl til kuldioxid.

Carbon(II)monoxid i det ydre rum

Kulilte(II) er det næstmest udbredte (efter H 2 ) molekyle i det interstellare medium [16] . Denne gas spiller en vigtig rolle i udviklingen af molekylære gasskyer , hvor aktiv stjernedannelse finder sted . Som andre molekyler udstråler CO en række infrarøde linjer, der opstår under overgange mellem molekylets rotationsniveauer; disse niveauer er allerede ophidsede ved temperaturer på flere snesevis af kelvin. Koncentrationen af CO i det interstellare medium er lav nok til, at (i modsætning til det meget mere almindelige H 2 molekyle ) stråling i molekylære rotationslinjer ikke oplever stærk selvabsorption i skyen. Som et resultat slipper energi næsten uhindret fra skyen, som afkøles og trækker sig sammen, hvilket udløser mekanismen for stjernedannelse . I de tætteste skyer, hvor selvoptagelsen i CO-linjerne er betydelig, bliver energitabet i linjerne af den sjældne isotopanalog af 13 CO mærkbart (den relative isotopiske forekomst af 13 C er ca. 1%). På grund af sin stærkere stråling end atomart brint bruges kulstof(II)oxid til at søge efter sådanne gasophobninger. I februar 2012 kompilerede astronomer, der brugte det europæiske Planck-rumteleskop , det mest komplette kort over dets fordeling over himmelsfæren [17] .

Se også

Noter

↑ GOST 12.1.005-76 "Luft af arbejdsområdet. Generelle sanitære og hygiejniske krav”.
↑ Kulilte
↑ 1 2 3 http://www.cdc.gov/niosh/npg/npgd0105.html
↑ 1 2 3 4 Kulilte // Russisk encyklopædi om arbejdsbeskyttelse: I 3 bind. - 2. udg., revideret. og yderligere — M.: Publishing House of NTs ENAS, 2007.
↑ Baratov A.N. Brand- og eksplosionsfare for stoffer og materialer og midler til at slukke dem: Opslagsbog: i 2 bøger. - M . : Kemi, 1990. - T. Bog 2. - S. 384.
↑ Roshchin A. V., Tomilin V. V., Sternberg E. Ya. Carbonmonoxide // Big Medical Encyclopedia : i 30 bind / kap. udg. B.V. Petrovsky . - 3. udg. - Moscow: Soviet Encyclopedia , 1981. - T. 17. Nylanders test - Osteopati . — 512 s. — 150.800 eksemplarer.
↑ 1 2 3 4 Paramedicinerhåndbog. Ed. A. N. Shabanova. - M .: "Medicin", 1984.
↑ Forskere jager efter kulilteforgiftningsmodgift , Associated Press ( 9. december 2016). Hentet 29. september 2018. "vi har ikke modgift mod kulilteforgiftning, og det er den mest almindelige forgiftning".
↑ 1 2 Wu, L; Wang, R. Kulilte: Endogen produktion, fysiologiske funktioner og farmakologiske anvendelser // Pharmacol Rev. : journal. - 2005. - December ( bind 57 , nr. 4 ). - S. 585-630 . - doi : 10.1124/pr.57.4.3 . — PMID 16382109 .
↑ Verma, A; Hirsch, D.; Glatt, C.; Ronnett, G.; Snyder, S. Carbonmonoxide: A putative neural messenger // Videnskab . - 1993. - Bd. 259 , nr. 5093 . - s. 381-384 . - doi : 10.1126/science.7678352 . — . — PMID 7678352 .
↑ 12 Kolata , Gina . Kulmonoxidgas bruges af hjerneceller som en neurotransmitter (26. januar 1993). Hentet 2. maj 2010.
↑ Li, L; Hsu, A; Moore, PK Handlinger og interaktioner af nitrogenoxid, kulilte og svovlbrinte i det kardiovaskulære system og ved betændelse - en fortælling om tre gasser! (engelsk) // Farmakologi og terapi : tidsskrift. - 2009. - Bd. 123 , nr. 3 . - S. 386-400 . - doi : 10.1016/j.pharmthera.2009.05.005 . — PMID 19486912 .
↑ Johnson, Carolyn Y. . Giftgas kan have en medicinsk fordel (16. oktober 2009). Hentet 16. oktober 2009.
↑ Olas, Beata. Kulilte er ikke altid en giftgas for menneskelige organismer: Fysiologiske og farmakologiske egenskaber ved CO (engelsk) // Kemisk-biologiske interaktioner : journal. - 2014. - 25. april ( bd. 222 , nr. 5. oktober 2014 ). - S. 37-43 . - doi : 10.1016/j.cbi.2014.08.005 .
↑ Rosemary H. Waring, Glyn B. Steventon, Steve C. Mitchell. Dødsmolekyler (neopr.) . - Imperial College Press, 2007. - S. 38. - ISBN 1-86094-814-6 .
↑ 1 2 Combes, Francoise. Fordeling af CO i Mælkevejen // Annual Review of Astronomy & Astrophysics : journal. - 1991. - Bd. 29 . — S. 195 . - doi : 10.1146/annurev.aa.29.090191.001211 . - .
↑ Planck kortlægger kulilte i galaksen .

Litteratur

Akhmetov N. S. Generel og uorganisk kemi. 5. udg., rev. - M .: "Højskole", 2003. - ISBN 5-06-003363-5 .
Nekrasov BV Fundamentals of General Chemistry. T. I, red. 3., rev. og yderligere - M .: "Kemi", 1973. - Ss. 495-497, 511-513.
W. Schroeter, K.-H. Lautenschläger, H. Bibrak et al. Kemi: Ref. Om. Med. med ham. 2. udg., stereotype. - M .: "Kemi", 2000. - ISBN 5-7245-0360-3 .
Baratov A. N. Brand- og eksplosionsfare for stoffer og materialer og midler til at slukke dem: Referenceudgave: i 2 bøger. Bog 2. - M .: Kemi, 1990. - 384 s.

Links

Internationalt kemikaliesikkerhedsdatablad for kulmonoxid (ICSC 0023, april 2007 )

Ordbøger og encyklopædier

I bibliografiske kataloger
BNF : 119582607 GND : 4164521-2 J9U : 987007283485505171 LCCN : sh85020121 LNB : 000260240 NDL : 00564272 NKC : ph123880

Oxider af kulstof
Almindelige oxider	CO2 _ CO
Eksotiske oxider	C2O2 _ _ _ C2O3 _ _ _ C2O4 _ _ _ C3O2 _ _ _ C4O2 _ _ _ C4O6 _ _ _ C5O2 _ _ _ C2O _ _ CO3 _ CO4 _ C12O9 _ _ _ C12O12 _ _ _
Polymerer	grafitoxid C3O2 _ _ _ CO CO2 _
Derivater af carbonoxider	Metalcarbonyler Kulsyre Bikarbonater Karbonater Dicarbonater Tricarbonater

oxider
H2O _ _
Li 2 O LiCoO 2 Li 3 PaO 4 Li 5 PuO 6 Ba 2 LiNpO 6 LiAlO 2 Li 3 NpO 4 Li 2 NpO 4 Li 5 NpO 6 LiNbO 3	BeO											B2O3 _ _ _	C 3 O 2 C 12 O 9 CO C 12 O 12 C 4 O 6 CO 2	N 2 O NO N 2 O 3 N 4 O 6 NO 2 N 2 O 4 N 2 O 5	O	F
Na 2 O NaPaO 3 NaAlO 2 Na 2 PtO 3	MgO											AlO Al 2 O 3 NaAlO 2 LiAlO 2 AlO(OH)	SiO SiO 2	P 4 O P 4 O 2 P 2 O 3 P 4 O 8 P 2 O 5	S 2 O SO SO 2 SO 3	Cl 2 O ClO 2 Cl 2 O 6 Cl 2 O 7
K 2 O K 2 PtO 3 KPaO 3	CaO Ca 3 OSiO 4 CaTiO 3	Sc2O3 _ _ _	TiO Ti 2 O 3 TiO 2 TiOSO 4 CaTiO 3 BaTiO 3	VO V 2 O 3 V 3 O 5 VO 2 V 2 O 5	FeCr 2 O 4 CrO Cr 2 O 3 CrO 2 CrO 3 MgCr 2 O 4	MnO Mn 3 O 4 Mn 2 O 3 MnO(OH) Mn 5 O 8 MnO 2 MnO 3 Mn 2 O 7	FeCr 2 O 4 FeO Fe 3 O 4 Fe 2 O 3	CoFe 2 O 4 CoO Co 3 O 4 CoO(OH) Co 2 O 3 CoO 2	NiO NiFe 2 O 4 Ni 3 O 4 NiO(OH) Ni 2 O 3	Cu 2 O CuO CuFe 2 O 4 Cu 2 O 3 CuO 2	ZnO	Ga 2 O Ga 2 O 3	GeO GeO 2	As 2 O 3 As 2 O 4 As 2 O 5	SeOCl 2 SeOBr 2 SeO 2 Se 2 O 5 SeO 3	Br 2 O Br 2 O 3 BrO 2
Rb 2 O RbPaO 3 Rb 4 O 6	SrO	Y 2 O 3 YOF YOCl	ZrO(OH) 2 ZrO 2 ZrOS Zr 2 O 3 Cl 2	NbO Nb 2 O 3 NbO 2 Nb 2 O 5 Nb 2 O 3 (SO 4 ) 2 LiNbO 3	Mo 2 O 3 Mo 4 O 11 MoO 2 Mo 2 O 5 MoO 3	TcO 2 Tc 2 O 7	Ru 2 O 3 RuO 2 Ru 2 O 5 RuO 4	RhO Rh 2 O 3 RhO 2	PdO Pd 2 O 3 PdO 2	Ag2O Ag2O2 _ _ _ _ _	Cd2O CdO _ _	I 2 O InO I 2 O 3	SnO SnO 2	Sb 2 O 3 Sb 2 O 4 Hg 2 Sb 2 O 7 Sb 2 O 5	TeO 2 TeO 3	I 2 O 4 I 4 O 9 I 2 O 5
Cs 2 O Cs 2 ReCl 5 O	BaO BaPaO 3 BaTiO 3 BaPtO 3		HfO (OH ) 2HfO2	Ta 2 O TaO TaO 2 Ta 2 O 5	WO 2 Br 2 WO 2 WO 2 Cl 2 WOBr 4 WOF 4 WOCl 4 WO 3	Re 2 O ReO Re 2 O 3 ReO 2 Re 2 O 5 ReO 3 Re 2 O 7	OsO Os 2 O 3 OsO 2 OsO 4	Ir2O3 IrO2 _ _ _ _	PtO Pt 3 O 4 Pt 2 O 3 PtO 2 K 2 PtO 3 Na 2 PtO 3 PtO 3	Au 2 O AuO Au 2 O 3	Hg 2 O HgO (Hg 3 O 2 )SO 4 Hg 2 O (CN) 2 Hg 2 Sb 2 O 7 Hg 3 O 2 Cl 2 Hg 5 O 4 Cl 2	Tl 2 O Tl 2 O 3	Pb 2 O PbO Pb 3 O 4 Pb 2 O 3 PbO 2	BiO Bi 2 O 3 Bi 2 O 4 Bi 2 O 5	PoO PoO 2 PoO 3	På
Fr	Ra		RF	Db	Sg	bh	hs	Mt	Ds	Rg	Cn	Nh	fl	Mc	Lv	Ts
		↓
		La 2 O 2 S La 2 O 3	Ce 2 O 3 CeO 2	PrO Pr 2 O 2 S Pr 2 O 3 Pr 6 O 11 PrO 2	NdO Nd2O2S Nd2O3NdHO _ _ _ _ _ _ _ _	Pm 2 O 3	SmO Sm 2 O 3	EuO Eu 3 O 4 Eu 2 O 3 EuO(OH) Eu 2 O 2 S	Gd 2 O 3	Tb	Dy2O3 _ _ _	Ho 2 O 3 Ho 2 O 2 S	Er2O3 _ _ _	Tm2O3 _ _ _	YbO Yb 2 O 3	Lu 2 O 2 S Lu 2 O 3 LuO(OH)
		Ac2O3 _ _ _	UO 2 UO 3 U 3 O 8	PaO PaO 2 Pa 2 O 5 PaOS	THO 2	NpO NpO 2 Np 2 O 5 Np 3 O 8 NpO 3	PuO Pu 2 O 3 PuO 2 PuO 3 PuO 2 F 2	AmO 2	Cm2O3 CmO2 _ _ _ _	Bk 2 O 3	Jf . 2 O 3	Es	fm	md	ingen	lr

Carbonmonoxid

Strukturen af ​​molekylet

Egenskaber

Fysiologisk virkning

Toksicitet

Endogent kulilte

Opdagelseshistorie

Henter

Industriel måde

Laboratoriemetode

Definition af carbonmonoxid(II)

Ansøgning

Kulilte(II) i jordens atmosfære

Carbon(II)monoxid i det ydre rum

Se også

Noter

Litteratur

Links

Strukturen af molekylet