Угарный газ реферат химия

метки: Угарный, Реакция, Монооксид, Соединение, Молекула, Температура, Палладий, Способ

) — бесцветный ядовитый газ без вкуса и запаха. Химическая формула — CO. Концентрация угарного газа в воздухе 12,5—74 % не взрывоопасна.

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

1. Строение молекулы

Молекула CO имеет тройную связь, как и молекула азота N ₂ . 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 σ² _O σ²_z π⁴ _{x, y} σ²_C . Тройная связь образована σ —связью, образованной за счёт σ_z электронной пары, а электроны дважды вырожденного уровня π_{x, y} соответствуют двум σ —связям. Электроны на несвязывающих σ_C —орбитали и σ_O —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 (d _C≡O =0,1128 нм или 1,13Å).

Молекула слабо поляризована, электрический момент её диполя μ = 0,04×10 ⁻²⁹ Кл·м (направление дипольного момента O⁻ →C⁺ ).

Ионизационный потенциал 14,0 в, силовая константа связи k = 18,6.

2. Свойства

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

Свойства монооксида углерода

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 C p	29,11 Дж/моль·K (г) (при 298 К)
Энтальпия плавления ΔH пл	0,838 кДж/моль
Энтальпия кипения ΔH кип	6,04 кДж/моль
Критическая температура t крит	−140,23 °C
Критическое давление P крит	3,499 МПа
Критическая плотность ρ крит	0,301 г/см³

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 + CO ₂ ↑. 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, KMnO ₄ быстрее всего окисляет СО в присутствии мелкораздробленного серебра, K₂ Cr₂ O₇ — 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:

H ₂ O + CO ↔ CO₂ + H₂ + 42 кДж

до 830 °C 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 /₂ O₂ → CO₂ 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.)

Благодаря такой хорошей теплотворной способности, CO является компонентом разных технических газовых смесей (см., например генераторный газ), используемых, в том числе, для отопления.

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

CO + Cl ₂ → 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 COF ₂ (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 F ₂ , кроме карбонилфторида можно получить перекисное соединение (FCO)₂ O₂ . 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) ₂ O₂ + 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 SO ₂ :

SO ₂ + 2CO → 2CO₂ + S

C переходными металлами образует очень летучие, горючие и ядовитые соединения — Карбонилы, такие как Cr(CO) ₆ , Ni(CO)₄ , Mn₂ CO₁₀ , 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 ThO ₂ ) по уравнению:

CO + NH ₃ → H₂ O + HCN

3. Физиологическое действие, токсичность

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).

ПДК _р.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 %.

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, сердцебиение, мерцание перед глазами, покраснение лица, общая слабость, тошнота, иногда рвота; в тяжёлых случаях судороги, потеря сознания, кома ^[1] .

Токсическое действие монооксида углерода основано на том, что он связывается с гемоглобином крови прочнее и в 200—300 раз быстрее ^[1] , чем кислород (при этом образуется карбоксигемоглобин), таким образом, блокируя процессы транспортировки кислорода и клеточного дыхания. Концентрация в воздухе более 0,1 % приводит к смерти в течение одного часа^[1] .

Опытами на молодых крысах выяснено, что 0,02 % (возможно — 0,02 г/м³, то есть ПДК?) 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).

4. Помощь при отравлении монооксидом углерода^[1]

Соединение окиси углерода с гемоглобином обратимо.

• Пострадавшего следует вынести на свежий воздух. При отравлении лёгкой степени достаточно гипервентиляции лёгких кислородом.
• Искусственная вентиляция лёгких.
• Лобелин или кофеин под кожу.
• Карбоксилаза внутривенно.
• Ацизол внутримышечно.

5. 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 CO ₂ при нормальных температурах. Недостатком использования гопкалита является то, что при его применении приходится вдыхать нагретый в результате реакции воздух.

Обычный способ защиты — использование изолирующего дыхательного аппарата.

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. Монооксид 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.

7. Получение

7.1. Промышленный способ

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

2C + O ₂ → 2CO↑ (тепловой эффект этой реакции 220 кДж),

2. или при восстановлении диоксида углерода раскалённым углём:

CO ₂ + 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.

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).

7.2. Лабораторный способ

1. Разложение жидкой муравьиной кислоты под действием горячей концентрированной серной кислоты, либо пропуская муравьиную кислоту над оксидом фосфора P₂ O₅ . Схема реакции:

HCOOH → (t, H₂ SO₄ ) H₂ O + CO↑

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

HCOOH + ClSO ₃ H → H₂ SO₄ + HCl + CO↑.

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

H ₂ C₂ O₄ →(t, H₂ SO₄ ) CO↑ + CO₂ ↑ + H₂ O.

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:

K ₄ [Fe(CN)₆ ] + 6H₂ SO₄ + 6H₂ O →(t) 2K₂ SO₄ + FeSO₄ + 3(NH₄ )₂ SO₄ + 6CO↑.

8. 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:

PdCl ₂ + H₂ O + 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 + I ₂ O₅ → 5CO₂ + I₂

9. 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.

• Инсульт (ОНМК) — новые методы лечения.

• Угарный газ от выхлопа двигателей применялся нацистами в годы Второй мировой войны для массового умерщвления людей путём отравления.
  • Газовая камера
  • Газенваген

10. Монооксид углерода в атмосфере Земли

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 OCH ₃ 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 CO ₂ ).

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. Основной канал потери CO — окисление гидроксилом до диоксида углерода.

Литература

[Электронный ресурс]//URL: https://inzhpro.ru/referat/ugarnyiy-gazhimiya/

• 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.)

Данный реферат составлен на основе .