Чадний газ.

Фізичні властивості.

Монооксид вуглецю уявляє собою безбарвний і не має запаху газ, малорозчинний у воді.

t пл. 205 ° С,

t кип. 191 ° С

критична температура = 140 ° С

критичне тиск = 35 атм.

розчинність СО у воді близько 1:40 за обсягом.

Хімічні властивості.

При звичайних умовах CO інертний; при нагріванні - відновник; несолеобразующій оксид.

1) з киснем

2C 2 O + O2 = 2C +4 O2

2) з оксидами металів

C 2 O + CuO = Сu + C +4 O2

3) з хлором (на світла)

CO + Cl2 - hn-> COCl2 (фосген)

4) реагує з розплавами лугів (під тиском)

CO + NaOH = HCOONa (муравьінокіслий натрій (Форміат натрію))

5) з перехідними металами утворює Карбоніли

Ni + 4CO = t ° = Ni (CO) 4

Fe + 5CO = t ° = Fe (CO) 5

Монооксид вуглецю хімічно не взаємодіє з водою. Не реагує СО також з лугами і кислотами. Він надзвичайно отруйний.

З хімічної боку монооксид вуглецю характеризується головним чином схильністю до реакцій приєднання і своїми відновлювальні властивості. Однак обидві ці тенденції зазвичай виявляються лише при підвищених температурах. У цих умовах СО з'єднується з киснем, хлором, сіркою, деякими металами і т. д. Разом з тим оксид вуглецю при нагріванні відновлює до металів багато оксиди, що дуже важливо для металургії. Поряд з нагріванням підвищення хімічної активності СВ часто викликається його розчиненням. Так, у розчині він здатний відновлювати солі Au, Pt та деяких інших елементів до вільних металів вже при звичайних температурах.

При підвищених температурах і високих тисках має місце взаємодія СО з водою і їдкими лугами: у першому випадку утворюється НСООН, а в другому - муравьінокіслий натрій. Остання реакція протікає при 120 ° С, тиск 5 атм і знаходить технічне використання.

Легко йде в розчині відновлення хлористого паладію за сумарною схемою:

PdCl2 + H2O + CO = CO2 + 2 HCl + Pd

є найбільш часто застосовується реакцією відкриття монооксиду вуглецю в суміші газів. Вже дуже невеликі кількості СО легко виявляються по легкому фарбуванню розчину внаслідок виділення дрібно роздробленого металевого паладію. Кількісне визначення СО грунтується на реакції:

5 З + I2O5 = 5 CO2 + I2.

Окислення СВ в розчині часто йде з помітною швидкістю лише в присутності каталізатора. При підборі останнього основну роль відіграє природа окислювача. Так, KMnO4 швидше за все окисляє СВ в присутності мелкораздробленного срібла, K2Cr2O7 - У присутності солей ртуті, КСlO3 - у присутності OsO4. Загалом, за своїми відновних властивостей СО схожий на молекулярний водень, причому активність його при звичайних умовах вище, ніж у останнього. Цікаво, що існують бактерії, здатні за рахунок окислення СО отримувати необхідну їм для життя енергію.

Порівняльну активність СО і Н2 як відновників можна оцінити шляхом вивчення зворотної реакції:

Н2О + СО = СО2 + Н2 + 42 кДж,

рівноважний стан якої при високих температурах встановлюється досить швидко (особливо у присутності Fe2O3). При 830 ° С в рівноважної суміші знаходяться рівні кількості СО і Н2, тобто спорідненість обох газів до кисню однаково. Нижче 830 ° С більш сильним відновлювачем є СВ, вище - Н2.

Зв'язування одного з продуктів розглянутої вище реакції відповідно до закону дії мас зміщує її рівновагу. Тому, пропускаючи суміш монооксиду вуглецю і водяної пари над оксидом кальцію, можна одержати водень за схемою:

Н2О + СО + СаО = СаСО3 + Н2 + 217 кДж.

Реакція ця йде вже при 500 ° С.

На повітрі СО загоряється близько 700 ° С і згорає синім полум'ям до СО2:

2 СО + О2 = 2 СО2 + 564 кДж.

Супроводжуюча цю реакцію значне виділення тепла робить монооксид вуглецю цінних газоподібним паливом. Однак найбільш широке застосування він знаходить як вихідний продукт для синтезу різних органічних речовин.

Згоряння товстих шарів вугілля у печах йде в три стадії:

1) С + О2 = СО2; 2) СО2 + С = 2 З; 3) 2 СО + О2 = 2 СО2.

При передчасне закриття труби в печі створюється недолік кисню, що може викликати поширення СО з опалювального приміщення і привести до отруєнь (чад). Слід зазначити, що запах "чадного газу" обумовлений не СВ, а домішками деяких органічних речовин.

Полум'я СВ може мати температуру до 2100 ° С. Реакція горіння СО цікава тим, що при нагріванні до 700-1000 ° С вона йде з помітною швидкістю лише в присутності слідів водяної пари або інших містять водень газів (NH3, H2S і т. п.). Обумовлено це ланцюговим характером розглянутій реакції, що протікає за допомогою проміжного освіти радикалів ОН за схемами:

Н + О2 = НО + О, потім О + СО = СО2, АЛЕ + СО = СО2 + Н і т. д.

При дуже високих температурах реакція горіння СО стає помітно оборотної. Вміст СО2 в рівноважної суміші (під тиском 1 атм) вище 4000 ° С може бути лише мізерно малим. Сама молекула СО настільки термічно стійка, що не розкладається навіть при 6000 ° С. Молекули СО були виявлені в міжзоряного середовища. При дії СО на металевий К при 80 ° С утворюється безбарвне кристалічна дуже вибухова підключення складу К6С6О6. Речовина це з відщеплення калію легко переходить на оксид вуглецю С6О6 ( "тріхінон"), який можна розглядати як продукт полімеризації СВ. Будова його відповідає шестичленних циклу, утвореної атомами вуглецю, кожен з яких з'єднаний подвійним зв'язком з атомами кисню.

Взаємодія СО із сіркою з реакції:

З + S = COS + 29 кДж

швидко йде лише при високих температурах. Утворюється тіооксід вуглецю (О = С = S) являє собою безбарвний і не має запаху газ (т. пл. -139, т. кип. -50 ° С). Монооксид вуглецю (II) здатний безпосередньо з'єднуватися з деякими металами. В результаті утворюються Карбоніли металів [Fe (CO) 5, Ni (CO) 4, Mo (CO) 6 и др.], які слід розглядати як комплексні сполуки.

Оксид вуглецю (II) утворює комплексні з'єднання також з деякими солями. Одні з них (OsCl2 · 3CO, PtCl2 · CO і т. д.) стійкі тільки в розчині. З утворенням останнього речовини пов'язано поглинання оксиду вуглецю (II) розчином СuСl у міцній НСl. Подібні ж з'єднання утворяться, мабуть, і в аміачному розчині CuCl, часто застосовується для поглинання СО при аналізі газів.

Отримання.

Монооксид вуглецю утворюється при згорянні вуглецю в нестачі кисню. Найчастіше він виходить в результаті взаємодії вуглекислого газу з розпеченим вугіллям:

СО2 + С + 171 кДж = 2 СВ.

Реакція ця оборотна, причому рівновагу її нижче 400 ° С практично без остачі зміщений вліво, а вище 1000 ° С - вправо (мал. 7). Однак з помітною швидкістю воно встановлюється лише при високих температурах. Тому в звичайних умовах СО досить стійкий.

Рис. 7. Рівновага СО2 + С = 2 СВ.

Освіта СО з елементів йде по наступному рівнянню:

2 С + О2 = 2 СО + 222 кДж.

Невеликі кількості СО зручно отримувати розкладанням мурашиної кислоти: НСООН = Н2О + СО

Реакція ця легко протікає при взаємодії НСООН з гарячою міцною сірчаною кислотою. Практично це отримання здійснюють або дією конц. сірчаної кислоти на рідку НСООН (при нагріванні), або пропусканням парів останньої над геміпентаоксідом фосфору. Взаємодія НСООН з хлорсульфоновой кислотою за схемою:

НСООН + СISO3H = H2SO4 + HCI + CO

йде вже при звичайних температурах.

Зручним методом лабораторного отримання СО можуть служити нагрівання з конц. сірчаною кислотою щавлевої кислоти або железосінеродістого калію. У першому випадку реакція протікає за схемою: Н2С2О4 = СО + СО2 + Н2О.

Поряд з СО виділяється і вуглекислий газ, який може бути затриманий пропусканням газової суміші крізь розчин гідроксиду барію. У другому випадку єдиним газоподібним продуктом є оксид вуглецю:

К4 [Fe (CN) 6] + 6 H2SO4 + 6 H2O = 2 K2SO4 + FeSO4 + 3 (NH4) 2SO4 + 6 CO.

Великі кількості СО можуть бути отримані шляхом неповного спалювання кам'яного вугілля в спеціальних печах - газогенераторах. Звичайний ( "повітряний") генераторний газ містить в середньому (об'емн.%): СО-25, N2-70, СО2-4 і невеликі домішки інших газів. При спалюванні він дає 3300-4200 кДж на м3. Заміна звичайного повітря на кисень веде до значного підвищення вмісту СО (і збільшенню теплотворної здатності газу).

Ще більше СО містить водяний газ, що складається (в ідеальній випадку) із суміші рівних обсягів СО і Н2 і дає при згорянні 11700 кДж/м3. Газ цей отримують продувкою водяної пари крізь шар розжареного вугілля, причому близько 1000 ° С має місце взаємодія по рівнянню:

Н2О + С + 130 кДж = СО + Н2.

Реакція освіти водяного газу йде з поглинанням тепла, вугілля поступово охолоджується і для підтримки його в розпеченому стані доводиться пропускання водяної пари чергувати з пропусканням в газогенератор повітря (або кисню). У зв'язку з цим водяний газ містить приблизно СО-44, Н2-45, СО2-5 і N2-6%. Він широко використовується для синтезів різних органічних сполук.

Часто отримують змішаний газ. Процес його отримання зводиться до одночасного продування крізь шар розжареного вугілля повітря і пари води, тобто комбінування обох описаних вище методів-Тому складу змішаного газу є проміжним між генераторним і водяним. У середньому він містить: СО-30, Н2-15, СО2-5 і N2-50%. Кубічний метр його дає при спалюванні близько 5400 кДж.

Застосування.

Водяний і змішаний гази (в них міститься CO) використовуються як паливо і вихідної сировини хімічної промисловості. Вони важливі, наприклад, як один з джерел одержання азотно-водневої суміші для синтезу аміаку. При пропущенні їх спільно з водяною парою над нагрітим до 500 ° С каталізатором (головним чином Fe2O3) відбувається взаємодія по зворотної реакції:

Н2О + СО = СО2 + Н2 + 42 кДж,

рівновагу якої сильно зміщений вправо.

утворився вуглекислий газ потім видаляють промиванням водою (під тиском), а залишок СО -- аміачним розчином солей міді. У результаті залишаються майже чистий азот і водень . Відповідно регулюючи відносні кількості генераторного і водяного газів, можна отримувати N2 і Н2 у потрібному об'ємному співвідношенні. Перед подачею в колону синтезу газову суміш піддають сушінню і очищення від отруйних каталізатор домішок.

Молекула CO2

Молекула СО характеризується d (СО) = 113 пм, енергія її дисоціації 1070 кДж/моль, що більше, ніж у інших двоатомних молекул. Розглянемо електронна будова СВ, де атоми зв'язані між собою подвійний ковалентного зв'язком і однієї донорно-акцепторній, причому кисень є донором, а вуглець акцептором.

Вплив на організм.

Чадний газ дуже отруйний. Першими ознаками гострого отруєння СО є головний біль і запаморочення, надалі наступає втрата свідомості. Гранично допустима концентрація СО у повітрі промислових підприємств вважається 0,02 мг/л. Основним протиотрутою при отруєнні СО служить свіже повітря. Корисно також короткочасне вдихання парів нашатирного спирту.

Надзвичайна отруйність СВ, відсутність у нього кольору і запаху, а також дуже слабку поглинання його активованим вугіллям звичайного протигаза роблять цей газ особливо небезпечним. Питання захисту від нього був дозволений виготовленням спеціальних протигазів, коробка яких заповнювалася сумішшю різних оксидів (в основному MnO2 і CuO). Дія цієї суміші ( "гопкаліта") зводиться до каталітичного прискоренню реакції окислення СО до СО2 киснем повітря. На практиці гопкалітовие протигази дуже незручні, тому що примушують дихати нагрітим (в результаті реакції окислення) повітрям.

Знаходження в природі.

Монооксид вуглецю входить до складу атмосфери (10-5 об'ємно.%). У середньому 0,5% СО містить тютюновий дим і 3% - вихлопні гази двигунів внутрішнього згорання.

Список літератури

Для підготовки даної роботи були використані матеріали з сайту http://schoolchemistry.by.ru/