- UN-Gefahrenklasse 2.3
- UN-Sekundärgefahr 2.1
Die Struktur des Moleküls
Das CO-Molekül hat wie das isoelektronische Stickstoffmolekül eine Dreifachbindung. Da diese Moleküle eine ähnliche Struktur haben, sind auch ihre Eigenschaften ähnlich - sehr niedrige Schmelz- und Siedepunkte, nahe Werte der Standardentropien usw.
Im Rahmen der Methode der Valenzbindungen kann die Struktur des CO-Moleküls durch die Formel beschrieben werden: C≡O:, und die dritte Bindung wird nach dem Donor-Akzeptor-Mechanismus gebildet, wobei Kohlenstoff ein Elektronenpaar-Akzeptor ist, und Sauerstoff ist ein Spender.
Aufgrund des Vorhandenseins einer Dreifachbindung ist das CO-Molekül sehr stark (die Dissoziationsenergie beträgt 1069 kJ / mol oder 256 kcal / mol, was mehr ist als die aller anderen zweiatomigen Moleküle) und hat einen kleinen Kernabstand (d C≡O = 0,1128 nm oder 1, 13 Å).
Das Molekül ist schwach polarisiert, das elektrische Moment seines Dipols μ = 0,04·10 -29 C·m (Richtung des Dipolmoments O - →C +). Ionisationspotential 14,0 V, Kraftkopplungskonstante k = 18,6.
Entdeckungsgeschichte
Kohlenmonoxid wurde zuerst vom französischen Chemiker Jacques de Lasson durch Erhitzen von Zinkoxid mit Holzkohle hergestellt, wurde aber zunächst mit Wasserstoff verwechselt, weil es mit einer blauen Flamme brannte. Dass dieses Gas Kohlenstoff und Sauerstoff enthält, entdeckte der englische Chemiker William Cruikshank. Kohlenmonoxid außerhalb der Erdatmosphäre wurde erstmals 1949 von dem belgischen Wissenschaftler M. Mizhot (M. Migeotte) durch das Vorhandensein der Hauptschwingungs-Rotationsbande im IR-Spektrum der Sonne entdeckt.
Kohlenmonoxid in der Erdatmosphäre
Es gibt natürliche und anthropogene Eintragsquellen in die Erdatmosphäre. Unter natürlichen Bedingungen entsteht CO auf der Erdoberfläche beim unvollständigen anaeroben Abbau organischer Verbindungen und bei der Verbrennung von Biomasse, hauptsächlich bei Wald- und Steppenbränden. Kohlenmonoxid entsteht im Boden sowohl biologisch (ausgeschieden von lebenden Organismen) als auch nicht-biologisch. Die Freisetzung von Kohlenmonoxid durch in Böden übliche phenolische Verbindungen, die OCH 3 - oder OH-Gruppen in ortho- oder para-Stellung zur ersten Hydroxylgruppe enthalten, wurde experimentell nachgewiesen.
Die Gesamtbilanz der Produktion von nicht-biologischem CO und seiner Oxidation durch Mikroorganismen hängt von spezifischen Umgebungsbedingungen ab, hauptsächlich von der Luftfeuchtigkeit und dem Wert von . Beispielsweise wird Kohlenmonoxid aus trockenen Böden direkt in die Atmosphäre freigesetzt, wodurch lokale Maxima in der Konzentration dieses Gases entstehen.
In der Atmosphäre ist CO das Produkt von Kettenreaktionen, an denen Methan und andere Kohlenwasserstoffe (hauptsächlich Isopren) beteiligt sind.
Die wichtigste anthropogene CO-Quelle sind derzeit die Abgase von Verbrennungsmotoren. Kohlenmonoxid entsteht, wenn Kohlenwasserstoffkraftstoffe in Verbrennungsmotoren bei unzureichenden Temperaturen oder einem schlecht abgestimmten Luftversorgungssystem (es wird nicht genügend Sauerstoff zugeführt, um CO zu CO 2 zu oxidieren) verbrannt werden. In der Vergangenheit stammte ein erheblicher Teil der anthropogenen CO-Emissionen in die Atmosphäre aus Beleuchtungsgas, das im 19. Jahrhundert für die Innenbeleuchtung verwendet wurde. In seiner Zusammensetzung entsprach es ungefähr Wassergas, dh es enthielt bis zu 45% Kohlenmonoxid. Derzeit wird dieses Gas im kommunalen Bereich durch viel weniger giftiges Erdgas ersetzt (niedere Vertreter der homologen Reihe von Alkanen - Propan usw.)
Die Aufnahme von CO aus natürlichen und anthropogenen Quellen ist etwa gleich.
Kohlenmonoxid in der Atmosphäre befindet sich in einem schnellen Kreislauf: Die durchschnittliche Verweildauer beträgt etwa 0,1 Jahre, oxidiert durch Hydroxyl zu Kohlendioxid.
Erhalt
industrieller Weg
2C + O 2 → 2CO (der thermische Effekt dieser Reaktion beträgt 22 kJ),
2. oder beim Reduzieren von Kohlendioxid mit heißer Kohle:
CO 2 + C ↔ 2CO (ΔH=172 kJ, ΔS=176 J/K).
Diese Reaktion tritt häufig in einem Ofenofen auf, wenn die Ofenklappe zu früh geschlossen wird (bis die Kohlen vollständig ausgebrannt sind). Das entstehende Kohlenmonoxid verursacht aufgrund seiner Toxizität physiologische Störungen ("Burnout") und sogar den Tod (siehe unten), daher einer der Trivialnamen - "Kohlenmonoxid". Das Bild der im Ofen ablaufenden Reaktionen ist im Diagramm dargestellt.
Die Kohlendioxidreduktionsreaktion ist reversibel, der Einfluss der Temperatur auf den Gleichgewichtszustand dieser Reaktion ist in der Grafik dargestellt. Der Reaktionsfluss nach rechts liefert den Entropiefaktor und nach links den Enthalpiefaktor. Bei Temperaturen unter 400 °C verschiebt sich das Gleichgewicht fast vollständig nach links, bei Temperaturen über 1000 °C nach rechts (in Richtung CO-Bildung). Bei niedrigen Temperaturen ist die Geschwindigkeit dieser Reaktion sehr langsam, sodass Kohlenmonoxid unter normalen Bedingungen ziemlich stabil ist. Dieses Gleichgewicht hat einen besonderen Namen Boudoir-Balance.
3. Gemische von Kohlenmonoxid mit anderen Stoffen entstehen, indem Luft, Wasserdampf etc. durch eine Schicht aus heißem Koks, Stein- oder Braunkohle etc. geleitet werden (siehe Produzentengas, Wassergas, Mischgas, Synthesegas).
Labormethode
TLV (maximale Schwellenkonzentration, USA): 25 MPC r.z. nach Hygienestandard GN 2.2.5.1313-03 beträgt 20 mg/m³
Schutz vor Kohlenmonoxid
Aufgrund des guten Heizwertes ist CO Bestandteil verschiedener technischer Gasgemische (siehe z. B. Erzeugergas), die unter anderem zum Heizen verwendet werden.
Halogene. Die Reaktion mit Chlor hat die größte praktische Anwendung gefunden:
CO + Cl 2 → COCl 2
Die Reaktion ist exotherm, ihre thermische Wirkung beträgt 113 kJ, in Gegenwart eines Katalysators (Aktivkohle) läuft sie bereits bei Raumtemperatur ab. Als Ergebnis der Reaktion entsteht Phosgen – ein Stoff, der in verschiedenen Bereichen der Chemie (und auch als chemischer Kampfstoff) weite Verbreitung gefunden hat. Durch analoge Reaktionen können COF 2 (Carbonylfluorid) und COBr 2 (Carbonylbromid) erhalten werden. Carbonyliodid wurde nicht erhalten. Die Exothermie der Reaktionen nimmt von F nach I schnell ab (bei Reaktionen mit F 2 beträgt der thermische Effekt 481 kJ, mit Br 2 - 4 kJ). Es ist auch möglich, gemischte Derivate wie COFCl zu erhalten (für Details siehe Halogenderivate der Kohlensäure).
Durch die Reaktion von CO mit F 2 kann neben Carbonylfluorid eine Peroxidverbindung (FCO) 2 O 2 erhalten werden. Seine Eigenschaften: Schmelzpunkt -42°C, Siedepunkt +16°C, hat einen charakteristischen Geruch (ähnlich dem Geruch von Ozon), zersetzt sich bei Erwärmung über 200°C explosionsartig (Reaktionsprodukte CO 2 , O 2 und COF 2), reagiert in saurem Medium mit Kaliumjodid nach der Gleichung:
(FCO) 2 O 2 + 2KI → 2KF + I 2 + 2CO 2
Kohlenmonoxid reagiert mit Chalkogenen. Mit Schwefel bildet es Schwefelkohlenstoff COS, die Reaktion läuft beim Erhitzen nach der Gleichung ab:
CO + S → COS ΔG° 298 = −229 kJ, ΔS° 298 = −134 J/K
Ähnliche Selenoxid-COSe und Telluroxid-COTe wurden ebenfalls erhalten.
Stellt SO 2 wieder her:
SO 2 + 2CO → 2CO 2 + S
Mit Übergangsmetallen bildet es sehr flüchtige, brennbare und toxische Verbindungen - Carbonyle wie Cr (CO) 6, Ni (CO) 4, Mn 2 CO 10, Co 2 (CO) 9 usw.
Wie oben erwähnt, ist Kohlenmonoxid leicht wasserlöslich, reagiert aber nicht damit. Es reagiert auch nicht mit Lösungen von Laugen und Säuren. Es reagiert jedoch mit Alkalischmelzen:
CO + KOH → HCOOK
Eine interessante Reaktion ist die Reaktion von Kohlenmonoxid mit metallischem Kalium in einer Ammoniaklösung. Dabei entsteht die explosive Verbindung Kaliumdioxodicarbonat:
2K + 2CO → K + O - -C 2 -O - K +
Durch die Reaktion mit Ammoniak bei hohen Temperaturen kann man eine wichtige industrielle Verbindung erhalten - Cyanwasserstoff HCN. Die Reaktion verläuft in Gegenwart eines Katalysators (Oxid
Erscheinungsdatum 28.01.2012 12:18
Kohlenmonoxid- Kohlenmonoxid, das allzu oft gehört wird, wenn es um Vergiftungen durch Verbrennungsprodukte, Unfälle in der Industrie oder sogar zu Hause geht. Aufgrund der besonderen toxischen Eigenschaften dieser Verbindung kann ein gewöhnlicher Gas-Warmwasserbereiter für den Haushalt den Tod einer ganzen Familie verursachen. Dafür gibt es Hunderte von Beispielen. Aber warum passiert das? Was ist eigentlich Kohlenmonoxid? Warum ist es gefährlich für den Menschen?
Was ist Kohlenmonoxid, Formel, grundlegende Eigenschaften
Kohlenmonoxid-Formel was sehr einfach ist und die Vereinigung eines Sauerstoffatoms und Kohlenstoffs bezeichnet - CO, - eine der giftigsten gasförmigen Verbindungen. Aber im Gegensatz zu vielen anderen gefährlichen Stoffen, die nur für enge industrielle Zwecke verwendet werden, kann eine chemische Kontamination mit Kohlenmonoxid bei ganz gewöhnlichen chemischen Prozessen auftreten, sogar im Alltag.
Bevor Sie jedoch weitermachen, wie die Synthese dieser Substanz erfolgt, sollten Sie überlegen was ist kohlenmonoxid im Allgemeinen und was sind seine wichtigsten physikalischen Eigenschaften:
- farbloses Gas ohne Geschmack und Geruch;
- extrem niedrige Schmelz- und Siedepunkte: -205 bzw. -191,5 Grad Celsius;
- Dichte 0,00125 g/cm³;
- leicht entzündlich mit hoher Verbrennungstemperatur (bis 2100 Grad Celsius).
Kohlenmonoxidbildung
Im Haushalt oder in der Industrie Kohlenmonoxidbildung tritt normalerweise auf eine von mehreren ziemlich einfachen Arten auf, was leicht das Risiko einer versehentlichen Synthese dieses Stoffes mit einem Risiko für das Personal des Unternehmens oder die Bewohner des Hauses erklärt, in dem die Heizausrüstung versagt hat oder die Sicherheit verletzt wurde. Betrachten Sie die Hauptwege der Bildung von Kohlenmonoxid:
- Verbrennung von Kohlenstoff (Kohle, Koks) oder seinen Verbindungen (Benzin und andere flüssige Brennstoffe) bei Sauerstoffmangel. Wie Sie sich vorstellen können, tritt der Mangel an frischer Luft, der im Hinblick auf das Risiko der Kohlenmonoxidsynthese gefährlich ist, leicht in Verbrennungsmotoren, Haushaltssäulen mit beeinträchtigter Belüftung, Industrie- und konventionellen Öfen auf;
- Wechselwirkung von gewöhnlichem Kohlendioxid mit heißer Kohle. Solche Prozesse finden im Ofen ständig statt und sind vollständig reversibel, aber aufgrund des bereits erwähnten Sauerstoffmangels entsteht bei geschlossener Klappe Kohlenmonoxid in viel größeren Mengen, was für Menschen lebensgefährlich ist.
Warum ist Kohlenmonoxid gefährlich?
In ausreichender Konzentration Kohlenmonoxid Eigenschaften was durch seine hohe chemische Aktivität erklärt wird, ist äußerst gefährlich für das Leben und die Gesundheit des Menschen. Das Wesentliche einer solchen Vergiftung liegt vor allem darin, dass die Moleküle dieser Verbindung sofort Bluthämoglobin binden und es seiner Fähigkeit zum Sauerstofftransport berauben. So reduziert Kohlenmonoxid die Zellatmung mit den schwerwiegendsten Folgen für den Körper.
Beantwortung der Frage " Warum ist Kohlenmonoxid gefährlich?„Es ist erwähnenswert, dass eine Person im Gegensatz zu vielen anderen giftigen Substanzen keinen spezifischen Geruch wahrnimmt, kein Unbehagen verspürt und ihre Anwesenheit in der Luft nicht auf andere Weise ohne spezielle Ausrüstung erkennen kann. Das Opfer ergreift einfach keine Fluchtmaßnahmen, und wenn die Auswirkungen von Kohlenmonoxid (Müdigkeit und Bewusstlosigkeit) sichtbar werden, kann es zu spät sein.
Kohlenmonoxid ist bei Luftkonzentrationen über 0,1 % innerhalb einer Stunde tödlich. Gleichzeitig enthält der Auspuff eines ganz normalen Personenkraftwagens 1,5 bis 3% dieser Substanz. Und das setzt voraus, dass der Motor in Ordnung ist. Dies erklärt leicht die Tatsache, dass Kohlenmonoxidvergiftung tritt oft gerade in Garagen oder in einem mit Schnee versiegelten Auto auf.
Andere besonders gefährliche Fälle, in denen Menschen zu Hause oder am Arbeitsplatz durch Kohlenmonoxid vergiftet wurden, sind ...
- Überschneidung oder Ausfall der Belüftung der Heizsäule;
- Analphabetengebrauch von Holz- oder Kohleöfen;
- bei Bränden in geschlossenen Räumen;
- in der Nähe von stark befahrenen Autobahnen;
- in Industriebetrieben, in denen Kohlenmonoxid aktiv eingesetzt wird.
Kohlenmonoxid (Kohlenmonoxid, Kohlenmonoxid, Kohlenstoff(II)-oxid) ist ein farbloses, extrem giftiges, geschmacks- und geruchloses Gas, leichter als Luft (unter normalen Bedingungen). Die chemische Formel ist CO.
Die Struktur des Moleküls
Aufgrund des Vorhandenseins einer Dreifachbindung ist das CO-Molekül sehr stark (die Dissoziationsenergie beträgt 1069 kJ / mol oder 256 kcal / mol, was mehr ist als die aller anderen zweiatomigen Moleküle) und hat einen kleinen Kernabstand ( d C≡O = 0,1128 nm oder 1,13 Å).
Das Molekül ist schwach polarisiert, sein elektrisches Dipolmoment μ = 0,04⋅10 −29 C m . Zahlreiche Studien haben gezeigt, dass sich die negative Ladung im CO-Molekül auf das Kohlenstoffatom C − ←O + konzentriert (die Richtung des Dipolmoments im Molekül ist entgegengesetzt zu der bisher angenommenen). Ionisationsenergie 14,0 eV, Kraftkopplungskonstante k = 18,6 .
Eigenschaften
Kohlenmonoxid (II) ist ein farb-, geruch- und geschmackloses Gas. brennbar Der sogenannte „Kohlenmonoxidgeruch“ ist eigentlich der Geruch organischer Verunreinigungen.
| Standard-Gibbs-Bildungsenergie Δ G | −137,14 kJ/mol (g) (bei 298 K) |
| Standardentropie der Bildung S | 197,54 J/mol K (g) (bei 298 K) |
| Standardmäßige molare Wärmekapazität Vgl | 29,11 J/mol K (g) (bei 298 K) |
| Schmelzenthalpie Δ H pl | 0,838 kJ/mol |
| Siedeenthalpie Δ H pennen | 6,04 kJ/mol |
| Kritische Temperatur t Kreta | -140,23 °C |
| kritischer Druck P Kreta | 3,499 MPa |
| Kritische Dichte ρ krit | 0,301 g/cm³ |
Die Haupttypen chemischer Reaktionen, an denen Kohlenmonoxid (II) beteiligt ist, sind Additionsreaktionen und Redoxreaktionen, bei denen es reduzierende Eigenschaften aufweist.
Bei Raumtemperatur ist CO inaktiv, seine chemische Aktivität nimmt beim Erhitzen und in Lösungen deutlich zu. So stellt es in Lösungen bereits bei Raumtemperatur Salze und andere Metalle wieder her. Beim Erhitzen reduziert es auch andere Metalle, zum Beispiel CO + CuO → Cu + CO 2. Dies ist in der Pyrometallurgie weit verbreitet. Das Verfahren zum qualitativen Nachweis von CO basiert auf der Reaktion von CO in Lösung mit Palladiumchlorid, siehe unten.
Die Oxidation von CO in Lösung verläuft oft nur in Gegenwart eines Katalysators mit merklicher Geschwindigkeit. Bei der Wahl des letzteren spielt die Art des Oxidationsmittels die Hauptrolle. KMnO 4 oxidiert CO am schnellsten in Gegenwart von fein verteiltem Silber, K 2 Cr 2 O 7 - in Gegenwart von Salzen, KClO 3 - in Gegenwart von OsO 4. Im Allgemeinen ähnelt CO in seinen reduzierenden Eigenschaften molekularem Wasserstoff.
Unter 830 °C ist CO ein stärkeres Reduktionsmittel, höher Wasserstoff. Also das Gleichgewicht der Reaktion
H 2 Ö + C Ö ⇄ C Ö 2 + H 2 (\displaystyle (\mathsf (H_(2)O+CO\rightleftarrows CO_(2)+H_(2))))bis 830 °C nach rechts verschoben, über 830 °C nach links.
Interessanterweise gibt es Bakterien, die in der Lage sind, ihre Lebensenergie durch die Oxidation von CO zu gewinnen.
Kohlenmonoxid (II) verbrennt mit blauer Flamme (Reaktionsstarttemperatur 700 °C) an Luft:
2 CO + O 2 → 2 CO 2 (\displaystyle (\mathsf (2CO+O_(2)\rightarrow 2CO_(2)))) (Δ G° 298 = –257 kJ, Δ S° 298 = –86 J/K).Die Verbrennungstemperatur von CO kann 2100 °C erreichen. Die Verbrennungsreaktion ist eine Kettenreaktion, und die Initiatoren sind kleine Mengen wasserstoffhaltiger Verbindungen (Wasser, Ammoniak, Schwefelwasserstoff usw.)
Aufgrund des guten Heizwertes ist CO Bestandteil verschiedener technischer Gasgemische (siehe z. B. Erzeugergas), die unter anderem zum Heizen verwendet werden. Explosionsfähig bei Mischung mit Luft; untere und obere Konzentrationsgrenze der Flammenausbreitung: von 12,5 bis 74 % (bezogen auf das Volumen) .
Halogene. Die Reaktion mit Chlor hat die größte praktische Anwendung gefunden:
C O + C l 2 → C O C l 2 . (\displaystyle (\mathsf (CO+Cl_(2)\rightarrow COCl_(2))).)Durch Umsetzung von CO mit F 2 kann zusätzlich zu COF 2 Carbonylfluorid eine Peroxidverbindung (FCO) 2 O 2 erhalten werden. Seine Eigenschaften: Schmelzpunkt -42 ° C, Siedepunkt +16 ° C, hat einen charakteristischen Geruch (ähnlich dem Geruch von Ozon), zersetzt sich bei Erwärmung über 200 ° C explosionsartig (Reaktionsprodukte CO 2 , O 2 und COF 2), reagiert in saurem Medium mit Kaliumjodid nach der Gleichung:
(F C O) 2 O 2 + 2 K I → 2 K F + I 2 + 2 C O 2. (\displaystyle (\mathsf ((FCO)_(2)O_(2)+2KI\rightarrow 2KF+I_(2)+2CO_(2).)))Kohlenmonoxid(II) reagiert mit Chalkogenen. Mit Schwefel bildet es Schwefelkohlenstoff COS, die Reaktion läuft beim Erhitzen nach der Gleichung ab:
CO + S → CO S (\displaystyle (\mathsf (CO+S\rightarrow COS))) (Δ G° 298 = –229 kJ, Δ S° 298 = −134 J/K).Ähnliche Kohlenstoffselenoxid-COSe und Kohlenstofftelluroxid-COTe wurden ebenfalls erhalten.
Stellt SO 2 wieder her:
2 C O + S O 2 → 2 C O 2 + S . (\displaystyle (\mathsf (2CO+SO_(2)\rightarrow 2CO_(2)+S.)))Mit Übergangsmetallen bildet es brennbare und giftige Verbindungen - Carbonyle wie,,, usw. Einige von ihnen sind flüchtig.
n C O + M e → [ M e (C O) n ]] (\displaystyle (\mathsf (nCO+Me\rightarrow )))Kohlenmonoxid(II) ist in Wasser leicht löslich, reagiert aber nicht damit. Es reagiert auch nicht mit Lösungen von Laugen und Säuren. Es reagiert jedoch mit Alkalischmelzen zu den entsprechenden Formiaten:
C O + K O H → H C O O K . (\displaystyle (\mathsf (CO+KOH\rightarrow HCOOK.)))Eine interessante Reaktion ist die Reaktion von Kohlenmonoxid (II) mit metallischem Kalium in einer Ammoniaklösung. Dabei entsteht die explosive Verbindung Kaliumdioxodicarbonat:
2 K + 2 CO → K 2 C 2 O 2 . (\displaystyle (\mathsf (2K+2CO\rightarrow K_(2)C_(2)O_(2.))) x CO + y H 2 → (\displaystyle (\mathsf (xCO+yH_(2)\rightarrow ))) Alkohole + lineare Alkane.Dieser Prozess ist die Quelle kritischer Industrieprodukte wie Methanol, synthetischer Dieselkraftstoff, mehrwertige Alkohole, Öle und Schmiermittel.
Physiologische Wirkung
Toxizität
Kohlenmonoxid ist hochgiftig.
Die toxische Wirkung von Kohlenmonoxid (II) beruht auf der Bildung von Carboxyhämoglobin - einem viel stärkeren Carbonylkomplex mit Hämoglobin im Vergleich zum Komplex von Hämoglobin mit Sauerstoff (Oxyhämoglobin). Dadurch werden die Prozesse des Sauerstofftransports und der Zellatmung blockiert. Luftkonzentrationen über 0,1 % führen innerhalb einer Stunde zum Tod.
- Das Opfer sollte an die frische Luft gebracht werden. Bei leichter Vergiftung genügt eine Hyperventilation der Lunge mit Sauerstoff.
- Künstliche Beatmung der Lunge.
- Lobeline oder Koffein unter der Haut.
- Carboxylase intravenös.
Die Weltmedizin kennt keine zuverlässigen Gegenmittel für den Einsatz bei einer Kohlenmonoxidvergiftung.
Schutz vor Kohlenmonoxid (II)
endogenes Kohlenmonoxid
Körpereigenes Kohlenmonoxid wird normalerweise von den Zellen des menschlichen und tierischen Körpers produziert und wirkt als Signalmolekül. Es spielt eine bekannte physiologische Rolle im Körper, insbesondere als Neurotransmitter und induziert eine Vasodilatation. Aufgrund der Rolle des endogenen Kohlenmonoxids im Körper sind seine Stoffwechselstörungen mit verschiedenen Krankheiten verbunden, wie z. B. neurodegenerativen Erkrankungen, Atherosklerose der Blutgefäße, Bluthochdruck, Herzinsuffizienz und verschiedenen Entzündungsprozessen.
Endogenes Kohlenmonoxid wird im Körper aufgrund der oxidierenden Wirkung des Häm-Oxygenase-Enzyms auf Häm gebildet, das ein Produkt der Zerstörung von Hämoglobin und Myoglobin sowie anderen hämhaltigen Proteinen ist. Dieser Prozess verursacht die Bildung einer geringen Menge Carboxyhämoglobin im menschlichen Blut, selbst wenn die Person nicht raucht und nicht atmosphärische Luft (die immer geringe Mengen an exogenem Kohlenmonoxid enthält), sondern reinen Sauerstoff oder ein Gemisch aus Stickstoff und Sauerstoff einatmet.
Nach den ersten Beweisen, die 1993 erschienen, dass endogenes Kohlenmonoxid ein normaler Neurotransmitter im menschlichen Körper ist, sowie eines von drei endogenen Gasen, die normalerweise den Verlauf von Entzündungsreaktionen im Körper modulieren (die anderen beiden sind Stickstoffmonoxid (II) und Schwefelwasserstoff) hat endogenes Kohlenmonoxid als wichtiger biologischer Regulator beträchtliche Aufmerksamkeit von Klinikern und Forschern erhalten. In vielen Geweben wurde gezeigt, dass alle drei der oben genannten Gase entzündungshemmende Mittel und Vasodilatatoren sind und auch Angiogenese induzieren. Allerdings ist nicht alles so einfach und eindeutig. Angiogenese ist nicht immer ein förderlicher Effekt, da sie insbesondere beim Wachstum von bösartigen Tumoren eine Rolle spielt und auch eine der Ursachen für Netzhautschäden bei der Makuladegeneration ist. Insbesondere ist es wichtig zu beachten, dass Rauchen (die Hauptquelle von Kohlenmonoxid im Blut, dessen Konzentration um ein Vielfaches höher ist als die natürliche Produktion) das Risiko einer Makuladegeneration der Netzhaut um das 4-6-fache erhöht.
Es gibt eine Theorie, dass in einigen Synapsen von Nervenzellen, in denen Informationen für lange Zeit gespeichert werden, die empfangende Zelle als Reaktion auf das empfangene Signal endogenes Kohlenmonoxid produziert, das das Signal an die sendende Zelle zurücksendet, die sie informiert ihrer Bereitschaft, in Zukunft Signale von ihr zu empfangen und die Aktivität der Signalgeberzelle zu erhöhen. Einige dieser Nervenzellen enthalten Guanylatzyklase, ein Enzym, das aktiviert wird, wenn es körpereigenem Kohlenmonoxid ausgesetzt wird.
In vielen Labors auf der ganzen Welt wurde die Rolle von endogenem Kohlenmonoxid als entzündungshemmendes Mittel und Zytoprotektor erforscht. Diese Eigenschaften des endogenen Kohlenmonoxids machen die Beeinflussung seines Stoffwechsels zu einem interessanten therapeutischen Angriffspunkt für die Behandlung verschiedener pathologischer Zustände wie z. B. Gewebeschädigung durch Ischämie und anschließende Reperfusion (z. schwere Sepsis, schwere Malaria, Autoimmunerkrankungen. Es wurden auch klinische Studien am Menschen durchgeführt, deren Ergebnisse jedoch noch nicht veröffentlicht wurden.
Zusammenfassend lässt sich das, was seit 2015 über die Rolle des körpereigenen Kohlenmonoxids bekannt ist, wie folgt zusammenfassen:
- Körpereigenes Kohlenmonoxid ist eines der wichtigen körpereigenen Signalmoleküle;
- Endogenes Kohlenmonoxid moduliert ZNS- und kardiovaskuläre Funktionen;
- Endogenes Kohlenmonoxid hemmt die Blutplättchenaggregation und ihre Adhäsion an Gefäßwänden;
- Den Austausch von körpereigenem Kohlenmonoxid zukünftig zu beeinflussen, könnte eine der wichtigen therapeutischen Strategien für eine Reihe von Erkrankungen sein.
Entdeckungsgeschichte
Die Toxizität des bei der Verbrennung von Kohle freigesetzten Rauchs wurde von Aristoteles und Galen beschrieben.
Kohlenmonoxid (II) wurde erstmals von dem französischen Chemiker Jacques de Lasson beim Erhitzen von Zinkoxid mit Kohle gewonnen, aber zunächst mit Wasserstoff verwechselt, da es mit blauer Flamme brannte.
Dass dieses Gas Kohlenstoff und Sauerstoff enthält, entdeckte der englische Chemiker William Kruikshank. Die Toxizität des Gases wurde 1846 von dem französischen Arzt Claude Bernard in Versuchen an Hunden untersucht.
Kohlenmonoxid (II) außerhalb der Erdatmosphäre wurde erstmals 1949 von dem belgischen Wissenschaftler M. Mizhot (M. Migeotte) durch das Vorhandensein der Hauptschwingungs-Rotationsbande im IR-Spektrum der Sonne entdeckt. Kohlenstoff(II)-oxid wurde 1970 im interstellaren Medium entdeckt.
Erhalt
industrieller Weg
- Es entsteht bei der Verbrennung von Kohlenstoff oder darauf basierenden Verbindungen (z. B. Benzin) bei Sauerstoffmangel:
- oder beim Reduzieren von Kohlendioxid mit heißer Kohle:
Diese Reaktion tritt während des Ofenofens auf, wenn die Ofenklappe zu früh geschlossen wird (bis die Kohlen vollständig ausgebrannt sind). Das dabei entstehende Kohlenmonoxid (II) verursacht aufgrund seiner Toxizität physiologische Störungen („Burnout“) bis hin zum Tod (su), daher einer der Trivialnamen – „Kohlenmonoxid“.
Die Kohlendioxidreduktionsreaktion ist reversibel, der Einfluss der Temperatur auf den Gleichgewichtszustand dieser Reaktion ist in der Grafik dargestellt. Der Reaktionsfluss nach rechts liefert den Entropiefaktor und nach links den Enthalpiefaktor. Bei Temperaturen unter 400 °C verschiebt sich das Gleichgewicht fast vollständig nach links, bei Temperaturen über 1000 °C nach rechts (in Richtung der CO-Bildung). Bei niedrigen Temperaturen ist die Geschwindigkeit dieser Reaktion sehr gering, daher ist Kohlenmonoxid (II) unter normalen Bedingungen ziemlich stabil. Dieses Gleichgewicht hat einen besonderen Namen Boudoir-Balance.
- Gemische von Kohlenmonoxid (II) mit anderen Stoffen erhält man, indem man Luft, Wasserdampf etc. durch eine Schicht aus heißem Koks, Kohle oder Braunkohle etc. leitet (siehe Generatorgas, Wassergas, Mischgas, Synthesegas).
Labormethode
- Zersetzung flüssiger Ameisensäure unter Einwirkung heißer konzentrierter Schwefelsäure oder Überleiten von gasförmiger Ameisensäure über Phosphoroxid P 2 O 5 . Reaktionsschema:
- Erhitzen einer Mischung aus Oxalsäure und konzentrierter Schwefelsäure. Die Reaktion verläuft nach der Gleichung:
- Erhitzen einer Mischung aus Kaliumhexacyanoferrat(II) mit konzentrierter Schwefelsäure. Die Reaktion verläuft nach der Gleichung:
- Rückgewinnung aus Zinkcarbonat durch Magnesium beim Erhitzen:
Bestimmung von Kohlenmonoxid (II)
Qualitativ kann das Vorhandensein von CO durch die Dunkelfärbung von Palladiumchloridlösungen (oder damit imprägniertem Papier) bestimmt werden. Die Verdunkelung ist mit der Freisetzung von fein verteiltem metallischem Palladium nach dem Schema verbunden:
P d C l 2 + C O + H 2 O → P d ↓ + C O 2 + 2 H C l . (\displaystyle (\mathsf (PdCl_(2)+CO+H_(2)O\rightarrow Pd\downarrow +CO_(2)+2HCl.)))Diese Reaktion ist sehr empfindlich. Standardlösung: 1 Gramm Palladiumchlorid pro Liter Wasser.
Die quantitative Bestimmung von Kohlenmonoxid (II) basiert auf der iodometrischen Reaktion:
5 CO + I 2 O 5 → 5 CO 2 + I 2. (\displaystyle (\mathsf (5CO+I_(2)O_(5)\rightarrow 5CO_(2)+I_(2.)))Anwendung
- Kohlenmonoxid(II) ist ein Zwischenreagens, das bei Reaktionen mit Wasserstoff in den wichtigsten industriellen Prozessen zur Herstellung von organischen Alkoholen und reinen Kohlenwasserstoffen verwendet wird.
- Kohlenmonoxid (II) wird zur Verarbeitung von tierischem Fleisch und Fisch verwendet und verleiht ihnen eine leuchtend rote Farbe und ein frisches Aussehen, ohne den Geschmack zu verändern (Technologien klarer Rauch und Geschmackloser Rauch). Die zulässige CO-Konzentration beträgt 200 mg/kg Fleisch.
- Kohlenmonoxid (II) ist der Hauptbestandteil von Generatorgas, das als Kraftstoff in Erdgasfahrzeugen verwendet wird.
- Kohlenmonoxid aus Motorabgasen wurde von den Nazis während des Zweiten Weltkriegs verwendet, um Menschen durch Vergiftung zu massakrieren.
Kohlenmonoxid (II) in der Erdatmosphäre
Es gibt natürliche und anthropogene Eintragsquellen in die Erdatmosphäre. Unter natürlichen Bedingungen entsteht CO auf der Erdoberfläche beim unvollständigen anaeroben Abbau organischer Verbindungen und bei der Verbrennung von Biomasse, hauptsächlich bei Wald- und Steppenbränden. Kohlenmonoxid (II) entsteht im Boden sowohl biologisch (ausgeschieden von Lebewesen) als auch nicht-biologisch. Die Freisetzung von Kohlenmonoxid (II) durch in Böden übliche phenolische Verbindungen, die OCH 3 - oder OH-Gruppen in ortho- oder para-Stellung zur ersten Hydroxylgruppe enthalten, wurde experimentell nachgewiesen.
Die Gesamtbilanz der Produktion von nicht-biologischem CO und seiner Oxidation durch Mikroorganismen hängt von spezifischen Umgebungsbedingungen ab, hauptsächlich von der Luftfeuchtigkeit und dem Wert von . Beispielsweise wird Kohlenmonoxid (II) aus trockenen Böden direkt in die Atmosphäre freigesetzt, wodurch lokale Konzentrationsmaxima dieses Gases entstehen.
In der Atmosphäre ist CO das Produkt von Kettenreaktionen, an denen Methan und andere Kohlenwasserstoffe (hauptsächlich Isopren) beteiligt sind.
Die wichtigste anthropogene CO-Quelle sind derzeit die Abgase von Verbrennungsmotoren. Kohlenmonoxid entsteht, wenn Kohlenwasserstoffkraftstoffe in Verbrennungsmotoren bei unzureichenden Temperaturen oder einem schlecht abgestimmten Luftversorgungssystem (es wird nicht genügend Sauerstoff zugeführt, um CO zu CO 2 zu oxidieren) verbrannt werden. In der Vergangenheit stammte ein erheblicher Teil der anthropogenen CO-Emissionen in die Atmosphäre aus Beleuchtungsgas, das im 19. Jahrhundert für die Innenbeleuchtung verwendet wurde. In der Zusammensetzung entsprach es etwa Wassergas, dh es enthielt bis zu 45 % Kohlenmonoxid (II). Im öffentlichen Sektor wird es aufgrund des Vorhandenseins eines viel billigeren und energieeffizienteren Analogs nicht verwendet -
Kohlenmonoxid, Kohlenmonoxid (CO) ist ein farb-, geruch- und geschmackloses Gas, das eine etwas geringere Dichte als Luft hat. Es ist für Hämoglobin-Tiere (einschließlich Menschen) toxisch, wenn die Konzentrationen über etwa 35 ppm liegen, obwohl es auch im normalen Tierstoffwechsel in geringen Mengen produziert wird und vermutlich einige normale biologische Funktionen hat. In der Atmosphäre ist es räumlich variabel und zerfällt schnell und spielt eine Rolle bei der Bildung von Ozon in Bodennähe. Kohlenmonoxid besteht aus einem Kohlenstoffatom und einem Sauerstoffatom, die durch eine Dreifachbindung verbunden sind, die aus zwei kovalenten Bindungen sowie einer kovalenten Dativbindung besteht. Es ist das einfachste Kohlenmonoxid. Es ist isoelektronisch mit dem Cyanidanion, dem Nitrosoniumkation und molekularem Stickstoff. In Koordinationskomplexen wird der Kohlenmonoxid-Ligand als Carbonyl bezeichnet.
Geschichte
Aristoteles (384-322 v. Chr.) beschrieb erstmals den Prozess der Kohleverbrennung, bei dem giftige Dämpfe entstehen. In der Antike gab es eine Hinrichtungsmethode - den Verbrecher in einem Badezimmer mit glimmenden Kohlen zu schließen. Allerdings war damals der Todesmechanismus unklar. Der griechische Arzt Galen (129-199 n. Chr.) schlug vor, dass es eine Veränderung in der Zusammensetzung der Luft gab, die eine Person beim Einatmen schädigte. 1776 stellte der französische Chemiker de Lasson CO her, indem er Zinkoxid mit Koks erhitzte, aber der Wissenschaftler schloss fälschlicherweise, dass das gasförmige Produkt Wasserstoff war, weil es mit einer blauen Flamme brannte. Das Gas wurde 1800 vom schottischen Chemiker William Cumberland Cruikshank als eine Verbindung identifiziert, die Kohlenstoff und Sauerstoff enthält. Seine Toxizität bei Hunden wurde um 1846 von Claude Bernard gründlich untersucht. Während des Zweiten Weltkriegs wurde ein kohlenmonoxidhaltiges Gasgemisch zum Betanken von Kraftfahrzeugen verwendet, die in Teilen der Welt eingesetzt wurden, in denen Benzin und Diesel knapp waren. Externe (mit einigen Ausnahmen) aus Holzkohle oder Holz gewonnene Gasgeneratoren wurden installiert, und dem Gasmischer wurde eine Mischung aus atmosphärischem Stickstoff, Kohlenmonoxid und geringen Mengen anderer Vergasungsgase zugeführt. Das dabei entstehende Gasgemisch wird als Holzgas bezeichnet. Kohlenmonoxid wurde auch während des Holocaust in großem Umfang in einigen deutschen Nazi-Vernichtungslagern eingesetzt, insbesondere in den Chelmno-Gaswagen und im T4-„Euthanasie“-Tötungsprogramm.
Quellen
Kohlenmonoxid entsteht bei der partiellen Oxidation kohlenstoffhaltiger Verbindungen; es entsteht, wenn nicht genügend Sauerstoff vorhanden ist, um Kohlendioxid (CO2) zu bilden, z. B. bei Arbeiten an einem Herd oder Verbrennungsmotor in geschlossenen Räumen. In Gegenwart von Sauerstoff, einschließlich atmosphärischer Konzentrationen, verbrennt Kohlenmonoxid mit blauer Flamme und erzeugt Kohlendioxid. Kohlegas, das bis in die 1960er Jahre weit verbreitet für die Beleuchtung, das Kochen und das Heizen von Innenräumen verwendet wurde, enthielt Kohlenmonoxid als wesentlichen Brennstoffbestandteil. Einige Prozesse in der modernen Technologie, wie beispielsweise das Schmelzen von Eisen, erzeugen immer noch Kohlenmonoxid als Nebenprodukt. Weltweit sind die größten Kohlenmonoxidquellen natürliche Quellen, die durch photochemische Reaktionen in der Troposphäre etwa 5 × 1012 kg Kohlenmonoxid pro Jahr erzeugen. Andere natürliche CO-Quellen sind Vulkane, Waldbrände und andere Verbrennungsformen. In der Biologie wird Kohlenmonoxid auf natürliche Weise durch die Wirkung der Hämoxygenase 1 und 2 auf Häm aus dem Abbau von Hämoglobin erzeugt. Dieser Prozess produziert bei normalen Menschen eine bestimmte Menge Carboxyhämoglobin, auch wenn sie kein Kohlenmonoxid einatmen. Seit dem ersten Bericht im Jahr 1993, dass Kohlenmonoxid ein normaler Neurotransmitter ist, sowie eines von drei Gasen, die auf natürliche Weise Entzündungsreaktionen im Körper modulieren (die anderen beiden sind Stickoxid und Schwefelwasserstoff), hat Kohlenmonoxid als biologischer Stoff viel Aufmerksamkeit erhalten Regler. In vielen Geweben wirken alle drei Gase als entzündungshemmende Mittel, Vasodilatoren und Förderer des neovaskulären Wachstums. Kleine Mengen Kohlenmonoxid werden als Medikament klinisch getestet. Übermäßige Kohlenmonoxidmengen verursachen jedoch eine Kohlenmonoxidvergiftung.
Molekulare Eigenschaften
Kohlenmonoxid hat ein Molekulargewicht von 28,0 und ist damit etwas leichter als Luft, die ein durchschnittliches Molekulargewicht von 28,8 hat. Nach dem idealen Gasgesetz hat CO also eine geringere Dichte als Luft. Die Bindungslänge zwischen dem Kohlenstoffatom und dem Sauerstoffatom beträgt 112,8 pm. Diese Bindungslänge stimmt mit einer Dreifachbindung überein, wie in molekularem Stickstoff (N2), der eine ähnliche Bindungslänge und fast das gleiche Molekulargewicht hat. Die Kohlenstoff-Sauerstoff-Doppelbindungen sind viel länger, beispielsweise 120,8 m für Formaldehyd. Siedepunkt (82 K) und Schmelzpunkt (68 K) sind denen von N2 (77 K bzw. 63 K) sehr ähnlich. Die Bindungsdissoziationsenergie von 1072 kJ/mol ist stärker als die von N2 (942 kJ/mol) und stellt die stärkste bekannte chemische Bindung dar. Der Grundzustand des Kohlenmonoxidelektrons ist Singulett, da es keine ungepaarten Elektronen gibt.
Bindung und Dipolmoment
Kohlenstoff und Sauerstoff haben zusammen insgesamt 10 Elektronen in der Valenzschale. Gemäß der Oktettregel für Kohlenstoff und Sauerstoff bilden zwei Atome eine Dreifachbindung mit sechs gemeinsamen Elektronen in drei bindenden Molekülorbitalen und nicht die übliche Doppelbindung, die in organischen Carbonylverbindungen zu finden ist. Da vier der gemeinsamen Elektronen vom Sauerstoffatom und nur zwei vom Kohlenstoff stammen, wird ein Bindungsorbital von zwei Elektronen der Sauerstoffatome besetzt, wodurch eine Dativ- oder Dipolbindung entsteht. Dies führt zu einer C ← O-Polarisierung des Moleküls mit einer kleinen negativen Ladung auf Kohlenstoff und einer kleinen positiven Ladung auf Sauerstoff. Die anderen beiden Bindungsorbitale besetzen jeweils ein Elektron von Kohlenstoff und eines von Sauerstoff und bilden (polare) kovalente Bindungen mit umgekehrter C → O-Polarisation, da Sauerstoff elektronegativer ist als Kohlenstoff. In freiem Kohlenmonoxid bleibt die negative Nettoladung δ- am Kohlenstoffende und das Molekül hat ein kleines Dipolmoment von 0,122 D. Somit ist das Molekül asymmetrisch: Sauerstoff hat eine höhere Elektronendichte als Kohlenstoff und auch eine kleine positive Ladung , verglichen mit Kohlenstoff, der negativ ist. Im Gegensatz dazu hat das isoelektronische Distickstoffmolekül kein Dipolmoment. Wenn Kohlenmonoxid als Ligand fungiert, kann sich die Polarität des Dipols mit einer negativen Nettoladung am Sauerstoffende umkehren, abhängig von der Struktur des Koordinationskomplexes.
Bindungspolarität und Oxidationsstufe
Theoretische und experimentelle Studien zeigen, dass trotz der größeren Elektronegativität von Sauerstoff das Dipolmoment vom negativeren Ende des Kohlenstoffs zum positiveren Ende des Sauerstoffs fortschreitet. Diese drei Bindungen sind eigentlich polare kovalente Bindungen, die stark polarisiert sind. Die berechnete Polarisation zum Sauerstoffatom beträgt 71 % für die σ-Bindung und 77 % für beide π-Bindungen. Der Oxidationszustand von Kohlenstoff zu Kohlenmonoxid in jeder dieser Strukturen ist +2. Sie wird wie folgt berechnet: Alle Bindungselektronen werden als zu elektronegativeren Sauerstoffatomen gehörend angesehen. Kohlenstoff werden nur zwei nicht bindende Elektronen auf Kohlenstoff zugeordnet. Bei dieser Zählung hat Kohlenstoff im Molekül nur zwei Valenzelektronen im Vergleich zu vier in einem freien Atom.
Biologische und physiologische Eigenschaften
Toxizität
Kohlenmonoxidvergiftung ist in vielen Ländern die häufigste tödliche Luftvergiftung. Kohlenmonoxid ist eine farblose Substanz, geruchs- und geschmacklos, aber hochgiftig. Es verbindet sich mit Hämoglobin, um Carboxyhämoglobin zu bilden, das die Stelle im Hämoglobin „an sich reißt“, die normalerweise Sauerstoff transportiert, aber für die Abgabe von Sauerstoff an Körpergewebe ineffizient ist. Konzentrationen von nur 667 ppm können dazu führen, dass bis zu 50 % des körpereigenen Hämoglobins in Carboxyhämoglobin umgewandelt werden. 50 % Carboxyhämoglobinspiegel können zu Krämpfen, Koma und Tod führen. In den Vereinigten Staaten begrenzt das Arbeitsministerium die langfristige Exposition gegenüber Kohlenmonoxid am Arbeitsplatz auf 50 Teile pro Million. Für einen kurzen Zeitraum ist die Aufnahme von Kohlenmonoxid kumulativ, da seine Halbwertszeit an frischer Luft etwa 5 Stunden beträgt. Die häufigsten Symptome einer Kohlenmonoxidvergiftung können denen anderer Arten von Vergiftungen und Infektionen ähneln und umfassen Symptome wie Kopfschmerzen, Übelkeit, Erbrechen, Schwindel, Müdigkeit und Schwächegefühl. Betroffene Familien glauben oft, Opfer einer Lebensmittelvergiftung zu sein. Babys können reizbar sein und sich schlecht ernähren. Zu den neurologischen Symptomen gehören Verwirrtheit, Orientierungslosigkeit, verschwommenes Sehen, Ohnmacht (Bewusstlosigkeit) und Krampfanfälle. Einige Beschreibungen einer Kohlenmonoxidvergiftung umfassen Netzhautblutungen sowie eine abnormale kirschrote Farbe des Blutes. Bei den meisten klinischen Diagnosen sind diese Merkmale selten. Eine der Schwierigkeiten bei der Nützlichkeit dieses "Kirsch"-Effekts besteht darin, dass er ein ansonsten ungesundes Aussehen korrigiert oder maskiert, da der Haupteffekt der Entfernung von venösem Hämoglobin darin besteht, die erstickte Person normaler erscheinen zu lassen oder eine tote Person lebendig erscheinen zu lassen , ähnlich der Wirkung von roten Farbstoffen in Einbalsamierungszusammensetzungen. Dieser Färbeeffekt in anoxischem CO-vergiftetem Gewebe ist auf die kommerzielle Verwendung von Kohlenmonoxid beim Färben von Fleisch zurückzuführen. Kohlenmonoxid bindet auch an andere Moleküle wie Myoglobin und mitochondriale Cytochromoxidase. Die Exposition gegenüber Kohlenmonoxid kann das Herz und das zentrale Nervensystem, insbesondere den Globus pallidus, erheblich schädigen, was häufig mit chronischen Langzeiterkrankungen einhergeht. Kohlenmonoxid kann schwerwiegende nachteilige Auswirkungen auf den Fötus einer schwangeren Frau haben.
normale menschliche Physiologie
Kohlenmonoxid wird auf natürliche Weise im menschlichen Körper als Signalmolekül produziert. Daher kann Kohlenmonoxid im Körper eine physiologische Rolle als Neurotransmitter oder Blutgefäßrelaxans spielen. Aufgrund der Rolle von Kohlenmonoxid im Körper werden Anomalien in seinem Stoffwechsel mit verschiedenen Krankheiten in Verbindung gebracht, darunter Neurodegeneration, Bluthochdruck, Herzinsuffizienz und Entzündungen.
CO fungiert als körpereigenes Signalmolekül.
CO moduliert die Funktionen des Herz-Kreislauf-Systems
CO hemmt die Blutplättchenaggregation und -adhäsion
CO kann als potenzielles Therapeutikum eine Rolle spielen
Mikrobiologie
Kohlenmonoxid ist ein Nährstoff für methanogene Archaeen, ein Baustein für Acetyl-Coenzym A. Dies ist ein Thema für ein neues Gebiet der bioorganometallischen Chemie. So können extremophile Mikroorganismen beispielsweise an den Hitzequellen von Vulkanen Kohlenmonoxid verstoffwechseln. In Bakterien entsteht Kohlenmonoxid durch die Reduktion von Kohlendioxid durch das Enzym Kohlenmonoxid-Dehydrogenase, ein Fe-Ni-S-haltiges Protein. CooA ist ein Kohlenmonoxidrezeptorprotein. Der Umfang seiner biologischen Aktivität ist noch unbekannt. Es kann Teil des Signalwegs in Bakterien und Archaeen sein. Seine Prävalenz bei Säugetieren ist nicht nachgewiesen.
Häufigkeit
Kohlenmonoxid kommt in verschiedenen natürlichen und vom Menschen geschaffenen Umgebungen vor.
Kohlenmonoxid ist in geringen Mengen in der Atmosphäre vorhanden, hauptsächlich als Produkt vulkanischer Aktivität, aber auch als Produkt natürlicher und künstlicher Brände (z. B. Waldbrände, Verbrennung von Ernterückständen und Zuckerrohr). Auch die Verbrennung fossiler Brennstoffe trägt zur Bildung von Kohlenmonoxid bei. Kohlenmonoxid kommt in gelöster Form in geschmolzenem Vulkangestein bei hohen Drücken im Erdmantel vor. Da natürliche Kohlenmonoxidquellen variabel sind, ist es äußerst schwierig, Erdgasemissionen genau zu messen. Kohlenmonoxid ist ein schnell zerfallendes Treibhausgas und übt auch einen indirekten Strahlungsantrieb aus, indem es die Konzentrationen von Methan und troposphärischem Ozon durch chemische Reaktionen mit anderen atmosphärischen Bestandteilen (z. B. Hydroxylradikalen, OH) erhöht, die sie sonst zerstören würden. Durch natürliche Prozesse in der Atmosphäre wird es schließlich zu Kohlendioxid oxidiert. Kohlenmonoxid ist in der Atmosphäre sowohl kurzlebig (dauert im Durchschnitt etwa zwei Monate) als auch in einer räumlich variablen Konzentration. In der Atmosphäre der Venus entsteht Kohlenmonoxid durch die Photodissoziation von Kohlendioxid durch elektromagnetische Strahlung mit einer Wellenlänge von weniger als 169 nm. Aufgrund seiner langen Lebensdauer in der mittleren Troposphäre wird Kohlenmonoxid auch als Transporttracer für Schadstofffahnen verwendet.
Städtische Verschmutzung
Kohlenmonoxid ist in einigen städtischen Gebieten ein vorübergehender Luftschadstoff, hauptsächlich aus den Auspuffrohren von Verbrennungsmotoren (einschließlich Fahrzeugen, tragbaren und Standby-Generatoren, Rasenmähern, Waschmaschinen usw.) und aus der unvollständigen Verbrennung verschiedener anderer Brennstoffe (einschließlich Brennholz, Kohle, Holzkohle, Öl, Wachs, Propan, Erdgas und Müll). Aus dem All sind über Städten große CO2-Belastungen zu beobachten.
Rolle bei der Bildung von bodennahem Ozon
Kohlenmonoxid ist zusammen mit Aldehyden Teil einer Reihe chemischer Reaktionszyklen, die photochemischen Smog bilden. Es reagiert mit dem Hydroxylradikal (OH) zum radikalischen Zwischenprodukt HOCO, das das Radikal Wasserstoff O2 schnell in ein Peroxidradikal (HO2) und Kohlendioxid (CO2) überführt. Das Peroxidradikal reagiert dann mit Stickstoffmonoxid (NO) zu Stickstoffdioxid (NO2) und einem Hydroxylradikal. NO 2 ergibt O(3P) durch Photolyse, wodurch O3 entsteht, nachdem es mit O2 reagiert hat. Da bei der Bildung von NO2 das Hydroxylradikal gebildet wird, führt die Bilanz der Abfolge chemischer Reaktionen ausgehend von Kohlenmonoxid zur Bildung von Ozon: CO + 2O2 + hν → CO2 + O3 (wobei hν das Photon von bezeichnet Licht, das vom NO2-Molekül in der Sequenz absorbiert wird) Obwohl die Erzeugung von NO2 ein wichtiger Schritt bei der Erzeugung von Ozon auf niedrigem Niveau ist, erhöht es auch die Ozonmenge auf eine andere, sich gegenseitig etwas ausschließende Weise, indem die Menge an NO reduziert wird, die zur Reaktion verfügbar ist mit Ozon.
Innenraumluftverschmutzung
In geschlossenen Räumen kann die Kohlenmonoxidkonzentration leicht tödliche Werte erreichen. In den Vereinigten Staaten sterben jedes Jahr durchschnittlich 170 Menschen an Konsumgütern, die kein Kraftfahrzeug sind und Kohlenmonoxid produzieren. Laut dem Gesundheitsministerium von Florida "sterben jedes Jahr mehr als 500 Amerikaner an einer versehentlichen Exposition gegenüber Kohlenmonoxid, und Tausende weitere in den USA benötigen medizinische Notversorgung wegen einer nicht tödlichen Kohlenmonoxidvergiftung." Zu diesen Produkten gehören fehlerhafte Brennstoffverbrennungsgeräte wie Öfen, Herde, Warmwasserbereiter sowie Gas- und Kerosin-Raumheizgeräte; mechanisch angetriebene Geräte wie tragbare Generatoren; Kamine; und Holzkohle, die in Wohnungen und anderen geschlossenen Räumen verbrannt wird. Die American Association of Poison Control Centers (AAPCC) meldete 15.769 Fälle von Kohlenmonoxidvergiftungen, die 2007 zu 39 Todesfällen führten. Im Jahr 2005 meldete CPSC 94 Todesfälle im Zusammenhang mit einer Kohlenmonoxidvergiftung durch einen Generator. 47 dieser Todesfälle ereigneten sich bei Stromausfällen aufgrund von Unwettern, einschließlich Hurrikan Katrina. Allerdings sterben Menschen an Kohlenmonoxidvergiftungen durch Non-Food-Artikel wie Autos, die in an Häuser angeschlossenen Garagen laufen gelassen werden. Die Centers for Disease Control and Prevention berichten, dass jedes Jahr mehrere tausend Menschen wegen einer Kohlenmonoxidvergiftung in die Notaufnahme eines Krankenhauses gehen.
Präsenz im Blut
Kohlenmonoxid wird durch die Atmung aufgenommen und gelangt durch den Gasaustausch in der Lunge in den Blutkreislauf. Es wird auch während des Metabolismus von Hämoglobin produziert und gelangt aus Geweben in das Blut und ist somit in allen normalen Geweben vorhanden, auch wenn es nicht in den Körper eingeatmet wird. Der normale Kohlenmonoxidspiegel im Blut beträgt 0 % bis 3 % und ist bei Rauchern höher. Der Kohlenmonoxidgehalt kann nicht durch eine körperliche Untersuchung festgestellt werden. Labortests erfordern eine Blutprobe (arteriell oder venös) und eine Laboranalyse für ein CO-Oximeter. Darüber hinaus ist nicht-invasives Carboxyhämoglobin (SPCO) mit gepulster CO-Oxymetrie effektiver als invasive Methoden.
Astrophysik
Außerhalb der Erde ist Kohlenmonoxid nach molekularem Wasserstoff das zweithäufigste Molekül im interstellaren Medium. Aufgrund seiner Asymmetrie erzeugt das Kohlenmonoxidmolekül viel hellere Spektrallinien als das Wasserstoffmolekül, wodurch CO viel einfacher nachweisbar ist. Interstellares CO wurde erstmals 1970 von Radioteleskopen nachgewiesen. Es ist derzeit der am häufigsten verwendete Tracer für molekulares Gas im interstellaren Medium von Galaxien, und molekularer Wasserstoff kann nur mit ultraviolettem Licht nachgewiesen werden, was Weltraumteleskope erfordert. Beobachtungen von Kohlenmonoxid liefern die meisten Informationen über die Molekülwolken, in denen die meisten Sterne entstehen. Beta Pictoris, der zweithellste Stern im Sternbild Pictor, weist im Vergleich zu normalen Sternen seines Typs einen Überschuss an Infrarotstrahlung auf, was auf die große Menge an Staub und Gas (einschließlich Kohlenmonoxid) in der Nähe des Sterns zurückzuführen ist.
Produktion
Viele Verfahren wurden entwickelt, um Kohlenmonoxid zu erzeugen.
industrielle Produktion
Die wichtigste industrielle CO-Quelle ist Produktionsgas, ein Gemisch, das hauptsächlich Kohlenmonoxid und Stickstoff enthält und entsteht, wenn Kohlenstoff in Luft bei hoher Temperatur verbrannt wird, wenn ein Kohlenstoffüberschuss vorhanden ist. Im Ofen wird Luft durch ein Koksbett gepresst. Anfänglich produziertes CO2 wird mit der verbleibenden heißen Kohle ausgeglichen, um CO zu produzieren. Die Reaktion von CO2 mit Kohlenstoff zu CO wird als Boudouard-Reaktion bezeichnet. Oberhalb von 800 °C ist CO das dominierende Produkt:
CO2 + C → 2 CO (ΔH = 170 kJ/mol)
Eine weitere Quelle ist "Wassergas", ein Gemisch aus Wasserstoff und Kohlenmonoxid, das durch eine endotherme Reaktion von Dampf und Kohlenstoff entsteht:
H2O + C → H2 + CO (ΔH = +131 kJ/mol)
Andere ähnliche "Syngase" können aus Erdgas und anderen Brennstoffen gewonnen werden. Kohlenmonoxid ist auch ein Nebenprodukt der Reduktion von Metalloxiderzen mit Kohlenstoff:
MO + C → M + CO
Kohlenmonoxid entsteht auch durch die direkte Oxidation von Kohlenstoff in einer begrenzten Menge Sauerstoff oder Luft.
2C (s) + O 2 → 2CO (g)
Da CO ein Gas ist, kann der Reduktionsprozess durch Erhitzen über die positive (günstige) Entropie der Reaktion gesteuert werden. Das Ellingham-Diagramm zeigt, dass die CO-Produktion gegenüber CO2 bei hohen Temperaturen bevorzugt wird.
Vorbereitung im Labor
Kohlenmonoxid wird zweckmäßigerweise im Labor durch Dehydratisierung von Ameisensäure oder Oxalsäure, beispielsweise mit konzentrierter Schwefelsäure, gewonnen. Eine andere Möglichkeit besteht darin, eine homogene Mischung aus pulverförmigem Zinkmetall und Calciumcarbonat zu erhitzen, wodurch CO freigesetzt wird und Zinkoxid und Calciumoxid zurückbleibt:
Zn + CaCO3 → ZnO + CaO + CO
Silbernitrat und Jodoform geben auch Kohlenmonoxid:
CHI3 + 3AgNO3 + H2O → 3HNO3 + CO + 3AgI
Koordinationschemie
Die meisten Metalle bilden Koordinationskomplexe, die kovalent gebundenes Kohlenmonoxid enthalten. Nur Metalle in niedrigeren Oxidationsstufen verbinden sich mit Kohlenmonoxid-Liganden. Dies liegt daran, dass eine ausreichende Elektronendichte erforderlich ist, um die umgekehrte Abgabe vom metallischen DXZ-Orbital zum π*-Molekülorbital von CO zu erleichtern. Das freie Elektronenpaar am Kohlenstoffatom in CO spendet auch Elektronendichte in dx²-y² an das Metall, um eine Sigma-Bindung zu bilden. Diese Elektronenspende manifestiert sich auch durch den cis-Effekt oder die Labilisierung von CO-Liganden in der cis-Position. Nickelcarbonyl entsteht beispielsweise durch die direkte Verbindung von Kohlenmonoxid und metallischem Nickel:
Ni + 4 CO → Ni(CO) 4 (1 bar, 55 °C)
Aus diesem Grund darf das Nickel im Rohr oder Teilen davon nicht über längere Zeit mit Kohlenmonoxid in Kontakt kommen. Nickelcarbonyl zersetzt sich bei Kontakt mit heißen Oberflächen leicht wieder zu Ni und CO, und dieses Verfahren wird für die kommerzielle Nickelraffination im Mond-Verfahren verwendet. In Nickelcarbonyl und anderen Carbonylen interagiert das Elektronenpaar am Kohlenstoff mit dem Metall; Kohlenmonoxid gibt ein Elektronenpaar an das Metall ab. In solchen Situationen wird Kohlenmonoxid als Carbonylligand bezeichnet. Eines der wichtigsten Metallcarbonyle ist Eisenpentacarbonyl, Fe(CO) 5. Viele Metall-CO-Komplexe werden eher durch Decarbonylierung organischer Lösungsmittel als aus CO hergestellt. Beispielsweise reagieren Iridiumtrichlorid und Triphenylphosphin in refluxierendem 2-Methoxyethanol oder DMF zu IrCl(CO)(PPh3)2 Metallcarbonyle in der Koordinationschemie werden üblicherweise mit Infrarotspektroskopie untersucht.
Organische Chemie und Chemie der Hauptgruppen der Elemente
In Gegenwart starker Säuren und Wasser reagiert Kohlenmonoxid mit Alkenen zu Carbonsäuren in einem Prozess, der als Koch-Haaf-Reaktion bekannt ist. Bei der Guttermann-Koch-Reaktion werden Arene in Gegenwart von AlCl3 und HCl in Benzaldehydderivate umgewandelt. Organolithiumverbindungen (wie Butyllithium) reagieren mit Kohlenmonoxid, aber diese Reaktionen haben wenig wissenschaftliche Anwendung. Obwohl CO mit Carbokationen und Carbanionen reagiert, ist es ohne das Eingreifen von Metallkatalysatoren relativ unreaktiv mit organischen Verbindungen. Mit Reagenzien aus der Hauptgruppe geht CO mehrere bemerkenswerte Reaktionen ein. Die CO-Chlorierung ist ein industrieller Prozess, der die wichtige Phosgenverbindung produziert. Mit Boran bildet CO ein Addukt, H3BCO, das mit dem Acylium + -Kation isoelektronisch ist. CO reagiert mit Natrium zu Produkten, die von der C-C-Bindung abgeleitet sind. Als Polymere des Kohlenmonoxids können die bisher nur in Spuren gewonnenen Verbindungen Cyclohexahehexon bzw. Trichinoyl (C6O6) und Cyclopentanpenton bzw. Leuconsäure (C5O5) angesehen werden. Bei Drücken über 5 GPa wird Kohlenmonoxid in ein festes Polymer aus Kohlenstoff und Sauerstoff umgewandelt. Es ist bei atmosphärischem Druck metastabil, aber es ist ein starker Sprengstoff.
Verwendungszweck
Chemische Industrie
Kohlenmonoxid ist ein Industriegas, das bei der Herstellung von Massenchemikalien vielseitig eingesetzt wird. Große Mengen an Aldehyden werden durch die Reaktion der Hydroformylierung von Alkenen, Kohlenmonoxid und H2 erhalten. Die Hydroformylierung im Shell-Prozess ermöglicht die Herstellung von Waschmittelvorprodukten. Phosgen, das zur Herstellung von Isocyanaten, Polycarbonaten und Polyurethanen geeignet ist, wird hergestellt, indem gereinigtes Kohlenmonoxid und Chlorgas durch ein Bett aus poröser Aktivkohle geleitet werden, die als Katalysator dient. Die Weltproduktion dieser Verbindung wurde 1989 auf 2,74 Millionen Tonnen geschätzt.
CO + Cl2 → COCl2
Methanol wird durch die Hydrierung von Kohlenmonoxid hergestellt. In einer verwandten Reaktion beinhaltet die Hydrierung von Kohlenmonoxid die Bildung einer C-C-Bindung, wie beim Fischer-Tropsch-Verfahren, bei dem Kohlenmonoxid zu flüssigen Kohlenwasserstoffbrennstoffen hydriert wird. Diese Technologie ermöglicht die Umwandlung von Kohle oder Biomasse in Dieselkraftstoff. Beim Monsanto-Prozess reagieren Kohlenmonoxid und Methanol in Gegenwart eines Katalysators auf Rhodiumbasis und homogener Jodwasserstoffsäure zu Essigsäure. Dieser Prozess ist für einen Großteil der industriellen Produktion von Essigsäure verantwortlich. Im industriellen Maßstab wird reines Kohlenmonoxid zur Reinigung von Nickel im Mond-Verfahren verwendet.
Fleisch färben
Kohlenmonoxid wird in den Vereinigten Staaten in modifizierten atmosphärischen Verpackungssystemen verwendet, hauptsächlich in Frischfleischprodukten wie Rind, Schwein und Fisch, um ihr frisches Aussehen zu erhalten. Kohlenmonoxid verbindet sich mit Myoglobin zu Carboxymyoglobin, einem leuchtend kirschroten Pigment. Carboxymyoglobin ist stabiler als die oxidierte Form von Myoglobin, Oxymyoglobin, das zum braunen Farbstoff Metmyoglobin oxidieren kann. Diese stabile rote Farbe kann viel länger halten als herkömmliches verpacktes Fleisch. Typische Kohlenmonoxidgehalte, die in Anlagen verwendet werden, die dieses Verfahren verwenden, sind 0,4 % bis 0,5 %. Diese Technologie wurde erstmals 2002 von der US-amerikanischen Food and Drug Administration (FDA) als "allgemein sicher" (GRAS) für die Verwendung als Sekundärverpackungssystem anerkannt und erfordert keine Kennzeichnung. Im Jahr 2004 genehmigte die FDA CO als Primärverpackungsmethode und erklärte, dass CO den Geruch von Verderb nicht überdeckt. Trotz dieses Urteils bleibt fraglich, ob diese Methode den Verderb von Lebensmitteln verschleiert. 2007 wurde im US-Repräsentantenhaus ein Gesetzentwurf vorgeschlagen, um den modifizierten Verpackungsprozess unter Verwendung von Kohlenmonoxid als Farbzusatz zu bezeichnen, aber der Gesetzentwurf wurde nicht verabschiedet. Dieser Verpackungsprozess ist in vielen anderen Ländern verboten, darunter Japan, Singapur und Länder der Europäischen Union.
Die Medizin
In der Biologie wird Kohlenmonoxid auf natürliche Weise durch die Wirkung der Hämoxygenase 1 und 2 auf Häm aus dem Abbau von Hämoglobin erzeugt. Dieser Prozess produziert bei normalen Menschen eine bestimmte Menge Carboxyhämoglobin, auch wenn sie kein Kohlenmonoxid einatmen. Seit dem ersten Bericht im Jahr 1993, dass Kohlenmonoxid ein normaler Neurotransmitter ist, sowie eines von drei Gasen, die auf natürliche Weise Entzündungsreaktionen im Körper modulieren (die anderen beiden sind Stickoxid und Schwefelwasserstoff), hat Kohlenmonoxid viel klinische Aufmerksamkeit erhalten Aufmerksamkeit als biologischer Regulator. In vielen Geweben sind alle drei Gase dafür bekannt, dass sie als entzündungshemmende Mittel, Vasodilatatoren und neovaskuläre Wachstumsverstärker wirken. Diese Probleme sind jedoch komplex, da das neovaskuläre Wachstum nicht immer vorteilhaft ist, da es sowohl beim Tumorwachstum als auch bei der Entwicklung der feuchten Makuladegeneration eine Rolle spielt, einer Krankheit, deren Risiko durch Rauchen (eine Hauptursache) um das 4- bis 6-fache erhöht wird Kohlenmonoxid) im Blut, ein Vielfaches der natürlichen Produktion). Es gibt eine Theorie, dass in einigen Synapsen von Nervenzellen, wenn Langzeiterinnerungen gespeichert werden, die empfangende Zelle Kohlenmonoxid produziert, das an die Sendekammer zurückgeleitet wird, wodurch es in Zukunft leichter übertragen werden kann. Einige dieser Nervenzellen enthalten nachweislich Guanylatzyklase, ein Enzym, das durch Kohlenmonoxid aktiviert wird. Viele Labors auf der ganzen Welt haben Forschungen mit Kohlenmonoxid hinsichtlich seiner entzündungshemmenden und zytoprotektiven Eigenschaften durchgeführt. Diese Eigenschaften können verwendet werden, um die Entwicklung einer Reihe von pathologischen Zuständen zu verhindern, einschließlich ischämischer Reperfusionsverletzung, Transplantatabstoßung, Atherosklerose, schwerer Sepsis, schwerer Malaria oder Autoimmunerkrankungen. Es wurden klinische Studien am Menschen durchgeführt, aber die Ergebnisse wurden noch nicht veröffentlicht.
Die physikalischen Eigenschaften von Kohlenmonoxid (Kohlenmonoxid CO) bei normalem Atmosphärendruck werden in Abhängigkeit von der Temperatur mit seinen negativen und positiven Werten betrachtet.
In Tabellen Die folgenden physikalischen Eigenschaften von CO werden dargestellt: Kohlenmonoxid-Dichte ρ , spezifische Wärmekapazität bei konstantem Druck Vgl, Wärmeleitfähigkeitskoeffizienten λ und dynamische Viskosität μ .
Die erste Tabelle zeigt die Dichte und spezifische Wärme von Kohlenmonoxid CO im Temperaturbereich von -73 bis 2727 °C.
Die zweite Tabelle gibt die Werte solcher physikalischen Eigenschaften von Kohlenmonoxid wie Wärmeleitfähigkeit und seine dynamische Viskosität im Temperaturbereich von minus 200 bis 1000 ° C an.
Auch die Dichte von Kohlenmonoxid hängt stark von der Temperatur ab - wenn Kohlenmonoxid CO erhitzt wird, nimmt seine Dichte ab. Zum Beispiel, bei Raumtemperatur beträgt die Dichte von Kohlenmonoxid 1,129 kg / m 3, aber beim Erhitzen auf eine Temperatur von 1000 ° C nimmt die Dichte dieses Gases um das 4,2-fache ab - auf einen Wert von 0,268 kg / m 3.
Unter normalen Bedingungen (Temperatur 0°C) hat Kohlenmonoxid eine Dichte von 1,25 kg/m 3 . Wenn wir seine Dichte mit einem oder anderen üblichen Gasen vergleichen, dann ist die Dichte von Kohlenmonoxid relativ zu Luft weniger wichtig – Kohlenmonoxid ist leichter als Luft. Es ist auch leichter als Argon, aber schwerer als Stickstoff, Wasserstoff, Helium und andere leichte Gase.
Die spezifische Wärmekapazität von Kohlenmonoxid beträgt unter Normalbedingungen 1040 J/(kg deg). Mit steigender Temperatur dieses Gases nimmt seine spezifische Wärmekapazität zu. Bei 2727 °C beträgt der Wert beispielsweise 1329 J/(kg deg).
| t, °С | ρ, kg / m 3 | C p , J/(kg Grad) | t, °С | ρ, kg / m 3 | C p , J/(kg Grad) | t, °С | ρ, kg / m 3 | C p , J/(kg Grad) |
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| -73 | 1,689 | 1045 | 157 | 0,783 | 1053 | 1227 | 0,224 | 1258 |
| -53 | 1,534 | 1044 | 200 | 0,723 | 1058 | 1327 | 0,21 | 1267 |
| -33 | 1,406 | 1043 | 257 | 0,635 | 1071 | 1427 | 0,198 | 1275 |
| -13 | 1,297 | 1043 | 300 | 0,596 | 1080 | 1527 | 0,187 | 1283 |
| -3 | 1,249 | 1043 | 357 | 0,535 | 1095 | 1627 | 0,177 | 1289 |
| 0 | 1,25 | 1040 | 400 | 0,508 | 1106 | 1727 | 0,168 | 1295 |
| 7 | 1,204 | 1042 | 457 | 0,461 | 1122 | 1827 | 0,16 | 1299 |
| 17 | 1,162 | 1043 | 500 | 0,442 | 1132 | 1927 | 0,153 | 1304 |
| 27 | 1,123 | 1043 | 577 | 0,396 | 1152 | 2027 | 0,147 | 1308 |
| 37 | 1,087 | 1043 | 627 | 0,374 | 1164 | 2127 | 0,14 | 1312 |
| 47 | 1,053 | 1043 | 677 | 0,354 | 1175 | 2227 | 0,134 | 1315 |
| 57 | 1,021 | 1044 | 727 | 0,337 | 1185 | 2327 | 0,129 | 1319 |
| 67 | 0,991 | 1044 | 827 | 0,306 | 1204 | 2427 | 0,125 | 1322 |
| 77 | 0,952 | 1045 | 927 | 0,281 | 1221 | 2527 | 0,12 | 1324 |
| 87 | 0,936 | 1045 | 1027 | 0,259 | 1235 | 2627 | 0,116 | 1327 |
| 100 | 0,916 | 1045 | 1127 | 0,241 | 1247 | 2727 | 0,112 | 1329 |
Die Wärmeleitfähigkeit von Kohlenmonoxid beträgt unter normalen Bedingungen 0,02326 W/(m Grad). Es steigt mit seiner Temperatur und wird bei 1000°C gleich 0,0806 W/(m Grad). Es ist zu beachten, dass die Wärmeleitfähigkeit von Kohlenmonoxid geringfügig unter diesem Wert y liegt.
Die dynamische Viskosität von Kohlenmonoxid bei Raumtemperatur beträgt 0,0246·10 –7 Pa·s. Wenn Kohlenmonoxid erhitzt wird, erhöht sich seine Viskosität. Ein solcher Charakter der Abhängigkeit der dynamischen Viskosität von der Temperatur wird in beobachtet. Es ist zu beachten, dass Kohlenmonoxid viskoser ist als Wasserdampf und Kohlendioxid CO 2 , aber im Vergleich zu Stickstoffmonoxid NO und Luft eine niedrigere Viskosität hat.
