- Classe de perigo da ONU 2.3
- Perigo secundário da ONU 2.1
A estrutura da molécula
A molécula de CO, como a molécula isoeletrônica de nitrogênio, tem uma ligação tripla. Como essas moléculas são semelhantes em estrutura, suas propriedades também são semelhantes - pontos de fusão e ebulição muito baixos, valores próximos de entropias padrão, etc.
Dentro da estrutura do método de ligações de valência, a estrutura da molécula de CO pode ser descrita pela fórmula: C≡O:, e a terceira ligação é formada de acordo com o mecanismo doador-aceptor, onde o carbono é um aceptor de par de elétrons, e o oxigênio é um doador.
Devido à presença de uma ligação tripla, a molécula de CO é muito forte (a energia de dissociação é 1069 kJ/mol, ou 256 kcal/mol, que é mais do que qualquer outra molécula diatômica) e tem uma pequena distância internuclear (d C≡O = 0,1128 nm ou 1, 13Å).
A molécula é fracamente polarizada, o momento elétrico de seu dipolo μ = 0,04·10 -29 C·m (direção do momento de dipolo O - →C +). Potencial de ionização 14,0 V, constante de acoplamento de força k = 18,6.
Histórico de descobertas
O monóxido de carbono foi produzido pela primeira vez pelo químico francês Jacques de Lasson aquecendo óxido de zinco com carvão, mas foi inicialmente confundido com hidrogênio porque queimava com uma chama azul. O fato desse gás conter carbono e oxigênio foi descoberto pelo químico inglês William Cruikshank. O monóxido de carbono fora da atmosfera da Terra foi descoberto pela primeira vez pelo cientista belga M. Mizhot (M. Migeotte) em 1949 pela presença da principal banda vibracional-rotacional no espectro IR do Sol.
Monóxido de carbono na atmosfera da Terra
Existem fontes naturais e antropogênicas de entrada na atmosfera da Terra. Em condições naturais, na superfície da Terra, o CO é formado durante a decomposição anaeróbica incompleta de compostos orgânicos e durante a combustão de biomassa, principalmente durante incêndios florestais e de estepe. O monóxido de carbono é formado no solo biologicamente (excretado por organismos vivos) e não biologicamente. A liberação de monóxido de carbono devido a compostos fenólicos comuns em solos contendo grupos OCH 3 ou OH em posições orto ou para em relação ao primeiro grupo hidroxila foi comprovada experimentalmente.
O balanço geral da produção de CO não biológico e sua oxidação por microrganismos depende das condições ambientais específicas, principalmente da umidade e do valor de . Por exemplo, de solos áridos, o monóxido de carbono é liberado diretamente na atmosfera, criando assim máximos locais na concentração desse gás.
Na atmosfera, o CO é o produto de reações em cadeia envolvendo metano e outros hidrocarbonetos (principalmente isopreno).
A principal fonte antropogênica de CO atualmente são os gases de escape dos motores de combustão interna. O monóxido de carbono é produzido quando combustíveis de hidrocarbonetos são queimados em motores de combustão interna em temperaturas insuficientes ou quando o sistema de suprimento de ar está mal ajustado (não é fornecido oxigênio suficiente para oxidar CO a CO 2 ). No passado, uma proporção significativa das emissões antropogênicas de CO na atmosfera vinha do gás de iluminação usado para iluminação interna no século XIX. Em composição, correspondia aproximadamente ao gás água, ou seja, continha até 45% de monóxido de carbono. Atualmente, no setor municipal, esse gás foi substituído por gás natural muito menos tóxico (representantes inferiores da série homóloga de alcanos - propano, etc.)
A ingestão de CO de fontes naturais e antropogênicas é aproximadamente a mesma.
O monóxido de carbono na atmosfera está em um ciclo rápido: o tempo médio de residência é de cerca de 0,1 ano, oxidado por hidroxila a dióxido de carbono.
Recibo
maneira industrial
2C + O 2 → 2CO (o efeito térmico desta reação é de 22 kJ),
2. ou ao reduzir o dióxido de carbono com carvão quente:
CO 2 + C ↔ 2CO (ΔH=172 kJ, ΔS=176 J/K).
Essa reação geralmente ocorre em um forno de forno quando o amortecedor do forno é fechado muito cedo (até que os carvões tenham queimado completamente). O monóxido de carbono resultante, devido à sua toxicidade, causa distúrbios fisiológicos ("burnout") e até a morte (veja abaixo), daí um dos nomes triviais - "monóxido de carbono". A imagem das reações que ocorrem no forno é mostrada no diagrama.
A reação de redução de dióxido de carbono é reversível, o efeito da temperatura no estado de equilíbrio desta reação é mostrado no gráfico. O fluxo da reação para a direita fornece o fator de entropia e para a esquerda - o fator de entalpia. Em temperaturas abaixo de 400°C, o equilíbrio é quase completamente deslocado para a esquerda e em temperaturas acima de 1000°C para a direita (na direção da formação de CO). Em baixas temperaturas, a velocidade dessa reação é muito lenta, de modo que o monóxido de carbono é bastante estável em condições normais. Este equilíbrio tem um nome especial equilíbrio boudoir.
3. As misturas de monóxido de carbono com outras substâncias são obtidas passando ar, vapor de água, etc. através de uma camada de coque quente, hulha ou hulha, etc. (ver gás de produção, gás de água, gás misto, gás de síntese).
método laboratorial
TLV (concentração limite máxima, EUA): 25 MPC r.z. de acordo com os padrões de higiene GN 2.2.5.1313-03 é 20 mg/m³
Proteção contra monóxido de carbono
Devido a um poder calorífico tão bom, o CO é um componente de várias misturas técnicas de gases (ver, por exemplo, gás de produção) usado, entre outras coisas, para aquecimento.
halogênios. A reação com o cloro recebeu a maior aplicação prática:
CO + Cl 2 → COCl 2
A reação é exotérmica, seu efeito térmico é de 113 kJ, na presença de um catalisador (carvão ativado) ocorre já à temperatura ambiente. Como resultado da reação, o fosgênio é formado - uma substância que se tornou difundida em vários ramos da química (e também como agente de guerra química). Por reações análogas, COF 2 (fluoreto de carbonila) e COBr 2 (brometo de carbonila) podem ser obtidos. Iodeto de carbonila não foi recebido. A exotermicidade das reações diminui rapidamente de F para I (para reações com F 2, o efeito térmico é de 481 kJ, com Br 2 - 4 kJ). Também é possível obter derivados mistos, como COFCl (para detalhes, veja derivados de halogênio do ácido carbônico).
Pela reação de CO com F 2 , além de fluoreto de carbonila, pode-se obter um composto de peróxido (FCO) 2 O 2 . Suas características: ponto de fusão -42°C, ponto de ebulição +16°C, tem um odor característico (semelhante ao cheiro de ozônio), se decompõe com uma explosão quando aquecido acima de 200°C (produtos da reação CO 2 , O 2 e COF 2), em meio ácido reage com iodeto de potássio de acordo com a equação:
(FCO) 2 O 2 + 2KI → 2KF + I 2 + 2CO 2
O monóxido de carbono reage com calcogênios. Com enxofre forma sulfeto de carbono COS, a reação prossegue quando aquecida, de acordo com a equação:
CO + S → COS ΔG° 298 = -229 kJ, ΔS° 298 = -134 J/K
Também foram obtidos selenóxido COSe e teluróxido COTe.
Restaura SO 2:
SO 2 + 2CO → 2CO 2 + S
Com metais de transição, forma compostos muito voláteis, combustíveis e tóxicos - carbonilas, como Cr (CO) 6, Ni (CO) 4, Mn 2 CO 10, Co 2 (CO) 9, etc.
Como dito acima, o monóxido de carbono é ligeiramente solúvel em água, mas não reage com ela. Além disso, não reage com soluções de álcalis e ácidos. No entanto, reage com derretimentos alcalinos:
CO + KOH → HCOOK
Uma reação interessante é a reação do monóxido de carbono com o potássio metálico em uma solução de amônia. Neste caso, o composto explosivo dioxodicarbonato de potássio é formado:
2K + 2CO → K + O - -C 2 -O - K +
Ao reagir com amônia em altas temperaturas, um importante composto industrial, HCN, pode ser obtido. A reação ocorre na presença de um catalisador (óxido
Data de publicação 28.01.2012 12:18
Monóxido de carbono- o monóxido de carbono, que se ouve com demasiada frequência quando se trata de envenenamento por produtos de combustão, acidentes na indústria ou mesmo em casa. Devido às propriedades tóxicas especiais deste composto, um aquecedor de água a gás doméstico comum pode causar a morte de uma família inteira. Existem centenas de exemplos disso. Mas por que isso está acontecendo? O que é monóxido de carbono, realmente? Por que é perigoso para os humanos?
O que é monóxido de carbono, fórmula, propriedades básicas
Fórmula de monóxido de carbono que é muito simples e denota a união de um átomo de oxigênio e carbono - CO, - um dos compostos gasosos mais tóxicos. Mas, ao contrário de muitas outras substâncias perigosas que são usadas apenas para fins industriais restritos, a contaminação química por monóxido de carbono pode ocorrer durante processos químicos completamente comuns, mesmo na vida cotidiana.
No entanto, antes de passar para como ocorre a síntese dessa substância, considere o que é monóxido de carbono em geral e quais são suas principais propriedades físicas:
- gás incolor sem sabor e cheiro;
- pontos de fusão e ebulição extremamente baixos: -205 e -191,5 graus Celsius, respectivamente;
- densidade 0,00125 g/cc;
- altamente combustível com uma alta temperatura de combustão (até 2100 graus Celsius).
Formação de monóxido de carbono
Em casa ou indústria formação de monóxido de carbono geralmente ocorre de uma das várias maneiras bastante simples, o que explica facilmente o risco de síntese acidental dessa substância com risco para o pessoal da empresa ou moradores da casa onde o equipamento de aquecimento falhou ou a segurança foi violada. Considere as principais formas de formação de monóxido de carbono:
- combustão de carbono (carvão, coque) ou seus compostos (gasolina e outros combustíveis líquidos) em condições de falta de oxigênio. Como você pode imaginar, a falta de ar fresco, perigosa do ponto de vista do risco de síntese de monóxido de carbono, ocorre facilmente em motores de combustão interna, colunas domésticas com ventilação prejudicada, fornos industriais e convencionais;
- interação de dióxido de carbono comum com carvão quente. Tais processos ocorrem no forno constantemente e são completamente reversíveis, mas, dada a já mencionada falta de oxigênio, com o amortecedor fechado, o monóxido de carbono é formado em quantidades muito maiores, o que é um perigo mortal para as pessoas.
Por que o monóxido de carbono é perigoso?
Em concentração suficiente propriedades do monóxido de carbono que se explica por sua alta atividade química, é extremamente perigoso para a vida e a saúde humana. A essência de tal envenenamento reside, em primeiro lugar, no fato de que as moléculas desse composto se ligam instantaneamente à hemoglobina do sangue e a privam de sua capacidade de transportar oxigênio. Assim, o monóxido de carbono reduz o nível de respiração celular com as consequências mais graves para o corpo.
Respondendo a pergunta " Por que o monóxido de carbono é perigoso?“Vale ressaltar que, ao contrário de muitas outras substâncias tóxicas, uma pessoa não sente nenhum cheiro específico, não sente desconforto e não é capaz de reconhecer sua presença no ar de outra forma, sem equipamentos especiais. a vítima simplesmente não toma medidas para escapar, e quando os efeitos do monóxido de carbono (sonolência e perda de consciência) se tornam aparentes, pode ser tarde demais.
O monóxido de carbono é fatal dentro de uma hora em concentrações no ar acima de 0,1%. Ao mesmo tempo, o escapamento de um carro de passeio completamente comum contém de 1,5 a 3% dessa substância. E isso supondo que o motor esteja em boas condições. Isso explica facilmente o fato de que envenenamento por monóxido de carbono muitas vezes ocorre precisamente em garagens ou dentro de um carro selado com neve.
Outros casos mais perigosos em que as pessoas foram envenenadas por monóxido de carbono em casa ou no trabalho são ...
- sobreposição ou quebra da ventilação da coluna de aquecimento;
- uso analfabeto de fogões a lenha ou carvão;
- em incêndios em espaços fechados;
- perto de rodovias movimentadas;
- em empresas industriais onde o monóxido de carbono é usado ativamente.
Monóxido de carbono (monóxido de carbono, monóxido de carbono, óxido de carbono(II)) é um gás incolor, extremamente tóxico, insípido e inodoro, mais leve que o ar (em condições normais). A fórmula química é CO.
A estrutura da molécula
Devido à presença de uma ligação tripla, a molécula de CO é muito forte (a energia de dissociação é de 1069 kJ/mol, ou 256 kcal/mol, que é mais do que qualquer outra molécula diatômica) e tem uma pequena distância internuclear ( d C≡O = 0,1128 nm ou 1,13 Å).
A molécula é fracamente polarizada, seu momento de dipolo elétrico μ = 0,04⋅10 −29 C m . Numerosos estudos mostraram que a carga negativa na molécula de CO está concentrada no átomo de carbono C − ←O + (a direção do momento de dipolo na molécula é oposta ao anteriormente assumido). Energia de ionização 14,0 eV, força de acoplamento constante k = 18,6 .
Propriedades
O monóxido de carbono (II) é um gás incolor, inodoro e insípido. combustível O chamado "cheiro de monóxido de carbono" é na verdade o cheiro de impurezas orgânicas.
| Energia de formação de Gibbs padrão Δ G | -137,14 kJ/mol (g) (a 298 K) |
| Entropia Padrão da Educação S | 197,54 J/mol K (g) (a 298 K) |
| Capacidade de calor molar padrão Cp | 29,11 J/mol K (g) (a 298 K) |
| Entalpia de fusão Δ H pl | 0,838 kJ/mol |
| entalpia de ebulição Δ H pular | 6,04 kJ/mol |
| Temperatura critica t Creta | -140,23°C |
| pressão crítica P Creta | 3,499 MPa |
| Densidade crítica ρ crit | 0,301 g/cm³ |
Os principais tipos de reações químicas em que o monóxido de carbono (II) está envolvido são as reações de adição e as reações redox, nas quais apresenta propriedades redutoras.
À temperatura ambiente, o CO é inativo, sua atividade química aumenta significativamente quando aquecido e em soluções. Assim, em soluções, restaura sais e outros metais já à temperatura ambiente. Quando aquecido, também reduz outros metais, por exemplo CO + CuO → Cu + CO 2. Isto é amplamente utilizado em pirometalurgia. O método para a detecção qualitativa de CO é baseado na reação de CO em solução com cloreto de paládio, veja abaixo.
A oxidação do CO em solução geralmente ocorre a uma taxa perceptível apenas na presença de um catalisador. Ao escolher o último, a natureza do agente oxidante desempenha o papel principal. Assim, KMnO 4 oxida mais rapidamente o CO na presença de prata finamente dividida, K 2 Cr 2 O 7 - na presença de sais, KClO 3 - na presença de OsO 4. Em geral, o CO é semelhante em suas propriedades redutoras ao hidrogênio molecular.
Abaixo de 830 °C, o CO é um agente redutor mais forte e, mais alto, o hidrogênio. Então o equilíbrio da reação
H 2 O + C O ⇄ C O 2 + H 2 (\displaystyle (\mathsf (H_(2)O+CO\rightleftarrows CO_(2)+H_(2)))))até 830 °C deslocado para a direita, acima de 830 °C para a esquerda.
Curiosamente, existem bactérias capazes de obter a energia de que necessitam para a vida devido à oxidação do CO.
O monóxido de carbono (II) queima com uma chama azul (temperatura de início da reação 700 ° C) no ar:
2 C O + O 2 → 2 C O 2 (\displaystyle (\mathsf (2CO+O_(2)\rightarrow 2CO_(2))))) (Δ G° 298 = -257 kJ, Δ S° 298 = -86 J/K).A temperatura de combustão do CO pode chegar a 2100 °C. A reação de combustão é em cadeia e os iniciadores são pequenas quantidades de compostos contendo hidrogênio (água, amônia, sulfeto de hidrogênio, etc.)
Devido a um poder calorífico tão bom, o CO é um componente de várias misturas técnicas de gases (ver, por exemplo, gás de produção) usado, entre outras coisas, para aquecimento. Explosivo quando misturado com ar; limites de concentração inferior e superior de propagação da chama: de 12,5 a 74% (em volume) .
halogênios. A reação com o cloro recebeu a maior aplicação prática:
C O + C l 2 → C O C l 2 . (\displaystyle (\mathsf (CO+Cl_(2)\rightarrow COCl_(2))).)Ao reagir CO com F 2 , além de COF 2 fluoreto de carbonila, pode ser obtido um composto de peróxido (FCO) 2 O 2 . Suas características: ponto de fusão -42 ° C, ponto de ebulição +16 ° C, tem um odor característico (semelhante ao cheiro de ozônio), se decompõe com uma explosão quando aquecido acima de 200 ° C (produtos da reação CO 2 , O 2 e COF 2), em meio ácido reage com iodeto de potássio de acordo com a equação:
(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).))))O monóxido de carbono (II) reage com calcogênios. Com enxofre forma sulfeto de carbono COS, a reação prossegue quando aquecida, de acordo com a equação:
C O + S → C O S (\displaystyle (\mathsf (CO+S\rightarrow COS)))) (Δ G° 298 = -229 kJ, Δ S° 298 = -134 J/K).Também foram obtidos selenóxido de carbono COSe e teluróxido de carbono COTe.
Restaura SO 2:
2 C O + S O 2 → 2 C O 2 + S . (\displaystyle (\mathsf (2CO+SO_(2)\rightarrow 2CO_(2)+S.))))Com os metais de transição, forma compostos combustíveis e tóxicos - carbonilas, como,,,, etc. Alguns deles são voláteis.
n C O + M e → [ M e (C O) n ] (\displaystyle (\mathsf (nCO+Me\rightarrow ))))O monóxido de carbono (II) é ligeiramente solúvel em água, mas não reage com ela. Além disso, não reage com soluções de álcalis e ácidos. No entanto, reage com derretimentos alcalinos para formar os formatos correspondentes:
C O + K O H → H C O O K . (\displaystyle (\mathsf (CO+KOH\rightarrow HCOOK.))))Uma reação interessante é a reação do monóxido de carbono (II) com o potássio metálico em uma solução de amônia. Isso forma o composto explosivo dioxodicarbonato de potássio:
2 K + 2 C O → K 2 C 2 O 2 . (\displaystyle (\mathsf (2K+2CO\rightarrow K_(2)C_(2)O_(2).))) x C O + y H 2 → (\displaystyle (\mathsf (xCO+yH_(2)\rightarrow ))))álcoois + alcanos lineares.Esse processo é fonte de produtos industriais críticos, como metanol, óleo diesel sintético, álcoois poli-hídricos, óleos e lubrificantes.
Ação fisiológica
Toxicidade
O monóxido de carbono é altamente tóxico.
O efeito tóxico do monóxido de carbono (II) é devido à formação de carboxiemoglobina - um complexo de carbonila muito mais forte com a hemoglobina, em comparação com o complexo de hemoglobina com oxigênio (oxiemoglobina). Assim, os processos de transporte de oxigênio e respiração celular são bloqueados. Concentrações no ar superiores a 0,1% resultam em morte dentro de uma hora.
- A vítima deve ser levada para o ar fresco. Em caso de envenenamento leve, a hiperventilação dos pulmões com oxigênio é suficiente.
- Ventilação artificial dos pulmões.
- Lobelina ou cafeína sob a pele.
- Carboxilase intravenosa.
A medicina mundial não conhece antídotos confiáveis para uso em caso de envenenamento por monóxido de carbono.
Proteção contra monóxido de carbono(II)
monóxido de carbono endógeno
O monóxido de carbono endógeno é produzido normalmente pelas células do corpo humano e animal e atua como uma molécula sinalizadora. Tem um papel fisiológico conhecido no organismo, em particular sendo um neurotransmissor e indutor de vasodilatação. Devido ao papel do monóxido de carbono endógeno no organismo, seus distúrbios metabólicos estão associados a várias doenças, como doenças neurodegenerativas, aterosclerose dos vasos sanguíneos, hipertensão, insuficiência cardíaca e vários processos inflamatórios.
O monóxido de carbono endógeno é formado no corpo devido à ação oxidante da enzima heme oxigenase sobre o heme, que é um produto da destruição da hemoglobina e da mioglobina, bem como de outras proteínas que contêm heme. Este processo provoca a formação de uma pequena quantidade de carboxiemoglobina no sangue humano, mesmo que a pessoa não fume e não respire ar atmosférico (sempre contendo pequenas quantidades de monóxido de carbono exógeno), mas oxigênio puro ou uma mistura de nitrogênio e oxigênio.
Após a primeira evidência que apareceu em 1993 de que o monóxido de carbono endógeno é um neurotransmissor normal no corpo humano, bem como um dos três gases endógenos que normalmente modulam o curso das reações inflamatórias no corpo (os outros dois são o óxido nítrico (II) e sulfeto de hidrogênio), o monóxido de carbono endógeno tem recebido considerável atenção de clínicos e pesquisadores como um importante regulador biológico. Em muitos tecidos, todos os três gases mencionados acima demonstraram ser agentes anti-inflamatórios, vasodilatadores e também induzir a angiogênese. No entanto, nem tudo é tão simples e inequívoco. A angiogénese nem sempre é um efeito benéfico, uma vez que desempenha um papel no crescimento de tumores malignos em particular, sendo também uma das causas de danos na retina na degeneração macular. Em particular, é importante notar que fumar (a principal fonte de monóxido de carbono no sangue, dando concentração várias vezes maior do que a produção natural) aumenta o risco de degeneração macular da retina em 4-6 vezes.
Existe uma teoria de que em algumas sinapses das células nervosas, onde a informação é armazenada por muito tempo, a célula receptora, em resposta ao sinal recebido, produz monóxido de carbono endógeno, que transmite o sinal de volta para a célula transmissora, que a informa. de sua prontidão para receber sinais dele no futuro e aumentar a atividade da célula transmissora de sinal. Algumas dessas células nervosas contêm guanilato ciclase, uma enzima que é ativada quando exposta ao monóxido de carbono endógeno.
Pesquisas sobre o papel do monóxido de carbono endógeno como agente anti-inflamatório e citoprotetor têm sido realizadas em muitos laboratórios ao redor do mundo. Essas propriedades do monóxido de carbono endógeno tornam o efeito em seu metabolismo um alvo terapêutico interessante para o tratamento de várias condições patológicas, como danos teciduais causados por isquemia e reperfusão subsequente (por exemplo, infarto do miocárdio, acidente vascular cerebral isquêmico), rejeição de transplantes, aterosclerose vascular, sepse grave, malária grave, doenças autoimunes. Ensaios clínicos em humanos também foram realizados, mas seus resultados ainda não foram publicados.
Em resumo, o que se sabe a partir de 2015 sobre o papel do monóxido de carbono endógeno no corpo pode ser resumido da seguinte forma:
- O monóxido de carbono endógeno é uma das moléculas de sinalização endógenas importantes;
- O monóxido de carbono endógeno modula as funções do SNC e cardiovasculares;
- O monóxido de carbono endógeno inibe a agregação plaquetária e sua adesão às paredes dos vasos;
- Influenciar a troca de monóxido de carbono endógeno no futuro pode ser uma das estratégias terapêuticas importantes para uma série de doenças.
Histórico de descobertas
A toxicidade da fumaça emitida durante a combustão do carvão foi descrita por Aristóteles e Galeno.
O monóxido de carbono (II) foi obtido pela primeira vez pelo químico francês Jacques de Lasson no aquecimento de óxido de zinco com carvão, mas foi inicialmente confundido com hidrogênio, pois queimava com uma chama azul.
O fato desse gás conter carbono e oxigênio foi descoberto pelo químico inglês William Kruikshank. A toxicidade do gás foi investigada em 1846 pelo médico francês Claude Bernard em experimentos com cães.
O monóxido de carbono (II) fora da atmosfera da Terra foi descoberto pela primeira vez pelo cientista belga M. Mizhot (M. Migeotte) em 1949 pela presença da principal banda vibracional-rotacional no espectro IR do Sol. O óxido de carbono (II) foi descoberto no meio interestelar em 1970.
Recibo
maneira industrial
- É formado durante a combustão de carbono ou compostos baseados nele (por exemplo, gasolina) em condições de falta de oxigênio:
- ou ao reduzir o dióxido de carbono com carvão quente:
Esta reação ocorre durante o forno do forno, quando o amortecedor do forno é fechado muito cedo (até que os carvões tenham queimado completamente). O monóxido de carbono (II) formado neste caso, devido à sua toxicidade, causa distúrbios fisiológicos (“burnout”) e até morte (veja abaixo), daí um dos nomes triviais - “monóxido de carbono”.
A reação de redução de dióxido de carbono é reversível, o efeito da temperatura no estado de equilíbrio desta reação é mostrado no gráfico. O fluxo da reação para a direita fornece o fator de entropia e para a esquerda - o fator de entalpia. Em temperaturas abaixo de 400°C, o equilíbrio é quase completamente deslocado para a esquerda e em temperaturas acima de 1000°C para a direita (na direção da formação de CO). Em baixas temperaturas, a velocidade dessa reação é muito baixa; portanto, o monóxido de carbono (II) é bastante estável em condições normais. Este equilíbrio tem um nome especial equilíbrio boudoir.
- As misturas de monóxido de carbono (II) com outras substâncias são obtidas pela passagem de ar, vapor de água, etc., através de uma camada de coque quente, carvão ou hulha, etc. (ver gás gerador, gás de água, gás misto, gás de síntese).
método laboratorial
- Decomposição de ácido fórmico líquido sob a ação de ácido sulfúrico concentrado a quente ou passagem de ácido fórmico gasoso sobre óxido de fósforo P 2 O 5 . Esquema de reação:
- Aquecimento de uma mistura de ácidos oxálico e sulfúrico concentrado. A reação ocorre de acordo com a equação:
- Aquecer uma mistura de hexacianoferrato(II) de potássio com ácido sulfúrico concentrado. A reação ocorre de acordo com a equação:
- Recuperação de carbonato de zinco por magnésio quando aquecido:
Determinação de monóxido de carbono (II)
Qualitativamente, a presença de CO pode ser determinada pelo escurecimento das soluções de cloreto de paládio (ou papel impregnado com esta solução). O escurecimento está associado à liberação de paládio metálico finamente disperso de acordo com o esquema:
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.))))Esta reação é muito sensível. Solução padrão: 1 grama de cloreto de paládio por litro de água.
A determinação quantitativa de monóxido de carbono (II) é baseada na reação iodométrica:
5 C O + I 2 O 5 → 5 C O 2 + I 2. (\displaystyle (\mathsf (5CO+I_(2)O_(5)\rightarrow 5CO_(2)+I_(2).)))Inscrição
- O monóxido de carbono(II) é um reagente intermediário utilizado em reações com hidrogênio nos processos industriais mais importantes para a produção de álcoois orgânicos e hidrocarbonetos lineares.
- O monóxido de carbono (II) é utilizado para processar carnes e peixes de animais, conferindo-lhes uma cor vermelha brilhante e uma aparência de frescor, sem alterar o sabor (tecnologias fumaça clara e Fumaça sem gosto). A concentração permitida de CO é de 200 mg/kg de carne.
- O monóxido de carbono (II) é o principal componente do gás de gerador usado como combustível em veículos a gás natural.
- O monóxido de carbono do escapamento do motor foi usado pelos nazistas durante a Segunda Guerra Mundial para massacrar pessoas por envenenamento.
Monóxido de carbono (II) na atmosfera da Terra
Existem fontes naturais e antropogênicas de entrada na atmosfera da Terra. Em condições naturais, na superfície da Terra, o CO é formado durante a decomposição anaeróbica incompleta de compostos orgânicos e durante a combustão de biomassa, principalmente durante incêndios florestais e de estepe. O monóxido de carbono (II) é formado no solo tanto biologicamente (excretado por organismos vivos) quanto não biologicamente. A liberação de monóxido de carbono (II) devido a compostos fenólicos comuns em solos contendo grupos OCH 3 ou OH em posições orto ou para em relação ao primeiro grupo hidroxila foi comprovada experimentalmente.
O balanço geral da produção de CO não biológico e sua oxidação por microrganismos depende das condições ambientais específicas, principalmente da umidade e do valor de . Por exemplo, de solos áridos, o monóxido de carbono (II) é liberado diretamente na atmosfera, criando assim máximos locais na concentração desse gás.
Na atmosfera, o CO é o produto de reações em cadeia envolvendo metano e outros hidrocarbonetos (principalmente isopreno).
A principal fonte antropogênica de CO atualmente são os gases de escape dos motores de combustão interna. O monóxido de carbono é produzido quando combustíveis de hidrocarbonetos são queimados em motores de combustão interna em temperaturas insuficientes ou quando o sistema de suprimento de ar está mal ajustado (não é fornecido oxigênio suficiente para oxidar CO a CO 2 ). No passado, uma proporção significativa das emissões antropogênicas de CO na atmosfera vinha do gás de iluminação usado para iluminação interna no século XIX. Em composição, correspondia aproximadamente ao gás água, ou seja, continha até 45% de monóxido de carbono (II). No setor público, não é usado devido à presença de um análogo muito mais barato e mais eficiente em termos energéticos -
O monóxido de carbono, o monóxido de carbono (CO) é um gás incolor, inodoro e insípido que é ligeiramente menos denso que o ar. É tóxico para animais de hemoglobina (incluindo humanos) se as concentrações estiverem acima de cerca de 35 ppm, embora também seja produzido no metabolismo animal normal em pequenas quantidades, e acredita-se que tenha algumas funções biológicas normais. Na atmosfera, é espacialmente variável e decai rapidamente, e tem um papel na formação de ozônio ao nível do solo. O monóxido de carbono é composto por um átomo de carbono e um átomo de oxigênio ligados por uma ligação tripla, que consiste em duas ligações covalentes, bem como uma ligação covalente dativa. É o monóxido de carbono mais simples. É isoeletrônico com o ânion cianeto, o cátion nitrosônio e o nitrogênio molecular. Em complexos de coordenação, o ligante de monóxido de carbono é chamado de carbonila.
História
Aristóteles (384-322 aC) descreveu pela primeira vez o processo de queima do carvão, que leva à formação de gases tóxicos. Nos tempos antigos, havia um método de execução - para fechar o criminoso em um banheiro com brasas fumegantes. No entanto, naquela época o mecanismo da morte não era claro. O médico grego Galeno (129-199 d.C.) sugeriu que havia uma mudança na composição do ar que prejudicava uma pessoa quando inalado. Em 1776, o químico francês de Lasson produziu CO aquecendo óxido de zinco com coque, mas o cientista concluiu erroneamente que o produto gasoso era hidrogênio porque queimava com uma chama azul. O gás foi identificado como um composto contendo carbono e oxigênio pelo químico escocês William Cumberland Cruikshank em 1800. Sua toxicidade em cães foi exaustivamente investigada por Claude Bernard por volta de 1846. Durante a Segunda Guerra Mundial, uma mistura de gás contendo monóxido de carbono foi usada para abastecer veículos motorizados que operavam em partes do mundo onde a gasolina e o diesel eram escassos. Foram instalados geradores externos (com algumas exceções) de carvão ou gás derivado de madeira e uma mistura de nitrogênio atmosférico, monóxido de carbono e pequenas quantidades de outros gases de gaseificação foi alimentada ao misturador de gás. A mistura gasosa resultante desse processo é conhecida como gás de madeira. O monóxido de carbono também foi usado em larga escala durante o Holocausto em alguns campos de extermínio nazistas alemães, principalmente nas vans de gás de Chelmno e no programa de extermínio de "eutanásia" T4.
Fontes
O monóxido de carbono é formado durante a oxidação parcial de compostos contendo carbono; ele se forma quando não há oxigênio suficiente para formar dióxido de carbono (CO2), como ao trabalhar em um fogão ou motor de combustão interna, em um espaço fechado. Na presença de oxigênio, incluindo concentrações atmosféricas, o monóxido de carbono queima com uma chama azul, produzindo dióxido de carbono. O gás de carvão, que foi amplamente utilizado até a década de 1960 para iluminação interna, cozinha e aquecimento, continha monóxido de carbono como um componente significativo do combustível. Alguns processos de tecnologia moderna, como a fundição de ferro, ainda produzem monóxido de carbono como subproduto. Em todo o mundo, as maiores fontes de monóxido de carbono são as fontes naturais, devido a reações fotoquímicas na troposfera, que geram cerca de 5 × 1012 kg de monóxido de carbono por ano. Outras fontes naturais de CO incluem vulcões, incêndios florestais e outras formas de combustão. Na biologia, o monóxido de carbono é produzido naturalmente pela ação da heme oxigenase 1 e 2 no heme a partir da quebra da hemoglobina. Esse processo produz uma certa quantidade de carboxihemoglobina em pessoas normais, mesmo que não inalem monóxido de carbono. Desde o primeiro relato de que o monóxido de carbono era um neurotransmissor normal em 1993, bem como um dos três gases que modulam naturalmente as respostas inflamatórias no corpo (os outros dois são o óxido nítrico e o sulfeto de hidrogênio), o monóxido de carbono tem recebido muita atenção como um agente biológico. regulador. Em muitos tecidos, todos os três gases atuam como agentes anti-inflamatórios, vasodilatadores e promotores do crescimento neovascular. Pequenas quantidades de monóxido de carbono estão sendo clinicamente testadas como uma droga. No entanto, quantidades excessivas de monóxido de carbono causam envenenamento por monóxido de carbono.
Propriedades moleculares
O monóxido de carbono tem um peso molecular de 28,0, tornando-o um pouco mais leve que o ar, que tem um peso molecular médio de 28,8. De acordo com a lei dos gases ideais, o CO é, portanto, menos denso que o ar. O comprimento de ligação entre o átomo de carbono e o átomo de oxigênio é 112,8 pm. Este comprimento de ligação é consistente com uma ligação tripla, como no nitrogênio molecular (N2), que tem um comprimento de ligação semelhante e quase o mesmo peso molecular. As ligações duplas carbono-oxigênio são muito mais longas, por exemplo, 120,8 m para formaldeído. O ponto de ebulição (82 K) e o ponto de fusão (68 K) são muito semelhantes ao N2 (77 K e 63 K, respectivamente). A energia de dissociação da ligação de 1072 kJ/mol é mais forte que a do N2 (942 kJ/mol) e representa a ligação química mais forte conhecida. O estado fundamental do elétron de monóxido de carbono é singleto, pois não há elétrons desemparelhados.
Momento de ligação e dipolo
Carbono e oxigênio juntos têm um total de 10 elétrons na camada de valência. Seguindo a regra do octeto para carbono e oxigênio, dois átomos formam uma ligação tripla, com seis elétrons em comum em três orbitais moleculares de ligação, em vez da ligação dupla usual encontrada em compostos orgânicos carbonílicos. Como quatro dos elétrons compartilhados vêm do átomo de oxigênio e apenas dois do carbono, um orbital de ligação é ocupado por dois elétrons dos átomos de oxigênio, formando uma ligação dativa ou dipolo. Isso resulta em uma polarização C ← O da molécula, com uma pequena carga negativa no carbono e uma pequena carga positiva no oxigênio. Os outros dois orbitais de ligação ocupam um elétron do carbono e um do oxigênio, formando ligações covalentes (polares) com polarização C → O invertida, uma vez que o oxigênio é mais eletronegativo que o carbono. No monóxido de carbono livre, a carga líquida negativa δ- permanece na extremidade do carbono, e a molécula tem um pequeno momento de dipolo de 0,122 D. Assim, a molécula é assimétrica: o oxigênio tem mais densidade eletrônica que o carbono, e também uma pequena carga positiva , em comparação com o carbono, que é negativo. Em contraste, a molécula de dinitrogênio isoeletrônica não possui um momento de dipolo. Se o monóxido de carbono atua como um ligante, a polaridade do dipolo pode reverter com uma carga líquida negativa na extremidade do oxigênio, dependendo da estrutura do complexo de coordenação.
Polaridade da ligação e estado de oxidação
Estudos teóricos e experimentais mostram que, apesar da maior eletronegatividade do oxigênio, o momento dipolar procede da extremidade mais negativa do carbono para a extremidade mais positiva do oxigênio. Essas três ligações são, na verdade, ligações covalentes polares altamente polarizadas. A polarização calculada para o átomo de oxigênio é de 71% para a ligação σ e 77% para ambas as ligações π. O estado de oxidação do carbono em monóxido de carbono em cada uma dessas estruturas é +2. É calculado da seguinte forma: todos os elétrons de ligação são considerados como pertencentes a átomos de oxigênio mais eletronegativos. Apenas dois elétrons não ligantes no carbono são atribuídos ao carbono. Nesta contagem, o carbono tem apenas dois elétrons de valência na molécula em comparação com quatro em um átomo livre.
Propriedades biológicas e fisiológicas
Toxicidade
O envenenamento por monóxido de carbono é o tipo mais comum de envenenamento fatal do ar em muitos países. O monóxido de carbono é uma substância incolor, inodora e insípida, mas altamente tóxica. Combina-se com a hemoglobina para formar a carboxiemoglobina, que "usurpa" o local da hemoglobina que normalmente transporta oxigênio, mas é ineficiente para fornecer oxigênio aos tecidos do corpo. Concentrações tão baixas quanto 667 ppm podem fazer com que até 50% da hemoglobina do corpo seja convertida em carboxihemoglobina. Níveis de 50% de carboxihemoglobina podem levar a convulsões, coma e morte. Nos Estados Unidos, o Departamento do Trabalho limita os níveis de exposição de monóxido de carbono a longo prazo no local de trabalho a 50 partes por milhão. Por um curto período de tempo, a absorção de monóxido de carbono é cumulativa, pois sua meia-vida é de cerca de 5 horas ao ar livre. Os sintomas mais comuns de envenenamento por monóxido de carbono podem ser semelhantes a outros tipos de envenenamento e infecções e incluem sintomas como dor de cabeça, náusea, vômito, tontura, fadiga e sensação de fraqueza. As famílias afetadas muitas vezes acreditam que são vítimas de intoxicação alimentar. Os bebês podem ser irritáveis e se alimentar mal. Os sintomas neurológicos incluem confusão, desorientação, visão turva, desmaios (perda de consciência) e convulsões. Algumas descrições de envenenamento por monóxido de carbono incluem hemorragia retiniana, bem como uma coloração vermelho-cereja anormal no sangue. Na maioria dos diagnósticos clínicos, essas características são raras. Uma das dificuldades com a utilidade desse efeito "cereja" é que ele corrige, ou mascara, uma aparência doentia, já que o principal efeito da remoção da hemoglobina venosa é fazer com que a pessoa sufocada pareça mais normal, ou uma pessoa morta pareça viva , semelhante ao efeito dos corantes vermelhos na composição do embalsamamento. Este efeito de coloração em tecidos envenenados por CO anóxico é devido ao uso comercial de monóxido de carbono na coloração de carnes. O monóxido de carbono também se liga a outras moléculas, como a mioglobina e a citocromo oxidase mitocondrial. A exposição ao monóxido de carbono pode causar danos significativos ao coração e ao sistema nervoso central, especialmente no globo pálido, frequentemente associado a condições crônicas de longo prazo. O monóxido de carbono pode ter sérios efeitos adversos no feto de uma mulher grávida.
fisiologia humana normal
O monóxido de carbono é produzido naturalmente no corpo humano como uma molécula de sinalização. Assim, o monóxido de carbono pode ter um papel fisiológico no corpo como neurotransmissor ou relaxante dos vasos sanguíneos. Devido ao papel do monóxido de carbono no organismo, anormalidades em seu metabolismo estão associadas a várias doenças, incluindo neurodegeneração, hipertensão, insuficiência cardíaca e inflamação.
O CO funciona como uma molécula sinalizadora endógena.
O CO modula as funções do sistema cardiovascular
CO inibe a agregação e adesão plaquetária
CO pode desempenhar um papel como um potencial agente terapêutico
Microbiologia
O monóxido de carbono é um nutriente para archaea metanogênica, um bloco de construção para acetil coenzima A. Este é um tópico para um novo campo da química bioorganometálica. Microrganismos extremófilos podem, assim, metabolizar o monóxido de carbono em locais como as aberturas de calor dos vulcões. Nas bactérias, o monóxido de carbono é produzido pela redução do dióxido de carbono pela enzima monóxido de carbono desidrogenase, uma proteína contendo Fe-Ni-S. CooA é uma proteína receptora de monóxido de carbono. O escopo de sua atividade biológica ainda é desconhecido. Pode ser parte da via de sinalização em bactérias e archaea. Sua prevalência em mamíferos não foi estabelecida.
Prevalência
O monóxido de carbono é encontrado em vários ambientes naturais e artificiais.
O monóxido de carbono está presente em pequenas quantidades na atmosfera, principalmente como produto da atividade vulcânica, mas também é produto de incêndios naturais e provocados pelo homem (por exemplo, incêndios florestais, queima de resíduos de culturas e queima de cana-de-açúcar). A queima de combustíveis fósseis também contribui para a formação de monóxido de carbono. O monóxido de carbono ocorre na forma dissolvida em rochas vulcânicas derretidas em altas pressões no manto da Terra. Como as fontes naturais de monóxido de carbono são variáveis, é extremamente difícil medir com precisão as emissões de gás natural. O monóxido de carbono é um gás de efeito estufa em rápida decomposição e também exerce força radiativa indireta aumentando as concentrações de metano e ozônio troposférico por meio de reações químicas com outros constituintes atmosféricos (por exemplo, radical hidroxila, OH) que, de outra forma, os destruiriam. Como resultado de processos naturais na atmosfera, é eventualmente oxidado em dióxido de carbono. O monóxido de carbono tem vida curta na atmosfera (dura cerca de dois meses em média) e tem uma concentração espacialmente variável. Na atmosfera de Vênus, o monóxido de carbono é criado pela fotodissociação do dióxido de carbono por radiação eletromagnética com comprimento de onda menor que 169 nm. Devido à sua longa vida útil na troposfera média, o monóxido de carbono também é usado como rastreador de transporte para plumas de poluentes.
Poluição urbana
O monóxido de carbono é um poluente atmosférico temporário em algumas áreas urbanas, principalmente dos tubos de escape de motores de combustão interna (incluindo veículos, geradores portáteis e de reserva, cortadores de grama, máquinas de lavar, etc.) e da combustão incompleta de vários outros combustíveis (incluindo lenha, carvão, carvão vegetal, petróleo, cera, propano, gás natural e lixo). Grande poluição de CO pode ser observada do espaço sobre as cidades.
Papel na formação do ozônio troposférico
O monóxido de carbono, juntamente com os aldeídos, faz parte de uma série de ciclos de reações químicas que formam o smog fotoquímico. Ele reage com o radical hidroxila (OH) para dar o radical intermediário HOCO, que rapidamente transfere o radical hidrogênio O2 para formar um radical peróxido (HO2) e dióxido de carbono (CO2). O radical peróxido então reage com o óxido nítrico (NO) para formar dióxido de nitrogênio (NO2) e um radical hidroxila. NO 2 dá O(3P) através de fotólise, formando O3 após reagir com O2. Como o radical hidroxila é formado durante a formação do NO2, o equilíbrio da sequência de reações químicas, a partir do monóxido de carbono, leva à formação do ozônio: CO + 2O2 + hν → CO2 + O3 (onde hν se refere ao fóton de luz absorvida pela molécula de NO2 na sequência) Embora a criação de NO2 seja um passo importante na produção de ozônio de baixo nível, ela também aumenta a quantidade de ozônio de outra forma, um tanto mutuamente exclusiva, reduzindo a quantidade de NO que está disponível para reagir com ozônio.
poluição do ar interior
Em ambientes fechados, a concentração de monóxido de carbono pode facilmente atingir níveis letais. Em média, 170 pessoas morrem todos os anos nos Estados Unidos devido a produtos de consumo não automotivos que produzem monóxido de carbono. No entanto, de acordo com o Departamento de Saúde da Flórida, "mais de 500 americanos morrem a cada ano por exposição acidental ao monóxido de carbono e milhares mais nos EUA requerem atendimento médico de emergência por envenenamento não fatal por monóxido de carbono". Esses produtos incluem aparelhos de combustão de combustível defeituosos, como fogões, fogões, aquecedores de água e aquecedores de ambiente a gás e querosene; equipamentos acionados mecanicamente, como geradores portáteis; lareiras; e carvão, que é queimado em casas e outros espaços fechados. A American Association of Poison Control Centers (AAPCC) relatou 15.769 casos de intoxicação por monóxido de carbono, que resultou em 39 mortes em 2007. Em 2005, a CPSC relatou 94 mortes relacionadas ao envenenamento por monóxido de carbono de um gerador. Quarenta e sete dessas mortes ocorreram durante quedas de energia devido ao mau tempo, incluindo o furacão Katrina. No entanto, as pessoas estão morrendo de envenenamento por monóxido de carbono de itens não alimentares, como carros deixados funcionando em garagens anexadas às casas. Os Centros de Controle e Prevenção de Doenças relatam que todos os anos, vários milhares de pessoas vão ao pronto-socorro do hospital por envenenamento por monóxido de carbono.
Presença no sangue
O monóxido de carbono é absorvido pela respiração e entra na corrente sanguínea através das trocas gasosas nos pulmões. Também é produzido durante o metabolismo da hemoglobina e entra no sangue a partir dos tecidos e, portanto, está presente em todos os tecidos normais, mesmo que não seja inalado no corpo. Os níveis normais de monóxido de carbono circulando no sangue estão entre 0% e 3%, e são maiores em fumantes. Os níveis de monóxido de carbono não podem ser avaliados através de um exame físico. Os exames laboratoriais requerem uma amostra de sangue (arterial ou venosa) e uma análise laboratorial para um CO-oxímetro. Além disso, a carboxiemoglobina não invasiva (SPCO) com oximetria de CO pulsada é mais eficaz do que os métodos invasivos.
Astrofísica
Fora da Terra, o monóxido de carbono é a segunda molécula mais abundante no meio interestelar, depois do hidrogênio molecular. Devido à sua assimetria, a molécula de monóxido de carbono produz linhas espectrais muito mais brilhantes do que a molécula de hidrogênio, tornando o CO muito mais fácil de detectar. O CO interestelar foi detectado pela primeira vez por radiotelescópios em 1970. Atualmente é o traçador de gás molecular mais utilizado no meio interestelar das galáxias, e o hidrogênio molecular só pode ser detectado com luz ultravioleta, necessitando de telescópios espaciais. Observações de monóxido de carbono fornecem a maioria das informações sobre as nuvens moleculares nas quais a maioria das estrelas se forma. Beta Pictoris, a segunda estrela mais brilhante da constelação de Pictor, exibe um excesso de radiação infravermelha em comparação com estrelas normais do seu tipo, devido à grande quantidade de poeira e gás (incluindo monóxido de carbono) perto da estrela.
Produção
Muitos métodos foram desenvolvidos para produzir monóxido de carbono.
produção industrial
A principal fonte industrial de CO é o gás produtor, uma mistura contendo principalmente monóxido de carbono e nitrogênio, formada quando o carbono é queimado ao ar em alta temperatura quando há excesso de carbono. No forno, o ar é forçado através de uma camada de coque. O CO2 inicialmente produzido é equilibrado com o carvão quente restante para produzir CO. A reação do CO2 com o carbono para produzir CO é descrita como a reação de Boudouard. Acima de 800°C, o CO é o produto dominante:
CO2 + C → 2 CO (ΔH = 170 kJ/mol)
Outra fonte é o "gás de água", uma mistura de hidrogênio e monóxido de carbono produzida por uma reação endotérmica de vapor e carbono:
H2O + C → H2 + CO (ΔH = +131 kJ/mol)
Outros "syngas" semelhantes podem ser obtidos a partir de gás natural e outros combustíveis. O monóxido de carbono também é um subproduto da redução de minérios de óxido metálico com carbono:
MO + C → M + CO
O monóxido de carbono também é produzido pela oxidação direta do carbono em uma quantidade limitada de oxigênio ou ar.
2C (s) + O 2 → 2CO (g)
Como o CO é um gás, o processo de redução pode ser controlado por aquecimento, usando a entropia positiva (favorável) da reação. O diagrama de Ellingham mostra que a produção de CO é favorecida em relação ao CO2 em altas temperaturas.
Preparação no laboratório
O monóxido de carbono é convenientemente obtido em laboratório por desidratação de ácido fórmico ou ácido oxálico, por exemplo com ácido sulfúrico concentrado. Outra maneira é aquecer uma mistura homogênea de zinco metálico em pó e carbonato de cálcio, que libera CO e deixa óxido de zinco e óxido de cálcio:
Zn + CaCO3 → ZnO + CaO + CO
Nitrato de prata e iodofórmio também dão monóxido de carbono:
CHI3 + 3AgNO3 + H2O → 3HNO3 + CO + 3AgI
química de coordenação
A maioria dos metais forma complexos de coordenação contendo monóxido de carbono ligado covalentemente. Apenas metais em estados de oxidação mais baixos se combinam com ligantes de monóxido de carbono. Isso ocorre porque é necessária densidade eletrônica suficiente para facilitar a doação reversa do orbital metálico DXZ para o orbital molecular π* do CO. O par solitário no átomo de carbono no CO também doa densidade eletrônica em dx²-y² no metal para formar uma ligação sigma. Essa doação de elétrons também se manifesta pelo efeito cis, ou labilização de ligantes CO na posição cis. O carbonil de níquel, por exemplo, é formado pela combinação direta de monóxido de carbono e níquel metálico:
Ni + 4 CO → Ni(CO) 4 (1 bar, 55°C)
Por esta razão, o níquel no tubo ou parte dele não deve entrar em contato prolongado com o monóxido de carbono. O carbonil de níquel se decompõe prontamente em Ni e CO em contato com superfícies quentes, e este método é usado para refino de níquel comercial no processo Mond. Na carbonila de níquel e em outras carbonilas, o par de elétrons no carbono interage com o metal; O monóxido de carbono doa um par de elétrons ao metal. Em tais situações, o monóxido de carbono é chamado de ligante carbonila. Um dos carbonilos metálicos mais importantes é o pentacarbonilo de ferro, Fe(CO) 5. Muitos complexos metal-CO são feitos por descarbonilação de solventes orgânicos em vez de CO. Por exemplo, tricloreto de irídio e trifenilfosfina reagem em refluxo de 2-metoxietanol ou DMF para dar IrCl(CO)(PPh3) 2. Carbonilos metálicos em química de coordenação são geralmente estudados usando espectroscopia de infravermelho.
Química orgânica e química dos principais grupos de elementos
Na presença de ácidos fortes e água, o monóxido de carbono reage com alcenos para formar ácidos carboxílicos em um processo conhecido como reação de Koch-Haaf. Na reação de Guttermann-Koch, os arenos são convertidos em derivados de benzaldeído na presença de AlCl3 e HCl. Os compostos de organolítio (como o butil-lítio) reagem com o monóxido de carbono, mas essas reações têm pouca aplicação científica. Embora o CO reaja com carbocátions e carbânions, é relativamente pouco reativo com compostos orgânicos sem a intervenção de catalisadores metálicos. Com reagentes do grupo principal, o CO sofre várias reações notáveis. A cloração por CO é um processo industrial que produz o importante composto de fosgênio. Com o borano, o CO forma um aduto, H3BCO, que é isoeletrônico com o acilio + cátion. O CO reage com o sódio para criar produtos derivados da ligação C-C. Os compostos ciclohexahehexona ou triquinoil (C6O6) e ciclopentanopentona ou ácido leucônico (C5O5), que até agora só foram obtidos em quantidades vestigiais, podem ser considerados como polímeros de monóxido de carbono. Em pressões acima de 5 GPa, o monóxido de carbono é convertido em um polímero sólido de carbono e oxigênio. É metaestável à pressão atmosférica, mas é um explosivo poderoso.
Uso
Indústria química
O monóxido de carbono é um gás industrial que tem muitos usos na produção de produtos químicos a granel. Grandes quantidades de aldeídos são obtidas pela reação de hidroformilação de alcenos, monóxido de carbono e H2. A hidroformilação no processo Shell possibilita a criação de precursores de detergentes. O fosgênio, adequado para a produção de isocianatos, policarbonatos e poliuretanos, é produzido passando monóxido de carbono purificado e cloro gasoso através de um leito de carvão ativado poroso que serve como catalisador. A produção mundial deste composto em 1989 foi estimada em 2,74 milhões de toneladas.
CO + Cl2 → COCl2
O metanol é produzido pela hidrogenação do monóxido de carbono. Em uma reação relacionada, a hidrogenação do monóxido de carbono envolve a formação de uma ligação C-C, como no processo Fischer-Tropsch, onde o monóxido de carbono é hidrogenado em combustíveis líquidos de hidrocarbonetos. Essa tecnologia permite que carvão ou biomassa sejam convertidos em óleo diesel. No processo Monsanto, monóxido de carbono e metanol reagem na presença de um catalisador à base de ródio e ácido iodídrico homogêneo para formar ácido acético. Este processo é responsável por grande parte da produção industrial de ácido acético. Em escala industrial, o monóxido de carbono puro é usado para purificar o níquel no processo Mond.
corante de carne
O monóxido de carbono é usado em sistemas de embalagens atmosféricas modificadas nos Estados Unidos, principalmente em produtos de carne fresca, como carne bovina, suína e peixe, para manter sua aparência fresca. O monóxido de carbono combina com a mioglobina para formar carboximioglobina, um pigmento vermelho cereja brilhante. A carboximioglobina é mais estável do que a forma oxidada da mioglobina, a oximioglobina, que pode oxidar no pigmento marrom metamioglobina. Esta cor vermelha estável pode durar muito mais tempo do que a carne embalada convencional. Os níveis típicos de monóxido de carbono usados em plantas que usam este processo são de 0,4% a 0,5%. Essa tecnologia foi reconhecida pela primeira vez como "geralmente segura" (GRAS) pela Food and Drug Administration (FDA) dos EUA em 2002 para uso como sistema de embalagem secundária e não requer rotulagem. Em 2004, o FDA aprovou o CO como método de embalagem primária, afirmando que o CO não mascara o cheiro de deterioração. Apesar desta decisão, permanece discutível se este método mascara a deterioração dos alimentos. Em 2007, um projeto de lei foi proposto na Câmara dos Deputados dos EUA para chamar o processo de embalagem modificado usando monóxido de carbono um aditivo de cor, mas o projeto não foi aprovado. Esse processo de embalagem é proibido em muitos outros países, incluindo Japão, Cingapura e países da União Européia.
O remédio
Na biologia, o monóxido de carbono é produzido naturalmente pela ação da heme oxigenase 1 e 2 no heme a partir da quebra da hemoglobina. Esse processo produz uma certa quantidade de carboxihemoglobina em pessoas normais, mesmo que não inalem monóxido de carbono. Desde o primeiro relato de que o monóxido de carbono era um neurotransmissor normal em 1993, bem como um dos três gases que modulam naturalmente as respostas inflamatórias no corpo (os outros dois são o óxido nítrico e o sulfeto de hidrogênio), o monóxido de carbono recebeu uma grande quantidade de atenção como regulador biológico. Em muitos tecidos, todos os três gases são conhecidos por atuarem como agentes anti-inflamatórios, vasodilatadores e estimuladores do crescimento neovascular. No entanto, essas questões são complexas porque o crescimento neovascular nem sempre é benéfico, pois desempenha um papel no crescimento do tumor, bem como no desenvolvimento da degeneração macular úmida, uma doença cujo risco é aumentado de 4 a 6 vezes pelo tabagismo (uma fonte importante de monóxido de carbono) no sangue, várias vezes mais do que a produção natural). Existe uma teoria de que em algumas sinapses de células nervosas, quando as memórias de longo prazo são armazenadas, a célula receptora produz monóxido de carbono, que é passado de volta para a câmara transmissora, fazendo com que seja transmitido mais facilmente no futuro. Algumas dessas células nervosas mostraram conter guanilato ciclase, uma enzima que é ativada pelo monóxido de carbono. Muitos laboratórios ao redor do mundo têm realizado pesquisas envolvendo o monóxido de carbono quanto às suas propriedades anti-inflamatórias e citoprotetoras. Essas propriedades podem ser usadas para prevenir o desenvolvimento de várias condições patológicas, incluindo lesão de reperfusão isquêmica, rejeição de transplante, aterosclerose, sepse grave, malária grave ou doenças autoimunes. Ensaios clínicos em humanos foram realizados, mas os resultados ainda não foram divulgados.
As propriedades físicas do monóxido de carbono (monóxido de carbono CO) à pressão atmosférica normal são consideradas dependendo da temperatura em seus valores negativos e positivos.
Nas tabelas as seguintes propriedades físicas do CO são apresentadas: densidade de monóxido de carbono ρ , capacidade de calor específico a pressão constante Cp, coeficientes de condutividade térmica λ e viscosidade dinâmica μ .
A primeira tabela mostra a densidade e o calor específico do monóxido de carbono CO na faixa de temperatura de -73 a 2727°C.
A segunda tabela fornece os valores de tais propriedades físicas do monóxido de carbono como condutividade térmica e sua viscosidade dinâmica na faixa de temperatura de menos 200 a 1000°C.
A densidade do monóxido de carbono, assim como, depende significativamente da temperatura - quando o monóxido de carbono CO é aquecido, sua densidade diminui. Por exemplo, à temperatura ambiente, a densidade do monóxido de carbono é de 1,129 kg/m 3, mas no processo de aquecimento a uma temperatura de 1000 ° C, a densidade desse gás diminui 4,2 vezes - para um valor de 0,268 kg / m 3.
Em condições normais (temperatura 0°C) o monóxido de carbono tem uma densidade de 1,25 kg/m3. Se compararmos sua densidade com a de outros gases comuns, a densidade do monóxido de carbono em relação ao ar é menos importante - o monóxido de carbono é mais leve que o ar. Também é mais leve que o argônio, mas mais pesado que o nitrogênio, hidrogênio, hélio e outros gases leves.
A capacidade de calor específico do monóxido de carbono em condições normais é 1040 J/(kg deg). À medida que a temperatura desse gás aumenta, sua capacidade de calor específico aumenta. Por exemplo, a 2727°C seu valor é 1329 J/(kg graus).
| t, °С | ρ, kg/m3 | Cp, J/(kg graus) | t, °С | ρ, kg/m3 | Cp, J/(kg graus) | t, °С | ρ, kg/m3 | Cp, J/(kg graus) |
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| -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 |
A condutividade térmica do monóxido de carbono em condições normais é 0,02326 W/(m graus). Ela aumenta com sua temperatura e a 1000°C torna-se igual a 0,0806 W/(m graus). Deve-se notar que a condutividade térmica do monóxido de carbono é ligeiramente menor que este valor y.
A viscosidade dinâmica do monóxido de carbono à temperatura ambiente é de 0,0246·10-7 Pa·s. Quando o monóxido de carbono é aquecido, sua viscosidade aumenta. Tal caráter da dependência da viscosidade dinâmica com a temperatura é observado em . Deve-se notar que o monóxido de carbono é mais viscoso que o vapor de água e o dióxido de carbono CO 2 , mas tem uma viscosidade menor que o óxido nítrico NO e o ar.
