Монооксид углерода

Монооксид углерода
Общие
Систематическое наименование	Монооксид углерода
Химическая формула	CO
Физические свойства
Состояние	бесцветный газ
Молярная масса	28,01 г/моль
Плотность	0,001250°C; 0,814-195°C г/см³
Термические свойства
Т. плав.	−205 °C
Т. кип.	−191,5 °C
Энтальпия образования	−110,52 кДж/моль
Химические свойства
Растворимость в воде	0,0026 г/100 мл
Классификация
Рег. номер CAS	630-08-0
Рег. номер PubChem	281
Рег. номер EINECS	211-128-3
SMILES	[C-]#[O+]
Регистрационный номер EC	006-001-00-2
RTECS	FG3500000
Приводятся данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иного.

Окись углерода (угарный газ) / СССР, Свердловская киностудия, 1962 г. [10:12]

Монооксид углерода (оксид углерода(II), окись углерода, угарный газ, CO) — бесцветный, очень ядовитый газ без запаха. Образуется в результате неполного сгорания топлива в автомобильных двигателях и отапливаемых приборах, работающих на угле или на других видах природного топлива. В воде почти не растворяется и не вступает с ней в химическое взаимодействие. Относится к несолеобразующим оксидам.

Получение

Монооксид углерода образуется при сгорании угля или соединений, содержащих углерод, при недостатке кислорода (воздуха), а также при взаимодействии диоксида углерода с раскаленными углями:

• CO₂ + С = 2CO

Эта реакция обратная, и при температуре ниже 400 °C равновесие почти полностью смещается влево, а при 1000 °C — вправо. В лабораторных условиях монооксид углерода получают при нагревании муравьиной кислоты с концентрированной серной кислотой:

• HCOOH = CO↑ + H₂O

Его получают также при нагревании металлического цинка с карбонатом кальция:

• Zn + CaCO₃ = ZnO + CaO + CO↑

Химические свойства

На воздухе он загорается при 700° C и горит характерным голубым пламенем с образованием диоксида углерода:

• 2CO + O₂ = 2CO₂ + 565 кДж

При этом выделяется значительное количество тепла (135 ккал или 565т кДж). Поэтому CO в смеси с другими газами применяют в технике как газообразное топливо (доменные газы, генераторный газ, водяной газ и т. д.).

При высокой температуре монооксид углерода проявляет восстановительные свойства, благодаря чему широко используется в металлургии для получения некоторых металлов из их оксидов. К примеру:

• PbO + CO = Pb + CO₂↑
• Fe₂O₃ + 3CO = 2Fe + 3CO₂↑

Хотя некоторые благородные металлы может восстанавливать из водных растворов их солей и при комнатной температуре:

• PdCl₂ + CO + H₂O = Pd + HCl + CO₂↑

При присоединении хлора к монооксиду углерода образуется фосген. Реакция происходит в присутствии активированного угля в качестве катализатора даже при комнатной температуре:

• CO + Cl₂ = COCl₂↑

Газ может напрямую присоединиться к некоторым металлам с образованием карбонилов металлов (например, Fe(CO)₅, Ni(CO)₄, Mo(CO)₆, Cr(CO)₆ и т. д.). Такие реакции обычно проходят при повышенной температуре и давлении:

• Fe + 5CO = Fe(CO)₅

Поскольку обычные противогазы монооксид углерода практически не задерживают, в 1917 году были разработаны насадки со смесью оксида меди с двуокисью марганца (так называемые гопкалиты) способны окислить монооксид до двуокиси углерода при обычных температурах (в начале работы при окислении оксида они нагреваются за счет теплоты, выделяющейся в результате реакции).

Ядовитость

Из-за своей ядовитости монооксид углерода очень опасен для организма человека. Эта опасность усугубляется тем, что он не имеет запаха и отравление может наступить незаметно. Даже незначительные его количества, попадающие в воздух и вдыхаемые человеком, вызывают головокружение и тошноту, а вдыхание воздуха, в котором содержится 0,3% CO по объему, может быстро привести к смерти.

Отравляющее действие CO обуславливается тем, что он образует с гемоглобином крови сравнительно устойчивое соединение - карбогемоглобин, в результате чего кровь теряет способность передавать кислород тканям организма. Отравление этим газом наступает в результате критической нехватки кислорода в организме. Концентрация СО в воздухе 1 ​​мг/м³ опасна для жизни человека.

При отравлении монооксидом углерода рекомендуется вдыхание свежего воздуха в течение нескольких часов, а также искусственное согревание тела. При этом карбогемоглобин постепенно разрушается и гемоглобин восстанавливает свою способность сочетаться с кислородом.

Литература

• Б. В. Некрасов. Основы общей химии. — М.: «Химия», 1967, — т.2
• Я. А. Угай. Высшая и неорганическая химия. — М.: «Высш. шк.», 1997, — 527 с.