Фізичні властивості.
Монооксид вуглецю є безбарвний і не має запаху газ, малорозчинний у воді.
t пл. 205 ° С,
t кип. 191 ° С
критична температура = 140 ° С
критичний тиск = 35 атм.
розчинність СО у воді близько 1:40 за об'ємом.
Хімічні властивості.
При звичайних умовах CO інертний, при нагріванні - відновник; несолеобразующій оксид.
1) з киснем
2C +2 O + O2 = 2C +4 O2
2) з оксидами металів
C +2 O + CuO = Сu + C +4 O2
3) з хлором (на світлі)
CO + Cl2 - hn-> COCl2 (фосген)
4) реагує з розплавами лугів (під тиском)
CO + NaOH = HCOONa (муравьінокіслий натрій (форміат натрію))
5) з перехідними металами утворює карбоніли
Ni + 4CO = t ° = Ni (CO) 4
Fe + 5CO = t ° = Fe (CO) 5
Монооксид вуглецю хімічно не взаємодіє з водою. Не реагує ЗІ також з лугами і кислотами. Він надзвичайно отруйний.
З хімічної боку монооксид вуглецю характеризується головним чином схильністю до реакцій приєднання і своїми відновні властивості. Однак обидві ці тенденції зазвичай виявляються лише при підвищених температурах. У цих умовах СО з'єднується з киснем, хлором, сіркою, деякими металами і т. д. Разом з тим оксид вуглецю при нагріванні відновлює до металів багато оксиди, що дуже важливо для металургії. Поряд з нагріванням підвищення хімічної активності СО часто викликається його розчиненням. Так, у розчині він здатний відновлювати солі Au, Pt та деяких інших елементів до вільних металів вже при звичайних температурах.
При підвищених температурах і високих тисках має місце взаємодія СВ з водою і їдкими лугами: у першому випадку утворюється НСООН, а в другому - муравьінокіслий натрій. Остання реакція протікає при 120 ° С, тиску 5 атм і знаходить технічне використання.
Легко йде в розчині відновлення хлористого паладію за сумарною схемою:
PdCl2 + H2O + CO = CO2 + 2 HCl + Pd
служить найбільш часто вживаною реакцією відкриття монооксиду вуглецю в суміші газів. Вже дуже невеликі кількості СО легко виявляються по легкому фарбуванню розчину внаслідок виділення дрібно роздробленого металевого паладію. Кількісне визначення СО грунтується на реакції:
5 СО + I2O5 = 5 CO2 + I2.
Окислення СВ в розчині часто йде з помітною швидкістю лише в присутності каталізатора. При підборі останнього основну роль відіграє природа окислювача. Так, KMnO4 швидше за все окисляє СВ в присутності мелкораздробленного срібла, K2Cr2O7 - у присутності солей ртуті, КСlO3 - у присутності OsO4. Загалом, за своїми властивостями відновлювальних СО схожий на молекулярний водень, причому активність його при звичайних умовах вище, ніж в останнього. Цікаво, що існують бактерії, здатні за рахунок окиснення СО отримувати необхідну їм для життя енергію.
Порівняльну активність СО і Н2 як відновників можна оцінити шляхом вивчення оборотної реакції:
Н2О + СО = СО2 + Н2 + 42 кДж,
рівноважний стан якої при високих температурах встановлюється досить швидко (особливо в присутності Fe2O3). При 830 ° С в рівноважної суміші знаходяться рівні кількості СО і Н2, тобто спорідненість обох газів до кисню однаково. Нижче 830 ° С сильнішим відновником є СВ, вище - Н2.
Зв'язування одного з продуктів розглянутої вище реакції відповідно до закону дії мас зміщує її рівновагу. Тому, пропускаючи суміш монооксиду вуглецю і водяної пари над оксидом кальцію, можна отримати водень за схемою:
Н2О + СО + СаО = СаСО3 + Н2 + 217 кДж.
Реакція ця йде вже при 500 ° С.
На повітрі СО загоряється близько 700 ° С і згорає синім полум'ям до СО2:
2 СО + О2 = 2 СО2 + 564 кДж.
Супроводжуюча цю реакцію значне виділення тепла робить монооксид вуглецю цінних газоподібним паливом. Проте найбільш широкого застосування він знаходить як вихідний продукт для синтезу різних органічних речовин.
Згоряння товстих шарів вугілля в печах йде в три стадії:
1) З + О2 = СО2, 2) СО2 + С = 2 СО; 3) 2 СО + О2 = 2 СО2.
При передчасному закриття труби в печі створюється недолік кисню, що може викликати поширення СВ по опалювального приміщення і привести до отруєнь (чад). Слід зазначити, що запах "чадного газу" обумовлений не СО, а домішками деяких органічних речовин.
Полум'я СО може мати температуру до 2100 ° С. Реакція горіння СО цікава тим, що при нагріванні до 700-1000 ° С вона йде з помітною швидкістю лише в присутності слідів водяної пари або інших містять водень газів (NH3, H2S і т. п.). Обумовлено це ланцюговим характером розглянутої реакції, що протікає при посередництві проміжного освіти радикалів ОН за схемами:
Н + О2 = АЛЕ + О, потім О + СО = СО2, АЛЕ + СО = СО2 + Н і т. д.
При дуже високих температурах реакція горіння СО стає помітно оборотного. Вміст СО2 в рівноважної суміші (під тиском 1 атм) вище 4000 ° С може бути лише мізерно малим. Сама молекула СО настільки термічно стійка, що не розкладається навіть при 6000 ° С. Молекули СО були виявлені в міжзоряному середовищі. При дії СО на металевий К при 80 ° С утворюється безбарвна кристалічна дуже вибухова з'єднання складу К6С6О6. Речовина це з відщепленням калію легко перетворюється на оксид вуглецю С6О6 ("тріхінон"), який можна розглядати як продукт полімеризації СО. Будова його відповідає шестичленним циклу, освіченій атомами вуглецю, кожний з яких з'єднаний подвійним зв'язком з атомами кисню.
Взаємодія СО з сіркою з реакції:
СО + S = COS + 29 кДж
швидко йде лише при високих температурах. Утворений тіооксід вуглецю (О = С = S) являє собою безбарвний і не має запаху газ (т. пл. -139, Т. кип. -50 ° С). Монооксид вуглецю (II) здатний безпосередньо з'єднуватися з деякими металами. У результаті утворюються карбоніли металів [Fe (CO) 5, Ni (CO) 4, Mo (CO) 6 и др.], які слід розглядати як комплексні сполуки.
Оксид вуглецю (II) утворює комплексні з'єднання також з деякими солями. Одні з них (OsCl2 · 3CO, PtCl2 · CO і т. д.) стійкі лише у розчині. З утворенням останнього речовини пов'язане поглинання оксиду вуглецю (II) розчином СuСl у міцній НСl. Подібні ж сполуки утворюються, мабуть, і в аміачному розчині CuCl, часто застосовується для поглинання СО при аналізі газів.
Отримання.
Монооксид вуглецю утворюється при згорянні вуглецю в нестачі кисню. Найчастіше він виходить в результаті взаємодії вуглекислого газу з розпеченим вугіллям:
СО2 + С + 171 кДж = 2 СО.
Реакція ця оборотна, причому рівновагу її нижче 400 ° С практично без остачі зміщене вліво, а вище 1000 ° С - вправо (рис. 7). Однак з помітною швидкістю воно встановлюється лише при високих температурах. Тому в звичайних умовах СО досить стійкий.
Рис. 7. Рівновага СО2 + С = 2 СО.
Освіта ЗІ з елементів йде за рівнянням:
2 З + О2 = 2 СО + 222 кДж.
Невеликі кількості СО зручно отримувати розкладанням мурашиної кислоти: НСООН = Н2О + СО
Реакція ця легко протікає при взаємодії НСООН з гарячою міцної сірчаної кислотою. Практично це отримання здійснюють або дією конц. сірчаної кислоти на рідку НСООН (при нагріванні), або пропусканням пари останньої над геміпентаоксідом фосфору. Взаємодія НСООН з хлорсульфоновой кислотою за схемою:
НСООН + СISO3H = H2SO4 + HCI + CO
йде вже при звичайних температурах.
Зручним методом лабораторного отримання СО можуть служити нагрівання з конц. сірчаної кислотою щавлевої кислоти або железосинеродистого калію. У першому випадку реакція протікає за схемою: Н2С2О4 = СО + СО2 + Н2О.
Поряд з СО виділяється і вуглекислий газ, який може бути затриманий пропусканням газової суміші крізь розчин гідроксиду барію. У другому випадку єдиним газоподібним продуктом є оксид вуглецю:
К4 [Fe (CN) 6] + 6 H2SO4 + 6 H2O = 2 K2SO4 + FeSO4 + 3 (NH4) 2SO4 + 6 CO.
Великі кількості СО можуть бути отримані шляхом неповного спалювання кам'яного вугілля в спеціальних печах - газогенераторах. Звичайний ("повітряний") генераторний газ містить в середньому (об'емн%): СО-25, N2-70, СО2-4 і невеликі домішки інших газів. При спалюванні він дає 3300-4200 кДж на м3. Заміна звичайного повітря на кисень веде до значного підвищення вмісту СО (і збільшення теплотворної здатності газу).
Ще більше СО містить водяний газ, який складається (в ідеальній випадку) з суміші рівних об'ємів СО і Н2 і дає при згорянні 11700 кДж/м3. Газ цей отримують продуванням водяної пари крізь шар розжареного вугілля, причому близько 1000 ° С має місце взаємодія з рівняння:
Н2О + С + 130 кДж = СО + Н2.
Реакція утворення водяного газу йде з поглинанням тепла, вугілля поступово охолоджується і для підтримання його в розпеченому стані доводиться пропускання водяної пари чергувати з пропущенням в газогенератор повітря (або кисню). У зв'язку з цим водяний газ містить приблизно СО-44, Н2-45, СО2-5 і N2-6%. Він широко використовується для синтезів різних органічних сполук.
Часто отримують змішаний газ. Процес його отримання зводиться до одночасного продування крізь шар розжареного вугілля повітря і пари води, тобто комбінуванню обох описаних вище методів-Тому склад змішаного газу є проміжним між генераторним і водяним. У середньому він містить: СО-30, Н2-15, СО2-5 і N2-50%. Кубічний метр його дає при спалюванні близько 5400 кДж.
Застосування.
Водяний і змішаний гази (в них міститься CO) використовуються в якості палива та вихідної сировини хімічної промисловості. Вони важливі, наприклад, як одне з джерел отримання азотно-водневої суміші для синтезу аміаку. При пропущенні їх спільно з водяною парою над нагрітим до 500 ° С каталізатором (головним чином Fe2O3) відбувається взаємодія з оборотної реакції:
Н2О + СО = СО2 + Н2 + 42 кДж,
рівновагу якої сильно зміщений вправо.
Утворився вуглекислий газ видаляють потім промиванням водою (під тиском), а залишок СО - аміачним розчином солей міді. У результаті залишаються майже чистий азот і водень. Відповідно регулюючи відносні кількості генераторного і водяного газів, можна отримувати N2 і Н2 у необхідному об'ємному співвідношенні. Перед подачею в колону синтезу газову суміш піддають сушінню і очищенню від отруйних каталізатор домішок.
Молекула CO2
Молекула СО характеризується d (СО) = 113 пм, енергія його дисоціації 1070 кДж / моль, що більше, ніж у інших двохатомних молекул. Розглянемо електронна будова СО, де атоми зв'язані між собою подвійний ковалентним зв'язком і однієї донорно-акцепторної, причому кисень є донором, а вуглець акцептором.
Вплив на організм.
Чадний газ дуже отруйний. Першими ознаками гострого отруєння СО є головний біль і запаморочення, надалі наступає втрата свідомості. Гранично допустима концентрація СО у повітрі промислових підприємств вважається 0,02 мг / л. Основним протиотрутою при отруєнні З служить свіже повітря. Корисно також короткочасне вдихання парів нашатирного спирту.
Надзвичайна отруйність СО, відсутність у нього кольору і запаху, а також дуже слабку поглинання його активованим вугіллям звичайного протигаза роблять цей газ особливо небезпечним. Питання захисту від нього був дозволений виготовленням спеціальних протигазів, коробка яких заповнювалася сумішшю різних оксидів (в основному MnO2 та CuO). Дія цієї суміші ("гопкалита") зводиться до каталітичного прискорення реакції окислення СО до СО2 киснем повітря. На практиці гопкалітовим протигази дуже незручні, тому що примушують дихати нагрітим (в результаті реакції окислення) повітрям.
Знаходження в природі.
Монооксид вуглецю входить до складу атмосфери (10-5 об'ємно.%). У середньому 0,5% СО містить тютюновий дим і 3% - вихлопні гази двигунів внутрішнього згоряння.