Kysličník uhelnatý

Aktuální verze stránky ještě nebyla zkontrolována zkušenými přispěvateli a může se výrazně lišit od verze recenzované 4. srpna 2022; kontroly vyžadují 3 úpravy .

kysličník uhelnatý

Všeobecné

Systematický
název

Oxid uhelnatý (II).

Tradiční jména

Kysličník uhelnatý

Fyzikální vlastnosti

plynný

28,01 g/ mol

1,25 kg/m3 ( při 0 °C), 814 kg/m3 ( při -195 °C)

Ionizační energie

14,01 ± 0,01 eV [3]

Tepelné vlastnosti

Teplota

• tání

-205 °C

• vroucí

-191,5 °C

Meze výbušnosti

12,5 ± 0,1 obj. % [3]

Kritický bod

• teplota

-140,23 °C

• tlak

3,499 MPa

Entalpie

• vzdělávání

−110,52 kJ/mol

• tání

0,838 kJ/mol

• vroucí

6,04 kJ/mol

Tlak páry

35 ± 1 atm [3]

Chemické vlastnosti

Rozpustnost

• ve vodě

0,0026 g/100 ml

Klasifikace

281

211-128-3

[C-]#[O+]

InChI=lS/CO/cl-2UGFAIRIUMAVXCW-UHFFFAOYSA-N

RTECS

3500000 FG

CHEBI

17245

UN číslo

1016

ChemSpider

275

Bezpečnost

Limitní koncentrace

20 mg/m 3 [1]

LD 50

200-250 mg/kg

Toxicita

obecný toxický účinek. 4. třída nebezpečí.

Ikony ECB

NFPA 704

čtyři 3 0 [2]

Údaje jsou založeny na standardních podmínkách (25 °C, 100 kPa), pokud není uvedeno jinak.

Mediální soubory na Wikimedia Commons

Oxid uhelnatý ( oxid uhelnatý (II) , oxid uhelnatý , oxid uhelnatý , chemický vzorec - CO ) - chemická sloučenina , což je oxid uhelnatý , který nevytváří sůl , skládající se z jednoho atomu kyslíku a uhlíku .

Za standardních podmínek je oxid uhelnatý bezbarvý toxický plyn bez zápachu , který je lehčí než vzduch .

Struktura molekuly

Molekula CO má trojnou vazbu , jako molekula dusíku N 2 . Vzhledem k tomu, že tyto molekuly mají podobnou strukturu (isoelektronické, dvouatomové, mají blízkou molární hmotnost), jejich vlastnosti jsou také podobné - velmi nízké body tání a varu, blízké hodnoty standardních entropií atd.

V rámci metody valenční vazby lze strukturu molekuly CO popsat vzorcem :C≡O:.

Podle molekulární orbitální metody je elektronová konfigurace nevybuzené molekuly CO σ2
Oσ2z _
π4
x, yσ
2C _. Trojná vazba je tvořena σ -vazbou tvořenou σ z elektronovým párem a elektrony dvojitě degenerované hladiny π x, y odpovídají dvěma π - vazbám. Elektrony v nevazebných orbitalech σ C a σ O odpovídají dvěma elektronovým párům, z nichž jeden je lokalizován na atomu uhlíku , druhý na atomu kyslíku .

Díky přítomnosti trojné vazby je molekula CO velmi silná (disociační energie je 1069 kJ / mol (256 kcal / mol), což je větší než u jiných dvouatomových molekul) a má malou mezijadernou vzdálenost ( d C=0 = 0,1128 nm).

Molekula je slabě polarizovaná, její elektrický dipólový moment μ = 0,04⋅10 −29 C m . Četné studie prokázaly, že negativní náboj v molekule CO je soustředěn na atom uhlíku C − ←O + (směr dipólového momentu v molekule je opačný, než se dříve předpokládalo). Ionizační energie 14,0 eV, konstanta silové vazby k = 18,6 .

Vlastnosti

Oxid uhelnatý (II) je bezbarvý plyn bez zápachu a chuti. hořlavý Takzvaný „zápach oxidu uhelnatého“ je vlastně zápach organických nečistot.

Vlastnosti oxidu uhelnatého (II)

Standardní Gibbsova energie tvorby ΔG	-137,14 kJ/mol (g) (při 298 K)
Standardní entropie vzdělání S	197,54 J/mol K (g) (při 298 K)
Standardní molární tepelná kapacita C p	29,11 J/mol K (g) (při 298 K)
Entalpie tání Δ H pl	0,838 kJ/mol
Varná entalpie Δ H bal	6,04 kJ/mol
Kritická teplota t krit	-140,23 °C
Kritický tlak P krit	3,499 MPa
Kritická hustota ρ krit	0,301 g/cm³

Hlavní typy chemických reakcí, kterých se oxid uhelnatý (II) účastní, jsou adiční reakce a redoxní reakce , při kterých vykazuje redukční vlastnosti.

Při pokojové teplotě je CO neaktivní, jeho chemická aktivita se výrazně zvyšuje při zahřívání a v roztocích. Takže v roztocích redukuje soli Au , Pt , Pd a dalších na kovy již při pokojové teplotě. Při zahřívání redukuje i další kovy, například CO + CuO → Cu + CO 2 ↑. To je široce používáno v pyrometalurgii . Metoda pro kvalitativní detekci CO je založena na reakci CO v roztoku s chloridem palladnatým .

Oxidace CO v roztoku často probíhá znatelnou rychlostí pouze v přítomnosti katalyzátoru. Při výběru toho druhého hraje hlavní roli povaha oxidačního činidla. KMnO 4 tedy nejrychleji oxiduje CO v přítomnosti jemně rozptýleného stříbra , K 2 Cr 2 O 7 - v přítomnosti solí rtuti , KClO 3 - v přítomnosti OsO 4 . Obecně platí, že CO je svými redukčními vlastnostmi podobný molekulárnímu vodíku.

Pod 830 °C je CO silnější redukční činidlo, nad 830 °C je vodík. Proto se rovnováha reakce do 830 °C posouvá doprava, nad 830 °C doleva. ${\mathsf {H_{2}O+CO\rightleftarrows CO_{2}+H_{2))}$

Zajímavé je, že existují bakterie schopné získat energii, kterou potřebují k životu, díky oxidaci CO.

Oxid uhelnatý (II) hoří modrým plamenem [4] (teplota začátku reakce 700 °C) na vzduchu:

{\mathsf {2CO+O_{2}\rightarrow 2CO_{2))}

( A G ° 298 = -257 kJ, AS ° 298 = -86 J/K) .

Díky tak dobré výhřevnosti je CO složkou různých technických směsí plynů (např. generátorový plyn ) používaných mimo jiné k vytápění. Výbušný při smíchání se vzduchem; dolní a horní koncentrační hranice šíření plamene: od 12,5 do 74 % (objemově) [5] .

Oxid uhelnatý (II) reaguje s halogeny . Největší praktické uplatnění nalezla reakce s chlórem :

{\mathsf {CO+Cl_{2}{\xrightarrow {h\nu }}COCl_{2}}}.

Reakce je exotermická, její tepelný účinek je 113 kJ, v přítomnosti katalyzátoru ( aktivního uhlí ) probíhá již při pokojové teplotě. V důsledku reakce vzniká fosgen - látka, která se rozšířila v různých odvětvích chemie (a také jako bojová chemická látka ). Analogickými reakcemi lze získat COF2 ( karbonylfluorid ) a COBr2 ( karbonylbromid ) . Karbonyljodid nebyl přijat. Exotermnost reakcí rychle klesá z F na I (u reakcí s F 2 je tepelný efekt 481 kJ, s Br 2 - 4 kJ). Můžete také získat směsné deriváty, jako je COFCl (viz halogenovaná kyselina uhličitá ).

Reakcí CO s F2 lze kromě COF2karbonylfluoridu získat peroxidovou sloučeninu (FCO ) 202 . Jeho vlastnosti: bod tání -42 °C, bod varu +16 °C, má charakteristický zápach (podobný zápachu ozonu ), při zahřátí nad 200 °C se rozkládá s výbuchem (reakční produkty CO 2 , O 2 a COF 2 ), v kyselém prostředí reaguje s jodidem draselným podle rovnice:

{\mathsf {(FCO)_{2}O_{2}+2KI\rightarrow 2KF+I_{2}+2CO_{2}.))

Oxid uhelnatý (II) reaguje s chalkogeny . Se sírou tvoří sirouhlík COS, reakce probíhá při zahřátí podle rovnice:

{\mathsf {CO+S\rightarrow COS}}

( A G ° 298 = -229 kJ, AS ° 298 = -134 J /K).

Byly také získány podobné oxidy uhlíku selenoxidu COSe a teluroxidu uhlíku COTe.

Obnovuje SO 2 :

{\mathsf {2CO+SO_{2}\rightarrow 2CO_{2}+S.))

S přechodnými kovy tvoří hořlavé a toxické sloučeniny - karbonyly , např. [Fe (CO) 5 ], [Cr (CO) 6 ], [Ni (CO) 4 ], [Mn 2 (CO) 10 ], [Co 2 ( CO) 9 ] atd. Některé z nich jsou těkavé.

{\mathsf {nCO+Já\rightarrow [Já(CO)_{n}]}}

Oxid uhelnatý (II) je mírně rozpustný ve vodě, ale nereaguje s ní. Také nereaguje s roztoky zásad a kyselin . Reaguje však s alkalickými taveninami za vzniku odpovídajících formiátů :

{\mathsf {CO+KOH\rightarrow HCOOK.}}

Zajímavou reakcí je reakce oxidu uhelnatého (II) s kovovým draslíkem v roztoku amoniaku. To tvoří výbušnou sloučeninu dioxodikarbonát draselný :

{\mathsf {2K+2CO\rightarrow K_{2}C_{2}O_{2}.))

Reakcí s amoniakem při vysokých teplotách lze získat důležitou průmyslovou sloučeninu, HCN . Reakce probíhá v přítomnosti katalyzátoru ( oxid thO 2 ) podle rovnice:

{\mathsf {CO+NH_{3}\rightarrow H_{2}O+HCN.))

Nejdůležitější vlastností oxidu uhelnatého (II) je jeho schopnost reagovat s vodíkem za vzniku organických sloučenin ( proces Fischer-Tropschovy syntézy ):

{\mathsf {xCO+yH_{2}\rightarrow ))

alkoholy + lineární alkany.

Tento proces je zdrojem kritických průmyslových produktů, jako je metanol , syntetická motorová nafta, vícesytné alkoholy, oleje a maziva.

Fyziologické působení

Toxicita

Oxid uhelnatý je toxická látka . V souladu s GOST 12.1.007-76 „Systém norem bezpečnosti práce (SSBT). Škodlivé látky. Klasifikace a obecné požadavky na bezpečnost“ oxid uhelnatý je toxická látka s nízkou nebezpečností podle stupně dopadu na organismus, 4. třída nebezpečnosti .

TLV (limitní prahová koncentrace, USA) - 25 ppm ; TWA (průměrná koncentrace, USA; ACGIH 1994-1995) - 29 mg/m³; MAC (maximální povolená koncentrace, USA): 30 ppm; 33 mg/m³. MPC r.z. podle GN 2.2.5.1313-03 "Maximální přípustná koncentrace (MPC) škodlivých látek ve vzduchu v pracovní oblasti" je 20 mg/m³ (asi 0,0017 %).

Ve výfuku benzinového auta je povoleno až 1,5-3,0 % (přípustná koncentrace se velmi liší v závislosti na zemi/aplikovaných normách; 3 % je hodně i pro staré karburátorové auto bez katalyzátoru).

Podle klasifikace OSN patří oxid uhelnatý (II) do třídy nebezpečnosti 2.3, sekundární nebezpečnost podle klasifikace OSN je 2.1.

Oxid uhelnatý je velmi nebezpečný, protože je bez zápachu . Váže hemoglobin, přeměňuje jej na karboxyhemoglobin a zbavuje jej schopnosti zachycovat kyslík a má obecnou toxicitu, způsobuje otravu [6] s poškozením životně důležitých orgánů a systémů s následnou smrtí .

Příznaky otravy: bolest hlavy a závratě , zúžení pole vnímání; objevuje se tinnitus, dušnost, bušení srdce , blikání před očima , zarudnutí celé kůže (typické pro všechny inhibitory dýchacího řetězce), celková svalová slabost, nevolnost , někdy zvracení; v terminálních stádiích křečí , ztráta vědomí , kóma [7] [4] .

Toxický účinek oxidu uhelnatého (2+) je způsoben tvorbou karboxyhemoglobinu , mnohem silnějšího karbonylového komplexu s hemoglobinem ve srovnání s komplexem hemoglobinu s kyslíkem (oxyhemoglobin) [7] . Tím jsou blokovány procesy přenosu kyslíku a buněčného dýchání . Koncentrace vzduchu vyšší než 0,1 % vede ke smrti do jedné hodiny [7] .

Pokusy na mladých potkanech ukázaly, že koncentrace CO ve vzduchu 0,02 % zpomaluje jejich růst a snižuje aktivitu ve srovnání s kontrolní skupinou. .

Pomoc při otravě oxidem uhelnatým (II)

V případě otravy se doporučují následující kroky [7] :

oběť by měla být vyvedena na čerstvý vzduch. Při mírné otravě stačí hyperventilace plic kyslíkem ;
umělá plicní ventilace, O 2 -terapie, včetně v tlakové komoře;
acyzol , chromosmon , methylenová modř intravenózně.

Světová medicína nezná spolehlivá antidota pro použití při otravě oxidem uhelnatým [8] .

Ochrana proti oxidu uhelnatému (II)

CO je u běžných filtračních plynových masek velmi slabě absorbováno aktivním uhlím , proto se proti němu používá speciální filtrační prvek (lze jej připojit i dodatečně k hlavnímu) - hopcalitová patrona. Hopcalite je katalyzátor , který za normálních teplot podporuje oxidaci CO na CO 2 . Nevýhodou použití hopcalitu je, že při jeho použití musíte vdechovat vzduch ohřátý v důsledku reakce. Obvyklým způsobem ochrany je použití autonomního dýchacího přístroje [4] .

Endogenní oxid uhelnatý

Endogenní oxid uhelnatý je normálně produkován buňkami lidského a zvířecího těla a působí jako signální molekula. Hraje známou fyziologickou roli v těle, zejména jako neurotransmiter a způsobuje vazodilataci [9] . Vzhledem k roli endogenního oxidu uhelnatého v těle jsou poruchy jeho metabolismu spojeny s různými onemocněními, jako jsou neurodegenerativní onemocnění, ateroskleróza cév , hypertenze , srdeční selhání a různé zánětlivé procesy [9] .

Endogenní oxid uhelnatý se v těle tvoří v důsledku oxidačního působení enzymu hemoxygenázy na hem , který je produktem destrukce hemoglobinu a myoglobinu , stejně jako dalších proteinů obsahujících hem. Tento proces způsobuje tvorbu malého množství karboxyhemoglobinu v lidské krvi , i když člověk nekouří a nedýchá atmosférický vzduch (vždy obsahující malé množství exogenního oxidu uhelnatého), ale čistý kyslík nebo směs dusíku a kyslíku.

Po zjištění z roku 1993, že endogenní oxid uhelnatý je normálním neurotransmiterem v lidském těle [10] [11] , a také jedním ze tří endogenních plynů, které normálně modulují průběh zánětlivých reakcí v těle (další dva jsou dusičnany ). oxid (II) a sirovodík ), endogenní oxid uhelnatý získal značnou pozornost lékařů a výzkumníků jako důležitý biologický regulátor. V mnoha tkáních bylo prokázáno, že všechny tři výše uvedené plyny působí jako protizánětlivé látky, vazodilatátory a také indukují angiogenezi [12] . Ne vše je však tak jednoduché a jednoznačné. Angiogeneze není vždy příznivý účinek, protože hraje roli zejména při růstu maligních nádorů a je také jednou z příčin poškození sítnice při makulární degeneraci. Zejména kouření (hlavní zdroj oxidu uhelnatého v krvi, jehož koncentrace je několikrát vyšší než přirozená produkce) zvyšuje riziko makulární degenerace sítnice 4-6krát.

Existuje teorie, že v některých synapsích nervových buněk, kde jsou informace uloženy po dlouhou dobu, přijímající buňka v reakci na přijatý signál produkuje endogenní oxid uhelnatý, který předává signál zpět vysílající buňce, která ji informuje jeho připravenosti přijímat z něj v budoucnu signály a zvýšení aktivity buňky vysílače signálu. Některé z těchto nervových buněk obsahují guanylátcyklázu, enzym, který se aktivuje při vystavení endogennímu oxidu uhelnatému [11] .

Výzkum úlohy endogenního oxidu uhelnatého jako protizánětlivého činidla a cytoprotektoru byl prováděn v mnoha laboratořích po celém světě. Tyto vlastnosti endogenního oxidu uhelnatého činí z účinku na jeho metabolismus zajímavý terapeutický cíl pro léčbu různých patologických stavů, jako je poškození tkáně způsobené ischemií a následnou reperfuzí (například infarkt myokardu , ischemická cévní mozková příhoda ), rejekce transplantátu, vaskulární ateroskleróza, těžká sepse , těžká malárie , autoimunitní onemocnění. Provedeny včetně klinických studií na lidech, ale jejich výsledky dosud nebyly publikovány [13] .

Od roku 2015 je o úloze endogenního oxidu uhelnatého v těle známo následující [14] :

je to jedna z důležitých endogenních signálních molekul;
moduluje CNS a kardiovaskulární funkce ;
inhibuje agregaci krevních destiček a jejich adhezi ke stěnám cév;
ovlivnění výměny endogenního oxidu uhelnatého v budoucnu může být jednou z důležitých terapeutických strategií u řady onemocnění.

Historie objevů

Jedovatost kouře vydávaného při spalování uhlí popsali Aristoteles a Galén .

Oxid uhelnatý (II) poprvé získal francouzský chemik Jacques de Lasson v roce 1776 zahříváním oxidu zinečnatého s uhlím, ale zpočátku byl mylně považován za vodík, protože hořel modrým plamenem.

Skutečnost, že tento plyn obsahuje uhlík a kyslík, objevil v roce 1800 anglický chemik William Cruikshank . Toxicitu plynu zkoumal v roce 1846 francouzský lékař Claude Bernard při pokusech na psech [15] .

Oxid uhelnatý (II) mimo zemskou atmosféru poprvé objevil belgický vědec M. Mizhot (M. Migeotte) v roce 1949 přítomností hlavního vibračně-rotačního pásu v IR spektru Slunce. Oxid uhelnatý (II) v mezihvězdném prostředí byl objeven v roce 1970 [16] .

Získání

Průmyslová cesta

Vzniká při spalování uhlíku nebo sloučenin na něm založených (například benzínu ) v podmínkách nedostatku kyslíku :

{\mathsf {2C+O_{2}\rightarrow 2CO\uparrow }}

(tepelný účinek této reakce je 220 kJ),

Vzniká také při redukci oxidu uhličitého žhavým uhlím:

{\mathsf {CO_{2}+C\rightleftarrows 2CO\uparrow }}

( Δ H = 172 kJ , Δ S = 176 J/K )

K této reakci dochází během pece, kdy je klapka pece uzavřena příliš brzy (dokud uhlí zcela nevyhoří). Vzniklý oxid uhelnatý (II) svou toxicitou způsobuje fyziologické poruchy („vyhoření“) a dokonce smrt (viz níže), odtud jeden z triviálních názvů – „oxid uhelnatý“ [4] .

Redukční reakce oxidu uhličitého je vratná, vliv teploty na rovnovážný stav této reakce je znázorněn v grafu. Tok reakce doprava zajišťuje faktor entropie a doleva faktor entalpie. Při teplotách pod 400 °C je rovnováha téměř úplně posunuta doleva a při teplotách nad 1000 °C doprava (ve směru tvorby CO). Při nízkých teplotách je rychlost této reakce velmi nízká, proto je oxid uhelnatý (II) za normálních podmínek zcela stabilní. Tato rovnováha má zvláštní název budoárová rovnováha .

Směsi oxidu uhelnatého (II) s jinými látkami se získávají průchodem vzduchu, vodní páry atd. vrstvou žhavého koksu, černého nebo hnědého uhlí atd. (viz generátorový plyn , vodní plyn , směsný plyn , syntézní plyn ).

Laboratorní metoda

Rozklad kapalné kyseliny mravenčí působením horké koncentrované kyseliny sírové nebo průchodem plynné kyseliny mravenčí přes P 2 O 5 . Schéma reakce:

{\mathsf {HCOOH{\xrightarrow[{H_{2}SO_{4}}]{^{o}t}}H_{2}O+CO\uparrow }}

Je také možné ošetřit kyselinu mravenčí kyselinou chlorsulfonovou . Tato reakce probíhá již při běžné teplotě podle schématu:

{\mathsf {HCOOH+HSO_{3}Cl\rightarrow H_{2}SO_{4}+HCl\uparrow +CO\uparrow .))

Zahřívání směsi kyseliny šťavelové a koncentrované kyseliny sírové . Reakce probíhá podle rovnice:

{\mathsf {H_{2}C_{2}O_{4}{\xrightarrow[ {H_{2}SO_{4}}]{^{o}t}}CO\uparrow +CO_{2}\uparrow + H_{2}O.}}

Zahřívání směsi hexakyanoželezitanu draselného (II) s koncentrovanou kyselinou sírovou. Reakce probíhá podle rovnice:

{\mathsf {K_{4}[Fe(CN)_{6}]+6H_{2}SO_{4}+6H_{2}O{\xrightarrow[ {}]{^{o}t))2K_{ 2}SO_{4}+FeSO_{4}+3(NH_{4})_{2}SO_{4}+6CO\uparrow .}}

Získávání z uhličitanu zinečnatého hořčíkem při zahřátí:

{\mathsf {Mg+ZnCO_{3}{\xarrowarrow[ {}]{^{o}t))MgO+ZnO+CO\uparrow .))

Definice oxidu uhelnatého (II)

Kvalitativně lze přítomnost CO určit ztmavnutím roztoků chloridu palladnatého (nebo papíru impregnovaného tímto roztokem). Ztmavnutí je spojeno s uvolňováním jemně rozptýleného kovového palladia podle schématu:

{\mathsf {PdCl_{2}+CO+H_{2}O\rightarrow Pd\downarrow +CO_{2}\uparrow +2HCl.))

Tato reakce je velmi citlivá. Standardní roztok: 1 gram chloridu palladnatého na litr vody.

Kvantitativní stanovení oxidu uhelnatého (II) je založeno na jodometrické reakci:

{\mathsf {5CO+I_{2}O_{5}\rightarrow 5CO_{2}\uparrow +I_{2}.))

Aplikace

Oxid uhelnatý (II) je meziprodukt používaný při reakcích s vodíkem v nejdůležitějších průmyslových procesech pro výrobu organických alkoholů a přímých uhlovodíků.
Oxid uhelnatý (II) se používá ke zpracování živočišného masa a ryb, kterým dodává jasně červenou barvu a svěží vzhled beze změny chuti ( technologie Clear smoke a Tasteless smoke ). Přípustná koncentrace CO je 200 mg/kg masa.
Oxid uhelnatý (II) je hlavní složkou generátorového plynu používaného jako palivo ve vozidlech na zemní plyn .
Oxid uhelnatý z výfuku motorů používali nacisté za druhé světové války k hromadnému zabíjení lidí otravami ( plynová komora , plynový vůz ).

Oxid uhelnatý (II) v zemské atmosféře

Existují přírodní a antropogenní zdroje vstupu do zemské atmosféry . V přirozených podmínkách na povrchu Země vzniká CO při nedokonalém anaerobním rozkladu organických sloučenin a při spalování biomasy, hlavně při lesních a stepních požárech. Oxid uhelnatý (II) vzniká v půdě jak biologicky (vylučován živými organismy), tak i nebiologicky. Experimentálně bylo prokázáno uvolňování oxidu uhelnatého (II) v důsledku fenolických sloučenin běžných v půdách obsahujících OCH 3 nebo OH skupiny v ortho- nebo para-poloze vzhledem k první hydroxylové skupině.

Celková bilance produkce nebiologického CO a jeho oxidace mikroorganismy závisí na konkrétních podmínkách prostředí, především vlhkosti a hodnotě pH . Například ze suchých půd se oxid uhelnatý(II) uvolňuje přímo do atmosféry, čímž se vytváří lokální maxima koncentrace tohoto plynu.

V atmosféře je CO produktem řetězových reakcí zahrnujících metan a další uhlovodíky (především isopren).

Hlavním antropogenním zdrojem CO jsou v současnosti výfukové plyny spalovacích motorů . Oxid uhelnatý vzniká spalováním uhlovodíkových paliv ve spalovacích motorech při nedostatečných teplotách nebo špatně vyladěném systému přívodu vzduchu (je dodáváno nedostatečné množství kyslíku k oxidaci CO na CO 2 ). V minulosti významná část antropogenních emisí CO do atmosféry pocházela ze svítidel používaného pro vnitřní osvětlení v 19. století . Svým složením přibližně odpovídal vodnímu plynu , to znamená, že obsahoval až 45 % oxidu uhelnatého (II). Ve veřejném sektoru se nepoužívá kvůli přítomnosti mnohem levnějšího a energeticky účinnějšího analogu - zemního plynu .

Příjem CO z přírodních a antropogenních zdrojů je přibližně stejný.

Oxid uhelnatý (II) v atmosféře je v rychlém cyklu: průměrná doba zdržení je asi 35 dní . Hlavním kanálem pro ztrátu CO je oxidace hydroxylem na oxid uhličitý.

Oxid uhelnatý ve vesmíru

Oxid uhelnatý (II) je druhou nejhojnější molekulou (po H 2 ) v mezihvězdném prostředí [16] . Tento plyn hraje důležitou roli ve vývoji oblaků molekulárního plynu , ve kterých dochází k aktivní tvorbě hvězd . Stejně jako ostatní molekuly i CO vyzařuje řadu infračervených čar, které vznikají při přechodech mezi rotačními úrovněmi molekuly; tyto hladiny jsou excitovány již při teplotách několika desítek kelvinů. Koncentrace CO v mezihvězdném prostředí je dostatečně nízká, aby (na rozdíl od mnohem běžnější molekuly H 2 ) záření v molekulárních rotačních liniích nezaznamenalo silnou samoabsorpci v oblaku. Výsledkem je, že energie téměř bez překážek uniká z mraku, který se ochlazuje a smršťuje, čímž spouští mechanismus vzniku hvězd . V nejhustších mracích, kde je samoabsorpce v liniích CO významná, je ztráta energie v liniích vzácného izotopového analogu 13CO patrná (relativní izotopová abundance 13C je asi 1 %). Kvůli jeho silnějšímu záření než atomový vodík se oxid uhličitý (II) používá k hledání takových akumulací plynu. V únoru 2012 sestavili astronomové pomocí evropského vesmírného dalekohledu Planck nejúplnější mapu jeho rozložení na nebeské sféře [17] .

Viz také

Poznámky

↑ GOST 12.1.005-76 „Vzduch pracovního prostoru. Všeobecné hygienické a hygienické požadavky“.
↑ Oxid uhelnatý
↑ 1 2 3 http://www.cdc.gov/niosh/npg/npgd0105.html
↑ 1 2 3 4 Oxid uhelnatý // Ruská encyklopedie ochrany práce: Ve 3 sv. - 2. vyd., přepracováno. a doplňkové — M.: Nakladatelství NTs ENAS, 2007.
↑ Baratov A.N. Nebezpečí požáru a výbuchu látek a materiálů a způsoby jejich hašení: Referenční kniha: ve 2 knihách. - M .: Chemie, 1990. - Kniha T. 2. - S. 384.
↑ Roshchin A. V., Tomilin V. V., Sternberg E. Ya. Oxid uhelnatý // Velká lékařská encyklopedie : ve 30 svazcích / kap. vyd. B.V. Petrovský . - 3. vyd. - Moskva: Sovětská encyklopedie , 1981. - T. 17. Nylanderův test - Osteopatie . — 512 s. — 150 800 výtisků.
↑ 1 2 3 4 Příručka pro zdravotníky. Ed. A. N. Šabanová. - M.: "Medicína", 1984.
↑ Vědci hledají protijed na otravu oxidem uhelnatým , Associated Press ( 9. prosince 2016). Načteno 29. září 2018. „na otravu oxidem uhelnatým nemáme protilátky a je to nejčastější otrava“.
↑ 1 2 Wu, L; Wang, R. Oxid uhelnatý: Endogenní produkce, fyziologické funkce a farmakologické aplikace // Pharmacol Rev. : deník. - 2005. - prosinec ( roč. 57 , č. 4 ). - S. 585-630 . - doi : 10.1124/pr.57.4.3 . — PMID 16382109 .
↑ Verma, A; Hirsch, D.; Glatt, C.; Ronnett, G.; Snyder, S. Oxid uhelnatý: Předpokládaný nervový posel // Věda . - 1993. - Sv. 259 , č.p. 5093 . - str. 381-384 . - doi : 10.1126/science.7678352 . — . — PMID 7678352 .
↑ 12 Kolata , Gina . Oxid uhelnatý je využíván mozkovými buňkami jako neurotransmiter (26. ledna 1993). Staženo 2. května 2010.
↑ Li, L; Hsu, A; Moore, PK Působení a interakce oxidu dusnatého, oxidu uhelnatého a sirovodíku v kardiovaskulárním systému a při zánětech – příběh tří plynů! (anglicky) // Pharmacology & therapeutics : journal. - 2009. - Sv. 123 , č. 3 . - S. 386-400 . - doi : 10.1016/j.pharmthera.2009.05.005 . — PMID 19486912 .
↑ Johnson, Carolyn Y. . Jedovatý plyn může mít zdravotní přínos (16. října 2009). Staženo 16. října 2009.
↑ Olas, Beata. Oxid uhelnatý není pro lidský organismus vždy jedovatý plyn: Fyziologické a farmakologické vlastnosti CO (anglicky) // Chemicko-biologické interakce : deník. - 2014. - 25. dubna ( roč. 222 , č. 5. října 2014 ). - str. 37-43 . - doi : 10.1016/j.cbi.2014.08.005 .
↑ Rosemary H. Waring, Glyn B. Steventon, Steve C. Mitchell. Molekuly smrti (neopr.) . - Imperial College Press, 2007. - S. 38. - ISBN 1-86094-814-6 .
↑ 1 2 Combes, Francoise. Distribuce CO v Mléčné dráze // Annual Review of Astronomy & Astrophysics : deník. - 1991. - Sv. 29 . — S. 195 . - doi : 10.1146/annurev.aa.29.090191.001211 . - .
↑ Planck mapuje oxid uhelnatý v galaxii .

Literatura

Achmetov N. S. Obecná a anorganická chemie. 5. vydání, rev. - M .: "Vysoká škola", 2003. - ISBN 5-06-003363-5 .
Nekrasov BV Základy obecné chemie. T. I, ed. 3., rev. a doplňkové - M .: "Chemie", 1973. - Ss. 495-497, 511-513.
W. Schroeter, K.-H. Lautenschläger, H. Bibrak a kol., Chemie: Ref. Za. S. s ním. 2. vyd., stereotyp. - M .: "Chemie", 2000. - ISBN 5-7245-0360-3 .
Baratov A. N. Nebezpečí požáru a výbuchu látek a materiálů a prostředky k jejich hašení: Referenční vydání: ve 2 knihách. Kniha 2. - M .: Chemie, 1990. - 384 s.

Odkazy

Mezinárodní chemický bezpečnostní list pro oxid uhelnatý (ICSC 0023, duben 2007 )

Slovníky a encyklopedie

V bibliografických katalozích
BNF : 119582607 GND : 4164521-2 J9U : 987007283485505171 LCCN : sh85020121 LNB : 000260240 NDL : 00564272 NKC : ph123880

Oxidy uhlíku
Obyčejné oxidy	CO2 _ CO
Exotické oxidy	C2O2 _ _ _ C2O3 _ _ _ C2O4 _ _ _ C3O2 _ _ _ C4O2 _ _ _ C4O6 _ _ _ C5O2 _ _ _ C2O _ _ CO3 _ CO4 _ C1209 _ _ _ C12O12 _ _ _
Polymery	oxid grafitu C3O2 _ _ _ CO CO2 _
Deriváty oxidů uhlíku	Karbonyly kovů Kyselina uhličitá Bikarbonáty Uhličitany Dikarbonáty Trikarbonáty

oxidy
H2O _ _
Li 2 O LiCoO 2 Li 3 PaO 4 Li 5 PuO 6 Ba 2 LiNpO 6 LiAlO 2 Li 3 NpO 4 Li 2 NpO 4 Li 5 NpO 6 LiNbO 3	BeO											B2O3 _ _ _	C 3 O 2 C 12 O 9 CO C 12 O 12 C 4 O 6 CO 2	N 2 O NO N 2 O 3 N 4 O 6 NO 2 N 2 O 4 N 2 O 5	Ó	F
Na 2 O NaPaO 3 NaAlO 2 Na 2 PtO 3	MgO											AlO Al 2 O 3 NaAlO 2 LiAlO 2 AlO (OH)	SiO SiO 2	P 4 O P 4 O 2 P 2 O 3 P 4 O 8 P 2 O 5	S 2 O SO SO 2 SO 3	Cl 2 O ClO 2 Cl 2 O 6 Cl 2O 7 _
K 2 O K 2 PtO 3 KPaO 3	CaO Ca 3 OSiO 4 CaTiO 3	Sc2O3 _ _ _	TiO Ti 2 O 3 TiO 2 TiOSO 4 CaTiO 3 BaTiO 3	VO V 2 O 3 V 3 O 5 VO 2 V 2 O 5	FeCr 2 O 4 CrO Cr 2 O 3 CrO 2 CrO 3 MgCr 2 O 4	MnO Mn 3 O 4 Mn 2 O 3 MnO(OH) Mn 5 O 8 MnO 2 MnO 3 Mn 2 O 7	FeCr 2 O 4 FeO Fe 3 O 4 Fe 2 O 3	CoFe 2 O 4 CoO Co 3 O 4 CoO (OH) Co 2 O 3 CoO 2	NiO NiFe 2 O 4 Ni 3 O 4 NiO (OH) Ni 2 O 3	Cu 2 O CuO CuFe 2 O 4 Cu 2 O 3 CuO 2	ZnO	Ga 2 O Ga 2 O 3	GeO GeO 2	As 2 O 3 As 2 O 4 As 2 O 5	SeOCl 2 SeOBr 2 SeO 2 Se 2 O 5 SeO 3	Br20 Br203Br02 _ _ _ _ _ _ _
Rb 2 O RbPaO 3 Rb 4 O 6	SrO	Y 2 O 3 YOF YOCl	ZrO(OH) 2 ZrO 2 ZrOS Zr 2 O 3 Cl 2	NbO Nb 2 O 3 NbO 2 Nb 2 O 5 Nb 2 O 3 (SO 4 ) 2 LiNbO 3	Mo 2 O 3 Mo 4 O 11 MoO 2 Mo 2 O 5 MoO 3	TcO 2 Tc 2 O 7	Ru 2 O 3 RuO 2 Ru 2 O 5 RuO 4	RhO Rh 2 O 3 RhO 2	PdO Pd 2 O 3 PdO 2	Ag2O Ag2O2 _ _ _ _ _	Cd2O CdO _ _	In 2 O InO In 2 O 3	SnO SnO2 _	Sb 2 O 3 Sb 2 O 4 Hg 2 Sb 2 O 7 Sb 2 O 5	TeO 2 TeO 3	I 2 O 4 I 4 O 9 I 2 O 5
Cs 2 O Cs 2 ReCl 5 O	BaO BaPaO 3 BaTiO 3 BaPtO 3		HfO (OH ) 2Hf02	Ta 2 O TaO TaO 2 Ta 2 O 5	WO 2 Br 2 WO 2 WO 2 Cl 2 WOBr 4 WOF 4 WOCl 4 WO 3	Re 2 O ReO Re 2 O 3 ReO 2 Re 2 O 5 ReO 3 Re 2 O 7	OsO Os 2 O 3 OsO 2 OsO 4	Ir2O3 IrO2 _ _ _ _	PtO Pt 3 O 4 Pt 2 O 3 PtO 2 K 2 PtO 3 Na 2 PtO 3 PtO 3	Au 2 O AuO Au 2 O 3	Hg 2 O HgO (Hg 3 O 2 )SO 4 Hg 2 O (CN) 2 Hg 2 Sb 2 O 7 Hg 3 O 2 Cl 2 Hg 5 O 4 Cl 2	Tl 2 O Tl 2 O 3	Pb 2 O PbO Pb 3 O 4 Pb 2 O 3 PbO 2	BiO Bi 2 O 3 Bi 2 O 4 Bi 2 O 5	PoO PoO 2 PoO 3	V
Fr	Ra		RF	Db	Sg	bh	hs	Mt	Ds	Rg	Cn	Nh	fl	Mc	Lv	Ts
		↓
		La202S La203 _ _ _ _ _ _ _	Ce 2 O 3 CeO 2	PrO Pr 2 O 2 S Pr 2 O 3 Pr 6 O 11 PrO 2	NdO Nd 2 O 2 S Nd 2 O 3 NdHO	Pm 2 O 3	SmO Sm 2 O 3	EuO Eu 3 O 4 Eu 2 O 3 EuO (OH) Eu 2 O 2 S	Gd203 _ _ _	Tb	Dy2O3 _ _ _	Ho 2 O 3 Ho 2 O 2 S	Er2O3 _ _ _	Tm2O3 _ _ _	YbO Yb203 _ _ _	Lu 2 O 2 S Lu 2 O 3 LuO (OH)
		Ac2O3 _ _ _	UO 2 UO 3 U 3 O 8	PaO PaO 2 Pa 2 O 5 PaOS	THO 2	NpO NpO 2 Np 2 O 5 Np 3 O 8 NpO 3	PuO Pu 2 O 3 PuO 2 PuO 3 PuO 2 F 2	AmO 2	Cm2O3 CmO2 _ _ _ _	Bk 2 O 3	Cf203 _ _ _	Es	fm	md	Ne	lr