Kolmonoxid

Den aktuella versionen av sidan har ännu inte granskats av erfarna bidragsgivare och kan skilja sig väsentligt från versionen som granskades den 4 augusti 2022; kontroller kräver 3 redigeringar .

kolmonoxid

Allmän

Systematiskt
namn

Kolmonoxid (II).

Traditionella namn

Kolmonoxid

Chem. formel

Råtta. formel

Fysikaliska egenskaper

stat

gasformig

Molar massa

28,01 g/ mol

Densitet

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

Joniseringsenergi

14,01 ± 0,01 eV [3]

Termiska egenskaper

Temperatur

• smältning

-205°C

• kokande

-191,5°C

Explosiva gränser

12,5 ± 0,1 vol.% [3]

Kritisk punkt

• temperatur

-140,23°C

• tryck

3.499 MPa

Entalpi

• utbildning

−110,52 kJ/mol

• smältning

0,838 kJ/mol

• kokande

6,04 kJ/mol

Ångtryck

35 ± 1 atm [3]

Kemiska egenskaper

Löslighet

• i vatten

0,0026 g/100 ml

Klassificering

281

211-128-3

[C-]#[O+]

InChI=1S/CO/cl-2UGFAIRIUMAVXCW-UHFFFAOYSA-N

RTECS

FG3500000

CHEBI

17245

FN-nummer

1016

ChemSpider

275

Säkerhet

Begränsa koncentrationen

20 mg/m 3 [1]

LD 50

200-250 mg/kg

Giftighet

allmän toxisk effekt. 4:e klass av fara.

ECB ikoner

NFPA 704

fyra 3 0 [2]

Data baseras på standardförhållanden (25 °C, 100 kPa) om inget annat anges.

Mediafiler på Wikimedia Commons

Kolmonoxid ( kolmonoxid ( II ) , kolmonoxid , kolmonoxid , kemisk formel - CO ) - en kemisk förening , som är en icke-saltbildande kolmonoxid , bestående av en atom av syre och kol .

Under standardförhållanden är kolmonoxid en färglös , luktfri , giftig gas som är lättare än luft .

Molekylens struktur

CO-molekylen har en trippelbindning , som kvävemolekylen N 2 . Eftersom dessa molekyler är lika i struktur (isoelektroniska, diatomiska, har en nära molär massa), är deras egenskaper också liknande - mycket låga smält- och kokpunkter, nära värden för standardentropier , etc.

Inom ramen för valensbindningsmetoden kan CO-molekylens struktur beskrivas med formeln :C≡O:.

Enligt den molekylära orbitala metoden , den elektroniska konfigurationen av en oexciterad CO-molekyl σ2
Oσ2z _
π4
x, yσ
2C _. En trippelbindning bildas av en σ -bindning bildad av ett σz - elektronpar , och elektronerna på den dubbelt degenererade nivån π x, y motsvarar två π -bindningar. Elektronerna i de icke-bindande σ C -orbitaler och σ O -orbitaler motsvarar två elektronpar, varav ett är lokaliserat vid kolatomen , det andra vid syreatomen .

På grund av närvaron av en trippelbindning är CO-molekylen mycket stark (dissociationsenergin är 1069 kJ/mol (256 kcal/mol), vilket är större än för alla andra diatomiska molekyler) och har ett litet mellankärnavstånd ( d C =O = 0,1128 nm).

Molekylen är svagt polariserad, dess elektriska dipolmoment μ = 0,04⋅10 −29 C m . Flera studier har visat att den negativa laddningen i CO-molekylen är koncentrerad till kolatomen C − ←O + (riktningen på dipolmomentet i molekylen är motsatt till den tidigare antagna). Joniseringsenergi 14,0 eV, kraftkopplingskonstant k = 18,6 .

Egenskaper

Kolmonoxid(II) är en färglös, luktfri och smaklös gas. brännbar Den så kallade "kolmonoxidlukten" är egentligen lukten av organiska föroreningar.

Egenskaper för kolmonoxid (II)

Standard Gibbs bildningsenergi ΔG	−137,14 kJ/mol (g) (vid 298 K)
Standardentropi för utbildning S	197,54 J/mol K (g) (vid 298 K)
Standard molär värmekapacitet C sid	29,11 J/mol K (g) (vid 298 K)
Entalpi av smältning Δ H pl	0,838 kJ/mol
Kokande entalpi Δ H bal	6,04 kJ/mol
Kritisk temperatur t krit	-140,23°C
Kritiskt tryck P krit	3.499 MPa
Kritisk densitet ρ crit	0,301 g/cm³

De huvudsakliga typerna av kemiska reaktioner där kolmonoxid (II) är involverad är additionsreaktioner och redoxreaktioner , i vilka den uppvisar reducerande egenskaper.

Vid rumstemperatur är CO inaktiv, dess kemiska aktivitet ökar avsevärt vid upphettning och i lösningar. Så i lösningar reducerar det salterna av Au , Pt , Pd och andra till metaller redan vid rumstemperatur. Vid upphettning reducerar den även andra metaller, till exempel CO + CuO → Cu + CO 2 ↑. Detta används ofta inom pyrometallurgi . Metoden för kvalitativ detektion av CO är baserad på reaktionen av CO i lösning med palladiumklorid .

Oxidation av CO i lösning sker ofta med en märkbar hastighet endast i närvaro av en katalysator. När man väljer det senare spelar oxidationsmedlets natur huvudrollen. Så, KMnO 4 oxiderar snabbast CO i närvaro av finfördelat silver , K 2 Cr 2 O 7 - i närvaro av kvicksilversalter , KClO 3 - i närvaro av OsO 4 . I allmänhet liknar CO i sina reducerande egenskaper molekylärt väte.

Under 830 °C är CO ett starkare reduktionsmedel, över 830 °C är väte. Därför förskjuts reaktionens jämvikt upp till 830 °C till höger, över 830 °C - till vänster. ${\mathsf {H_{2}O+CO\rightleftarrows CO_{2}+H_{2))}$

Intressant nog finns det bakterier som kan få den energi de behöver för livet på grund av oxidationen av CO.

Kolmonoxid(II) brinner med en blå låga [4] (reaktionsstarttemperatur 700 °C) i luft:

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

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

På grund av ett så bra värmevärde är CO en komponent i olika tekniska gasblandningar (till exempel generatorgas ) som används bland annat för uppvärmning. Explosivt när det blandas med luft; undre och övre koncentrationsgränser för flamspridning: från 12,5 till 74 % (i volym) [5] .

Kolmonoxid(II) reagerar med halogener . Reaktionen med klor har fått den största praktiska tillämpningen :

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

Reaktionen är exoterm, dess termiska effekt är 113 kJ, i närvaro av en katalysator ( aktiverat kol ) går den redan vid rumstemperatur. Som ett resultat av reaktionen bildas fosgen - ett ämne som har blivit utbrett inom olika grenar av kemin (och även som ett kemiskt krigsmedel ). Genom analoga reaktioner kan COF 2 ( karbonylfluorid ) och COBr 2 ( karbonylbromid ) erhållas . Karbonyljodid mottogs inte. Reaktionernas exotermicitet minskar snabbt från F till I (för reaktioner med F 2 är den termiska effekten 481 kJ, med Br 2 - 4 kJ). Du kan också få blandade derivat, som COFCl (se halogenerad kolsyra ).

Genom att reagera CO med F2 kan förutom COF2- karbonylfluorid en peroxidförening (FCO ) 2O2 erhållas . Dess egenskaper: smältpunkt -42 ° C, kokpunkt +16 ° C, har en karakteristisk lukt (liknande lukten av ozon ), sönderdelas med en explosion vid upphettning över 200 ° C (reaktionsprodukter CO 2 , O 2 och COF 2 ), i surt medium reagerar med kaliumjodid enligt ekvationen:

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

Kolmonoxid(II) reagerar med kalkogener . Med svavel bildar det kolsulfid COS, reaktionen fortsätter när den värms upp, enligt ekvationen:

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

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

Liknande kolselenoxid COSe och koltelluroxid COTE har också erhållits.

Återställer SO 2 :

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

Med övergångsmetaller bildar den brännbara och giftiga föreningar - karbonyler , såsom [Fe (CO) 5 ], [Cr (CO) 6 ], [Ni (CO) 4 ], [Mn 2 (CO) 10 ], [Co 2 ( CO) 9 ], etc. Vissa av dem är flyktiga.

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

Kolmonoxid(II) är svagt löslig i vatten, men reagerar inte med det. Det reagerar inte heller med lösningar av alkalier och syror . Det reagerar dock med alkalismältor för att bilda motsvarande format :

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

En intressant reaktion är reaktionen av kolmonoxid (II) med metalliskt kalium i en ammoniaklösning. Detta bildar den explosiva föreningen kaliumdioxodikarbonat :

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

Genom att reagera med ammoniak vid höga temperaturer kan en viktig industriell förening, HCN , erhållas . Reaktionen fortskrider i närvaro av en katalysator ( toriumdioxid ThO 2 ) enligt ekvationen:

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

Den viktigaste egenskapen hos kolmonoxid (II) är dess förmåga att reagera med väte för att bilda organiska föreningar ( Fischer-Tropsch syntesprocessen ):

{\mathsf {xCO+yH_{2}\högerpil ))

alkoholer + linjära alkaner.

Denna process är källan till viktiga industriprodukter som metanol , syntetiskt dieselbränsle, flervärda alkoholer, oljor och smörjmedel.

Fysiologisk verkan

Toxicitet

Kolmonoxid är ett giftigt ämne . I enlighet med GOST 12.1.007-76 "System för arbetssäkerhetsstandarder (SSBT). Skadliga ämnen. Klassificering och allmänna säkerhetskrav” kolmonoxid är ett giftigt lågriskämne enligt graden av påverkan på kroppen, den 4:e faroklassen .

TLV (begränsande tröskelkoncentration, USA) - 25 ppm ; TWA (genomsnittlig koncentration, USA; ACGIH 1994-1995) - 29 mg/m³; MAC (Maximum Permissible Concentration, USA): 30 ppm; 33 mg/m³. MPC r.z. enligt GN 2.2.5.1313-03 är "Maximal tillåten koncentration (MPC) av skadliga ämnen i luften i arbetsområdet" 20 mg/m³ (ca 0,0017%).

Upp till 1,5-3,0 % är tillåtet i avgaserna på en bensinbil (den tillåtna koncentrationen varierar mycket beroende på land/standarder som tillämpas; 3 % är mycket även för en gammal förgasad bil utan katalysator).

Enligt UN -klassificeringen tillhör kolmonoxid (II) faroklassen 2.3, den sekundära faran enligt UN-klassificeringen är 2.1.

Kolmonoxid är mycket farligt eftersom det är luktfritt . Det binder hemoglobin, omvandlar det till karboxihemoglobin och berövar det dess förmåga att fånga syre, och har allmän toxicitet, orsakar förgiftning [6] med skador på vitala organ och system, följt av döden .

Tecken på förgiftning: huvudvärk och yrsel , förträngning av perceptionsfältet; det finns tinnitus, andnöd, hjärtklappning , flimmer framför ögonen , rodnad i all hud (typiskt för alla hämmare av andningskedjan), allmän muskelsvaghet, illamående , ibland kräkningar; i de terminala stadierna av kramper , medvetslöshet , koma [7] [4] .

Den toxiska effekten av kolmonoxid (2+) beror på bildandet av karboxihemoglobin , ett mycket starkare karbonylkomplex med hemoglobin jämfört med komplexet av hemoglobin med syre (oxihemoglobin) [7] . Således blockeras processerna för syretransport och cellandning . En luftkoncentration på mer än 0,1 % leder till döden inom en timme [7] .

Experiment på unga råttor har visat att en koncentration av CO i luften på 0,02 % bromsar deras tillväxt och minskar aktiviteten jämfört med kontrollgruppen. .

Hjälp med kolmonoxid (II) förgiftning

Vid förgiftning rekommenderas följande åtgärder [7] :

offret ska tas ut i frisk luft. Vid mild förgiftning räcker hyperventilering av lungorna med syre ;
konstgjord ventilation av lungorna, O 2 -terapi, inklusive i en tryckkammare;
acyzol , kromosmon , metylenblått intravenöst.

Världsmedicinen känner inte till pålitliga motgifter för användning vid kolmonoxidförgiftning [8] .

Skydd mot kolmonoxid(II)

CO absorberas mycket svagt av aktivt kol från konventionella filtergasmasker , därför används ett speciellt filterelement för att skydda mot det (det kan också anslutas till huvudet) - en hopcalite-patron. Hopcalite är en katalysator som främjar oxidationen av CO till CO 2 vid normala temperaturer. Nackdelen med att använda hopcalite är att när man använder den måste man andas in den uppvärmda luften som ett resultat av reaktionen. Den vanliga skyddsmetoden är användningen av en fristående andningsapparat [4] .

Endogen kolmonoxid

Endogen kolmonoxid produceras normalt av cellerna i människo- och djurkroppen och fungerar som en signalmolekyl. Det spelar en känd fysiologisk roll i kroppen, i synnerhet som en neurotransmittor och orsakar vasodilatation [9] . På grund av rollen av endogen kolmonoxid i kroppen är dess metabolismstörningar förknippade med olika sjukdomar, såsom neurodegenerativa sjukdomar, åderförkalkning i blodkärl , högt blodtryck , hjärtsvikt och olika inflammatoriska processer [9] .

Endogen kolmonoxid bildas i kroppen på grund av den oxiderande verkan av hemoxygenasenzymet på hem , som är en produkt av förstörelsen av hemoglobin och myoglobin , såväl som andra hem-innehållande proteiner. Denna process orsakar bildandet av en liten mängd karboxihemoglobin i det mänskliga blodet , även om personen inte röker och inte andas atmosfärisk luft (som alltid innehåller små mängder exogen kolmonoxid), utan rent syre eller en blandning av kväve och syre.

Efter upptäckten 1993 att endogen kolmonoxid är en normal signalsubstans i människokroppen [10] [11] , såväl som en av de tre endogena gaserna som normalt modulerar förloppet av inflammatoriska reaktioner i kroppen (de andra två är salpetersyra). oxid (II) och vätesulfid ), endogen kolmonoxid har fått stor uppmärksamhet från kliniker och forskare som en viktig biologisk regulator. I många vävnader har alla tre av de ovannämnda gaserna visat sig vara antiinflammatoriska medel, vasodilatorer och även inducera angiogenes [12] . Allt är dock inte så enkelt och entydigt. Angiogenes är inte alltid en gynnsam effekt, eftersom det spelar en roll i tillväxten av i synnerhet maligna tumörer, och är också en av orsakerna till näthinneskada vid makuladegeneration. I synnerhet rökning (den huvudsakliga källan till kolmonoxid i blodet, vilket ger en koncentration flera gånger högre än naturlig produktion) ökar risken för makuladegeneration av näthinnan med 4-6 gånger.

Det finns en teori om att i vissa synapser av nervceller, där information lagras under lång tid, producerar den mottagande cellen, som svar på den mottagna signalen, endogen kolmonoxid, som överför signalen tillbaka till den sändande cellen, som informerar den. av dess beredskap att ta emot signaler från den i framtiden och öka aktiviteten hos signalsändarcellen. Vissa av dessa nervceller innehåller guanylatcyklas, ett enzym som aktiveras när det utsätts för endogen kolmonoxid [11] .

Forskning om rollen av endogen kolmonoxid som antiinflammatoriskt medel och cytoprotector har utförts i många laboratorier runt om i världen. Dessa egenskaper hos endogen kolmonoxid gör effekten på dess metabolism till ett intressant terapeutiskt mål för behandling av olika patologiska tillstånd såsom vävnadsskador orsakade av ischemi och efterföljande reperfusion (till exempel hjärtinfarkt , ischemisk stroke ), transplantatavstötning, vaskulär ateroskleros, svår sepsis , svår malaria , autoimmuna sjukdomar. Utförde inklusive kliniska prövningar på människor, men deras resultat har ännu inte publicerats [13] .

Från och med 2015 är följande känt om rollen av endogen kolmonoxid i kroppen [14] :

det är en av de viktiga endogena signalmolekylerna;
det modulerar CNS och kardiovaskulära funktioner ;
det hämmar blodplättsaggregation och deras vidhäftning till kärlväggar;
påverkan på utbytet av endogen kolmonoxid i framtiden kan vara en av de viktiga terapeutiska strategierna för ett antal sjukdomar.

Upptäcktshistorik

Toxiciteten hos röken som avges under förbränning av kol beskrevs av Aristoteles och Galenos .

Kolmonoxid (II) erhölls först av den franske kemisten Jacques de Lasson 1776 genom att värma zinkoxid med kol, men förväxlades till en början för väte eftersom det brann med en blå låga.

Att denna gas innehåller kol och syre upptäcktes 1800 av den engelske kemisten William Cruikshank . Gasens toxicitet studerades 1846 av den franske läkaren Claude Bernard i experiment på hundar [15] .

Kolmonoxid (II) utanför jordens atmosfär upptäcktes först av den belgiske forskaren M. Mizhot (M. Migeotte) 1949 genom närvaron av det huvudsakliga vibrationsrotationsbandet i solens IR-spektrum. Kolmonoxid (II) i det interstellära mediet upptäcktes 1970 [16] .

Får

Industriellt sätt

Det bildas under förbränning av kol eller föreningar baserade på det (till exempel bensin ) under förhållanden med syrebrist :

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

(den termiska effekten av denna reaktion är 220 kJ),

Det bildas också under reduktionen av koldioxid med varmt kol:

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

( ΔH = 172 kJ , ΔS = 176 J/K )

Denna reaktion sker under ugnsugnen, när ugnsspjället stängs för tidigt (tills kolen har brunnit ut helt). Den resulterande kolmonoxiden (II) orsakar på grund av dess toxicitet fysiologiska störningar ("utbrändhet") och till och med död (se nedan), därav ett av trivialnamnen - "kolmonoxid" [4] .

Koldioxidreduktionsreaktionen är reversibel, temperaturens inverkan på jämviktstillståndet för denna reaktion visas i grafen. Flödet av reaktionen till höger tillhandahålls av entropifaktorn och till vänster - av entalpifaktorn. Vid temperaturer under 400 °C förskjuts jämvikten nästan helt åt vänster, och vid temperaturer över 1000 °C åt höger (i riktning mot CO-bildning). Vid låga temperaturer är reaktionshastigheten mycket låg, därför är kolmonoxid (II) ganska stabil under normala förhållanden. Denna jämvikt har det speciella namnet Boudoir-jämvikten .

Blandningar av kolmonoxid (II) med andra ämnen erhålls genom att luft, vattenånga etc. leds genom ett lager av het koks, hårt eller brunt kol etc. (se generatorgas , vattengas , blandgas , syntesgas ).

Laboratoriemetod

Nedbrytning av flytande myrsyra under inverkan av varm koncentrerad svavelsyra eller passera gasformig myrsyra över P 2 O 5 . Reaktionsschema:

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

Man kan också behandla myrsyra med klorsulfonsyra . Denna reaktion fortsätter redan vid vanlig temperatur enligt schemat:

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

Upphettning av en blandning av oxalsyra och koncentrerad svavelsyra . Reaktionen går enligt ekvationen:

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

Upphettning av en blandning av kaliumhexacyanoferrat(II) med koncentrerad svavelsyra. Reaktionen går enligt ekvationen:

{\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 .}}

Återvinning från zinkkarbonat genom magnesium vid upphettning:

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

Definition av kolmonoxid(II)

Kvalitativt kan närvaron av CO bestämmas genom mörkläggning av palladiumkloridlösningar (eller papper impregnerat med denna lösning). Mörkning är förknippad med frisättningen av fint dispergerat metalliskt palladium enligt schemat:

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

Denna reaktion är mycket känslig. Standardlösning: 1 gram palladiumklorid per liter vatten.

Den kvantitativa bestämningen av kolmonoxid (II) baseras på den jodometriska reaktionen:

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

Applikation

Kolmonoxid(II) är ett mellanreagens som används i reaktioner med väte i de viktigaste industriella processerna för framställning av organiska alkoholer och rena kolväten.
Kolmonoxid (II) används för att bearbeta animaliskt kött och fisk, vilket ger dem en klar röd färg och ett fräscht utseende utan att ändra smaken ( Clear smoke och Tasteless smoke teknologier ). Den tillåtna koncentrationen av CO är 200 mg/kg kött.
Kolmonoxid(II) är huvudkomponenten i generatorgas som används som bränsle i naturgasfordon .
Kolmonoxid från motoravgaser användes av nazisterna under andra världskriget för massmord av människor genom förgiftning ( gaskammare , gasvagn ).

Kolmonoxid(II) i jordens atmosfär

Det finns naturliga och antropogena källor för inträde i jordens atmosfär . Under naturliga förhållanden, på jordens yta, bildas CO vid ofullständig anaerob nedbrytning av organiska föreningar och vid förbränning av biomassa, främst vid skogs- och stäppbränder. Kolmonoxid (II) bildas i marken både biologiskt (utsöndras av levande organismer) och icke-biologiskt. Frisättningen av kolmonoxid (II) på grund av fenoliska föreningar som är vanliga i jordar som innehåller OCH 3- eller OH-grupper i orto- eller para-positioner med avseende på den första hydroxylgruppen har bevisats experimentellt.

Den övergripande balansen mellan icke-biologisk CO-produktion och dess oxidation av mikroorganismer beror på specifika miljöförhållanden, i första hand fuktighet och pH-värde . Till exempel, från torra jordar, frigörs kolmonoxid(II) direkt i atmosfären, vilket skapar lokala maxima i koncentrationen av denna gas.

I atmosfären är CO produkten av kedjereaktioner som involverar metan och andra kolväten (främst isopren).

Den huvudsakliga antropogena CO-källan för närvarande är avgaserna från förbränningsmotorer . Kolmonoxid produceras genom förbränning av kolvätebränslen i förbränningsmotorer vid otillräckliga temperaturer eller ett dåligt inställt lufttillförselsystem (otillräckligt med syre tillförs för att oxidera CO till CO 2 ). Tidigare kom en betydande del av antropogena CO-utsläpp till atmosfären från belysningsgas som användes för inomhusbelysning på 1800-talet . I sammansättning motsvarade den ungefär vattengas , det vill säga den innehöll upp till 45% kolmonoxid (II). I den offentliga sektorn används det inte på grund av närvaron av en mycket billigare och mer energieffektiv analog - naturgas .

Intaget av CO från naturliga och antropogena källor är ungefär detsamma.

Kolmonoxid (II) i atmosfären är i en snabb cykel: den genomsnittliga uppehållstiden är cirka 35 dagar . Huvudkanalen för CO-förlust är oxidation av hydroxyl till koldioxid.

Kol(II)monoxid i yttre rymden

Kolmonoxid(II) är den näst vanligaste (efter H 2 ) molekylen i det interstellära mediet [16] . Denna gas spelar en viktig roll i utvecklingen av molekylära gasmoln där aktiv stjärnbildning sker . Liksom andra molekyler utstrålar CO en serie infraröda linjer som uppstår under övergångar mellan molekylens rotationsnivåer; dessa nivåer är redan upphetsade vid temperaturer på flera tiotals kelvin. Koncentrationen av CO i det interstellära mediet är tillräckligt låg för att (till skillnad från den mycket vanligare H2 - molekylen ) strålning i molekylära rotationslinjer inte upplever stark självabsorption i molnet. Som ett resultat flyr energi nästan obehindrat från molnet, som svalnar och drar ihop sig, vilket utlöser mekanismen för stjärnbildning . I de tätaste molnen, där självabsorptionen i CO-linjerna är betydande, blir energiförlusten i linjerna av den sällsynta isotopanalogen av 13 CO märkbar (den relativa isotopiska förekomsten av 13 C är cirka 1%). På grund av dess starkare strålning än atomärt väte används kol(II)oxid för att söka efter sådana gasansamlingar. I februari 2012 sammanställde astronomer som använde det europeiska rymdteleskopet Planck den mest kompletta kartan över dess utbredning över himmelssfären [17] .

Se även

Anteckningar

↑ GOST 12.1.005-76 “Arbetsområdets luft. Allmänna sanitära och hygieniska krav”.
↑ Kolmonoxid
↑ 1 2 3 http://www.cdc.gov/niosh/npg/npgd0105.html
↑ 1 2 3 4 Kolmonoxid // Russian encyclopedia of labor protection: In 3 vols. - 2:a uppl., reviderad. och ytterligare — M.: Publishing House of NTs ENAS, 2007.
↑ Baratov A.N. Brand- och explosionsrisk för ämnen och material och metoder för att släcka dem: Referensbok: i 2 böcker. - M . : Chemistry, 1990. - T. Bok 2. - S. 384.
↑ Roshchin A. V., Tomilin V. V., Sternberg E. Ya. Kolmonoxid // Big Medical Encyclopedia : i 30 volymer / kap. ed. B.V. Petrovskij . - 3:e uppl. - Moscow: Soviet Encyclopedia , 1981. - T. 17. Nylanders test - Osteopati . — 512 sid. — 150 800 exemplar.
↑ 1 2 3 4 Handbok för sjukvårdare. Ed. A.N. Shabanova. - M .: "Medicin", 1984.
↑ Forskare jagar efter motgift mot kolmonoxidförgiftning , Associated Press ( 9 december 2016). Hämtad 29 september 2018. "vi har inga motgift mot kolmonoxidförgiftning, och det är den vanligaste förgiftningen".
↑ 1 2 Wu, L; Wang, R. Kolmonoxid: Endogen produktion, fysiologiska funktioner och farmakologiska tillämpningar // Pharmacol Rev. : journal. - 2005. - December ( vol. 57 , nr 4 ). - P. 585-630 . - doi : 10.1124/pr.57.4.3 . — PMID 16382109 .
↑ Verma, A; Hirsch, D.; Glatt, C.; Ronnett, G.; Snyder, S. Carbonmonoxide: A putative neural messenger // Vetenskap . - 1993. - Vol. 259 , nr. 5093 . - s. 381-384 . - doi : 10.1126/science.7678352 . — . — PMID 7678352 .
↑ 12 Kolata , Gina . Kolmonoxidgas används av hjärnceller som en neurotransmittor (26 januari 1993). Hämtad 2 maj 2010.
↑ Li, L; Hsu, A; Moore, PK Verkningar och interaktioner av kväveoxid, kolmonoxid och vätesulfid i hjärt-kärlsystemet och vid inflammation – en berättelse om tre gaser! (engelska) // Farmakologi och terapi : tidskrift. - 2009. - Vol. 123 , nr. 3 . - S. 386-400 . - doi : 10.1016/j.pharmthera.2009.05.005 . — PMID 19486912 .
↑ Johnson, Carolyn Y. . Giftgas kan ha en medicinsk fördel (16 oktober 2009). Hämtad 16 oktober 2009.
↑ Olas, Beata. Kolmonoxid är inte alltid en giftig gas för mänsklig organism: Fysiologiska och farmakologiska egenskaper hos CO (engelska) // Chemico-Biological Interactions : journal. - 2014. - 25 april ( vol. 222 , nr 5 oktober 2014 ). - S. 37-43 . - doi : 10.1016/j.cbi.2014.08.005 .
↑ Rosemary H. Waring, Glyn B. Steventon, Steve C. Mitchell. Dödsmolekyler (neopr.) . - Imperial College Press, 2007. - S. 38. - ISBN 1-86094-814-6 .
↑ 1 2 Combes, Francoise. Distribution av CO i Vintergatan // Annual Review of Astronomy & Astrophysics : journal. - 1991. - Vol. 29 . — S. 195 . - doi : 10.1146/annurev.aa.29.090191.001211 . - .
↑ Planck kartlägger kolmonoxid i galaxen .

Litteratur

Akhmetov N. S. Allmän och oorganisk kemi. 5:e uppl., rev. - M .: "Högstadiet", 2003. - ISBN 5-06-003363-5 .
Nekrasov BV Grunderna i allmän kemi. T. I, red. 3:a, rev. och ytterligare - M .: "Kemi", 1973. - Ss. 495-497, 511-513.
W. Schroeter, K.-H. Lautenschläger, H. Bibrak et al. Kemi: Ref. Per. Med. med honom. 2:a uppl., stereotyp. - M .: "Chemistry", 2000. - ISBN 5-7245-0360-3 .
Baratov A. N. Brand- och explosionsrisk för ämnen och material och metoder för att släcka dem: Referensupplaga: i 2 böcker. Bok 2. - M .: Kemi, 1990. - 384 sid.

Länkar

Internationellt kemikaliesäkerhetsdatablad för kolmonoxid (ICSC 0023, april 2007 )

Ordböcker och uppslagsverk

I bibliografiska kataloger
BNF : 119582607 GND : 4164521-2 J9U : 987007283485505171 LCCN : sh85020121 LNB : 000260240 NDL : 00564272 NKC : ph123880

Oxider av kol
Vanliga oxider	CO2 _ CO
Exotiska oxider	C2O2 _ _ _ C2O3 _ _ _ C2O4 _ _ _ C3O2 _ _ _ C4O2 _ _ _ C4O6 _ _ _ C5O2 _ _ _ C2O _ _ CO3 _ CO4 _ C12O9 _ _ _ C12O12 _ _ _
Polymerer	grafitoxid C3O2 _ _ _ CO CO2 _
Derivat av koloxider	Metallkarbonyler Kolsyra Bikarbonater Karbonater Dikarbonater Trikarbonater

oxider
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	O	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 2 O 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	Br 2 O Br 2 O 3 BrO 2
Rb 2 O RbPaO 3 Rb 4 O 6	SrO	Y 2 O 3 YOF YOCl	ZrO ( OH ) 2ZrO2ZrOS Zr2O3Cl2 _ _ _ _ _	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 _ _	I 2 O InO I 2 O 3	SnO SnO 2	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 ) 2 HfO2	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	På
Fr	Ra		RF	Db	Sg	bh	hs	Mt	Ds	Rg	Cn	Nh	fl	Mc	Lv	Ts
		↓
		La 2 O 2 S La 2 O 3	Ce 2 O 3 CeO 2	PrO Pr 2 O 2 S Pr 2 O 3 Pr 6 O 11 PrO 2	NdO Nd2O2S Nd2O3NdHO _ _ _ _ _ _ _ _	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	Gd 2 O 3	Tb	Dy2O3 _ _ _	Ho 2 O 3 Ho 2 O 2 S	Er2O3 _ _ _	Tm2O3 _ _ _	YbO Yb 2 O 3	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 _ _ _ _	Bk2O3 _ _ _	Jfr 2O 3 _	Es	fm	md	Nej	lr