Ugljik-monoksid

Ugljik(II) oksid ili ugljik-monoksid je gas bez boje i mirisa. Dobija se dehidratacijom mravlje kiseline uz H₂SO₄ kao dehidratacijsko sredstvo:

HCOOH → CO + H₂O

Ugljik(II) oksid
Općenito
Hemijski spoj	Ugljik(II) oksid
Druga imena	Karbon monoksid Ugljik monoksid
Molekularna formula	CO
CAS registarski broj	630-08-0
Kratki opis	bezbojna gas
Osobine1
Molarna masa	28,01 g/mol
Agregatno stanje	plinovito
Gustoća	1,2506 kg/m3 pri 0 °C
Tačka topljenja	−205,07 °C
Tačka ključanja	−191,55 °C
Rastvorljivost	30 m/l vode pri 20 °C
Rizičnost
NFPA 704	2 4 0
1 Gdje god je moguće korištene su SI jedinice. Ako nije drugačije naznačeno, dati podaci vrijede pri standardnim uslovima.

U industriji se dobije kao generatorski i vodeni plin. Generatorski plin se dobije izgaranjem uglja u generatorima:

C + O₂ → CO₂

Nastali CO₂ nastavlja reakciju s koksom:

CO₂ + C → 2CO

Smjesa nastalog ugljik monoksida i dušika iz zraka se naziva generatorski plin. Ako se preko užarenog koksa u generatorima umjesto zraka dovodi vodena para, nastaje vodeni plin, koji je smjesa ugljik monoksida i vodika:

C + H₂O → CO + H₂

Osobine

Ugljik (II) oksid je gas koji može da gori:

2CO + O₂ → 2CO

te se koristi kao reducent u dobijanju željeza. Veće količine čistog CO se koriste u sintezi metanola. Ugljik (II) oksid reaguje sa metalima dajući karbonile: Fe(CO)₅, Ni(CO)₄, Cr(CO)₆. Svi karbonili, kao i sam CO su jaki otrovi, jer vezanjem molekula CO, kao liganda, na hemoglobin u krvi, sprječavaju disanje i brzo nastupa smrt. Zbog toga je neophodan oprez kod nepotpunog sagorijevanja fosilnih goriva (zemni gas, nafta, ugalj).

Prirodni izvori

Ugljik monoksid (CO) je prirodi je veoma rijedak. U zraku ga ima u tragovima, a nešto više u vulkanskim gasovima, ali ga ima i u uglju i meteoritima. Mnogo više se stvara raznim antropogenim uticajima, najčešće kao proizvod zagađivanja atmosfere. Tako je prisutan u duhanskom dimu, kao i u gasovima koje izbacuju industrijski dimnjaci, peći i motori sa unutrašnjim sagorevanjem. Bitan je i sastojak gasa za osvetljenje, kao i generatorskih i vodenih gasova.^{[1][2][3][4][5]}

Dobijanje

U praksi se najčešće dobija inter-reakciom koncentrirane sumporne i mravlje kiseline, pri čemu se izdvaja voda. Osim mravlje, može se uzeti i oksalna kiselina ili ferocijanid. Najčešće se koristi kalijum-ferocijanid, ali uz odgovarajuće zagrijavanje. Hemijska jednačina po kojoj se to odbija je:

${\displaystyle \mathrm {K_{4}Fe(CN)_{6}+8H_{2}SO_{4}+6H_{2}O\longrightarrow \;3(NH_{4})_{2}SO_{4}+4KHSO_{4}+FeSO_{4}+6CO} }$.

Međutim, vjerovatnije je da se ova hemijska reakcija odvija postepeno, a da se kao međuproizvodi pojavljuju cijanovodonična i mravlja kiselina i amonijak.

Ugljik-monoksid se može dobiti i iz uglja, pri visokim temperaturama:

${\displaystyle \mathrm {CO_{2}+C\longrightarrow \;2CO} }$.

gradi sa hlorom i mnogim metalima poput nikla.

Također pogledajte

• Molekularni oblak

Reference

1. Graeme K. Hunter G. K. (2000): Vital Forces. The discovery of the molecular basis of life. Academic Press, London, ISBN 0-12-361811-8.
2. Nelson D. L., Michael M. Cox M. M. (2013): Lehninger Principles of Biochemistry. W. H. Freeman, 2013.ISBN 978-1-4641-0962-1.
3. Međedović S., Maslić E., Hadžiselimović R. (2000): Biologija 2. Svjetlost, Sarajevo, ISBN 9958-10-222-6.
4. Nelson D. L., Cox M. M. (2013): Lehninger Principles of Biochemistry. W. H. Freeman and Co., ISBN 978-1-4641-0962-1.
5. Sofradžija A., Šoljan D., Hadžiselimović R. (1996): Biologija 1, Svjetlost, Sarajevo, ISBN 9958-10-686-8.

Vanjski linkovi