Kohlenmonoxid - Carbon monoxide

Kohlenmonoxid
Kugel-Stab-Modell von Kohlenmonoxid
Spacefill-Modell von Kohlenmonoxid
Modell von Kohlenmonoxid
Namen
Bevorzugter IUPAC-Name
Kohlenmonoxid
Andere Namen
Kohlenoxyd
Kohlenstoff protoxide
Oxid von Kohlenstoff
protoxide von Kohlenstoff
Kohlenstoff mono-oxid
kohlenstoffmonoxid Oxid
carbonei Oxidum
oxyde de carbone
Kohlenstoff (II) -oxid
carbonii halitus
Carboneum oxgenisatum
Carbate
Carbonyl-
Kohlenoxyd

Wasser Gas
Flue Gas
Kohlensäure entflammbarer Luft
schwer entzündbare Luft
Hydrogenkarbonat
hydrogenes kohlensäure
weißes feuchtes
Feuer dämpft
Pulvergas
Beleuchtungsgas
Dowson Gas
Mond Gas
Strom Gaserzeuger
Gas
Hochofengas
Kohlegas
Phlogiston
Bezeichner
3D-Modell ( JSmol )
3587264
ChEBI
ChEMBL
ChemSpider
ECHA-Infokarte 100.010.118 Bearbeite dies bei Wikidata
EG-Nummer
421
KEGG
Gittergewebe Kohlenmonoxid
RTECS-Nummer
UNII
UN-Nummer 1016
  • InChI=1S/CO/c1-2 prüfenJa
    Schlüssel: UGFAIRIUMAVXCW-UHFFFAOYSA-N prüfenJa
  • InChI=1/CO/c1-2
    Schlüssel: UGFAIRIUMAVXCW-UHFFFAOYAT
  • [C-]#[O+]
Eigenschaften
CO
Molmasse 28,010 g/mol
Aussehen Farbloses Gas
Geruch Geruchlos
Dichte
Schmelzpunkt −205,02 °C (−337,04 °F; 68,13 K)
Siedepunkt −191,5 °C (−312.7 °F; 81,6 K)
27,6 mg/l (25 °C)
Löslichkeit löslich in Chloroform , Essigsäure , Ethylacetat , Ethanol , Ammoniumhydroxid , Benzol
1,04 atm 3 /mol&supmin;
−9,8·10 −6 cm 3 /mol
1.0003364
0,122 D
Thermochemie
29,1 J/(K·mol)
197,7 J/(K·mol)
Std
Bildungsenthalpie
f H 298 )
−110,5 kJ/mol
Std.
Verbrennungsenthalpie
c H 298 )
−283,4 kJ/mol
Pharmakologie
V04CX08 ( WER )
Gefahren
Sicherheitsdatenblatt Siehe: Datenseite
ICSC 0023
GHS-Piktogramme GHS02: EntzündlichGHS06: GiftigGHS08: Gesundheitsgefahr
GHS-Signalwort Achtung
H220 , H331 , H360 , H372
P201 , P202 , P210 , P260 , P261 , P264 , P270 , P271 , P281 , P304+340 , P308+313 , P311 , P314 , P321 , P377 , P381 , P403 , P403+233 , P405 , P501
NFPA 704 (Feuerdiamant)
3
4
0
Flammpunkt −191 °C (−311,8 °F; 82,1 K)
609 °C (1.128 °F; 882 K)
Explosionsgrenzen 12,5–74,2 %
Letale Dosis oder Konzentration (LD, LC):
NIOSH (US-Grenzwerte für die Gesundheitsbelastung):
PEL (zulässig)
TWA 50 ppm (55 mg/m 3 )
REL (empfohlen)
IDLH (unmittelbare Gefahr)
1200 ppm
Verwandte Verbindungen
Andere Anionen
Kohlenstoffmonosulfid
Andere Kationen
Siliziummonoxid
Germaniummonoxid
Zinn(II)-oxid
Blei(II)-oxid
Verwandte Kohlenoxide
Kohlendioxid
Kohlensuboxid
Oxocarbons
Ergänzende Datenseite
Brechungsindex ( n ),
Dielektrizitätskonstanter ) usw.
Thermodynamische
Daten
Phasenverhalten
fest-flüssig-gas
UV , IR , NMR , MS
Sofern nicht anders angegeben, beziehen sich die Daten auf Materialien im Standardzustand (bei 25 °C [77 °F], 100 kPa).
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Infobox-Referenzen

Kohlenmonoxid ( chemische Formel CO ) ist ein farbloses, geruchloses, geschmackloses, brennbares Gas, das eine etwas geringere Dichte als Luft hat. Kohlenmonoxid besteht aus einem Kohlenstoffatom und einem Sauerstoffatom . Es ist das einfachste Molekül der Oxocarbon- Familie. In Koordinationskomplexe der Kohlenmonoxid - Liganden genannt wird carbonyl .

Die thermische Verbrennung ist die häufigste Kohlenmonoxidquelle, es gibt jedoch zahlreiche umweltbedingte und biologische Quellen, die eine erhebliche Menge Kohlenmonoxid erzeugen und emittieren. Menschen verwenden Kohlenmonoxid für verschiedene industrielle Prozesse, einschließlich synthetischer chemischer Herstellung und Metallurgie , es ist jedoch auch ein problematischer Luftschadstoff , der aus industriellen Aktivitäten entsteht. Bei der Emission in die Atmosphäre kann Kohlenmonoxid eine Rolle spielen, die möglicherweise den Klimawandel beeinflusst .

Kohlenmonoxid spielt in allen phylogenetischen Reichen eine wichtige biologische Rolle. In der Physiologie von Säugetieren ist Kohlenmonoxid ein klassisches Beispiel für Hormesis, bei dem niedrige Konzentrationen als endogener Neurotransmitter ( Gasotransmitter ) dienen und hohe Konzentrationen toxisch sind, was zu einer Kohlenmonoxidvergiftung führt .

Geschichte

Vorgeschichte

Der Mensch hat eine komplexe Beziehung zu Kohlenmonoxid unterhalten, seit er etwa 800.000 v. Chr. gelernt hat, Feuer zu kontrollieren. Primitive Höhlenmenschen entdeckten wahrscheinlich die Toxizität einer Kohlenmonoxidvergiftung, als sie Feuer in ihre Behausungen brachten. Die frühe Entwicklung der Metallurgie und Verhüttung Technologien Schwellen circa 6000 vor Christus durch die Bronzezeit ebenfalls aus Kohlenmonoxid Exposition geplagten Menschheit. Abgesehen von der Toxizität von Kohlenmonoxid können indigene Ureinwohner Amerikas die neuroaktiven Eigenschaften von Kohlenmonoxid durch schamanistische Rituale am Kamin erfahren haben .

Alte Geschichte

Frühe Zivilisationen entwickelten mythologische Geschichten, um den Ursprung des Feuers zu erklären, wie etwa Prometheus aus der griechischen Mythologie, der das Feuer mit den Menschen teilte. Aristoteles (384–322 v. Chr.) berichtete erstmals, dass beim Verbrennen von Kohlen giftige Dämpfe entstehen. Griechischer Arzt Galen (129-199 AD) spekuliert , dass es eine Änderung in der Zusammensetzung der Luft war , dass Schaden verursacht , wenn sie inhaliert, und viele andere aus der Zeit eine Grundlage des Wissens über Kohlenmonoxid im Rahmen der entwickelten Kohle Rauchgastoxizität. Cleopatra ist möglicherweise an einer Kohlenmonoxidvergiftung gestorben .

Die morderne Geschichte

1697 erwähnte Georg Ernst Stahl carbonarii halitus in Bezug auf giftige Dämpfe, von denen angenommen wurde, dass sie Kohlenmonoxid sind. Friedrich Hoffmann führte 1716 die erste moderne wissenschaftliche Untersuchung zur Kohlenmonoxidvergiftung durch Kohle durch. Herman Boerhaave führte in den 1730er Jahren die ersten wissenschaftlichen Versuche zur Wirkung von Kohlenmonoxid (Kohlendämpfen) auf Tiere durch.

Joseph Priestley soll 1772 erstmals Kohlenmonoxid synthetisiert haben. Carl Wilhelm Scheele isolierte 1773 Kohlenmonoxid auf ähnliche Weise aus Holzkohle und dachte, es könnte die kohlenstoffhaltige Substanz sein, die Dämpfe giftig macht. Torbern Bergman isolierte 1775 Kohlenmonoxid aus Oxalsäure . Später im Jahr 1776 produzierte der französische Chemiker de Lassone  [ fr ] CO durch Erhitzen von Zinkoxid mit Koks , schloss jedoch fälschlicherweise, dass das gasförmige Produkt Wasserstoff war , da es mit einer blauen Flamme brannte. In Gegenwart von Sauerstoff, auch in atmosphärischen Konzentrationen, verbrennt Kohlenmonoxid mit einer blauen Flamme und erzeugt Kohlendioxid. Antoine Lavoisier führte 1777 ähnliche ergebnislose Experimente wie Lassone durch. Das Gas wurde 1800 von William Cruickshank als eine Verbindung mit Kohlenstoff und Sauerstoff identifiziert .

Thomas Beddoes und James Watt erkannt Kohlenmonoxid (als Hydrogenkarbonat ) venöses Blut zu erhellen im Jahr 1793 Watt vorgeschlagen Kohle Rauch als handeln könnte Antidot zu dem Sauerstoff im Blut, und Beddoes und Watt ebenfalls vorgeschlagen Hydrogenkarbonat hat eine größere Affinität für tierische Faser als Sauerstoff im Jahr 1796. Im Jahr 1854 schlug Adrien Chenot ähnlich Kohlenmonoxid vor, um den Sauerstoff aus dem Blut zu entfernen und dann vom Körper zu Kohlendioxid oxidiert zu werden. Der Mechanismus für die Kohlenmonoxidvergiftung wird weithin Claude Bernard zugeschrieben, dessen Memoiren im Jahr 1846 beginnen und 1857 veröffentlicht wurden, in dem es heißt: „Verhindert, dass arterielles Blut venös wird“. Ähnliche Schlussfolgerungen veröffentlichte Felix Hoppe-Seyler im folgenden Jahr unabhängig.

Physikalische und chemische Eigenschaften

Kohlenmonoxid ist der einfachste Oxokohlenstoff und isoelektronisch mit anderen dreifach gebundenen zweiatomigen Spezies mit 10 Valenzelektronen, einschließlich dem Cyanid- Anion, dem Nitrosonium- Kation, Bormonofluorid und molekularem Stickstoff . Es hat eine Molmasse von 28,0, was es nach dem idealen Gasgesetz etwas weniger dicht macht als Luft, deren durchschnittliche Molmasse 28,8 beträgt.

Kohlenstoff und Sauerstoff sind durch eine Dreifachbindung verbunden , die aus zwei Pi-Bindungen und einer Sigma-Bindung besteht . Die Bindungslänge zwischen dem Kohlenstoffatom und dem Sauerstoffatom beträgt 112,8  pm . Diese Bindungslänge stimmt mit einer Dreifachbindung überein, wie beim molekularen Stickstoff (N 2 ), der eine ähnliche Bindungslänge (109.76 pm) und fast die gleiche Molekülmasse hat . Kohlenstoff-Sauerstoff-Doppelbindungen sind deutlich länger , zum Beispiel 120.8 pm in Formaldehyd . Siedepunkt (82 K) und Schmelzpunkt (68 K) sind denen von N 2 (77 K bzw. 63 K ) sehr ähnlich . Die Bindungsdissoziationsenergie von 1072 kJ/mol ist stärker als die von N 2 (942 kJ/mol) und stellt die stärkste bekannte chemische Bindung dar.

Der elektronische Grundzustand von Kohlenmonoxid ist ein Singulett-Zustand, da es keine ungepaarten Elektronen gibt.

Bindungs- und Dipolmoment

Kohlenstoff und Sauerstoff haben zusammen insgesamt 10 Elektronen in der Valenzschale . Nach der Oktettregel für Kohlenstoff und Sauerstoff bilden die beiden Atome eine Dreifachbindung mit sechs gemeinsamen Elektronen in drei bindenden Molekülorbitalen, anstatt der üblichen Doppelbindung in organischen Carbonylverbindungen. Da vier der gemeinsamen Elektronen vom Sauerstoffatom und nur zwei vom Kohlenstoff stammen, wird ein Bindungsorbital von zwei Sauerstoffelektronen besetzt, wodurch eine dative oder dipolare Bindung gebildet wird . Dies verursacht eine C←O- Polarisation des Moleküls mit einer kleinen negativen Ladung auf Kohlenstoff und einer kleinen positiven Ladung auf Sauerstoff. Die anderen beiden Bindungsorbitale sind mit je einem Elektron von Kohlenstoff und einem von Sauerstoff besetzt, wodurch (polare) kovalente Bindungen mit umgekehrter C→O-Polarisation gebildet werden, da Sauerstoff elektronegativer ist als Kohlenstoff. Im freien Kohlenmonoxidmolekül verbleibt eine negative Nettoladung δ am Kohlenstoffende und das Molekül hat ein kleines Dipolmoment von 0,122  D .

Das Molekül ist daher asymmetrisch: Sauerstoff hat eine höhere Elektronendichte als Kohlenstoff und ist auch leicht positiv geladen im Vergleich zu Kohlenstoff, der negativ ist. Im Gegensatz dazu besitzt das isoelektronische Distickstoffmolekül kein Dipolmoment.

Die wichtigste Resonanzform von Kohlenmonoxid ist C ≡O + . Ein wichtiger kleiner Beitrag dazu ist die nicht-oktettierte Carbenstruktur :C=O.

Kohlenmonoxid hat eine berechnete fraktionale Bindungsordnung von 2,6, was darauf hinweist, dass die "dritte" Bindung wichtig ist, aber etwas weniger als eine vollständige Bindung darstellt. Somit ist C≡O + hinsichtlich der Valenzbindung die wichtigste Struktur, während :C=O kein Oktett ist, aber eine neutrale Formalladung an jedem Atom besitzt und den zweitwichtigsten Resonanzbeitrag darstellt. Wegen des freien Elektronenpaares und der Divalenz von Kohlenstoff in dieser Resonanzstruktur wird Kohlenmonoxid oft als außergewöhnlich stabilisiertes Carben angesehen . Isocyanide sind Verbindungen, in denen das O durch eine NR-Gruppe (R = Alkyl oder Aryl) ersetzt ist und ein ähnliches Bindungsschema aufweisen.

Wenn Kohlenmonoxid als Ligand fungiert , kann sich die Polarität des Dipols mit einer negativen Nettoladung am Sauerstoffende je nach Struktur des Koordinationskomplexes umkehren . Siehe auch den Abschnitt "Koordinationschemie" weiter unten.

Bindungspolarität und Oxidationszustand

Theoretische und experimentelle Studien zeigen, dass das Dipolmoment trotz der größeren Elektronegativität von Sauerstoff vom negativeren Kohlenstoffende zum positiveren Sauerstoffende zeigt. Die drei Bindungen sind in der Tat polare kovalente Bindungen , die stark polarisiert sind. Die berechnete Polarisation zum Sauerstoffatom beträgt 71% für die σ-Bindung und 77% für beide π-Bindungen .

Der Oxidationszustand von Kohlenstoff in Kohlenmonoxid beträgt in jeder dieser Strukturen +2. Es wird berechnet, indem alle Bindungselektronen als dem elektronegativeren Sauerstoff zugehörig gezählt werden. Nur die beiden nicht bindenden Elektronen am Kohlenstoff werden dem Kohlenstoff zugeordnet. Bei dieser Zählung hat Kohlenstoff dann nur noch zwei Valenzelektronen im Molekül gegenüber vier im freien Atom.

Auftreten

Monatliche Durchschnittswerte der globalen Konzentrationen von troposphärischem Kohlenmonoxid in einer Höhe von etwa 12.000 Fuß. Die Daten wurden vom MOPITT-Sensor (Measurements Of Pollution In The Troposphere) auf dem Terra-Satelliten der NASA gesammelt.

Kohlenmonoxid kommt in verschiedenen natürlichen und künstlichen Umgebungen vor. Typische Konzentrationen in Teilen pro Million sind wie folgt:

Zusammensetzung der trockenen Atmosphäre nach Volumen
Konzentration (ppmv) Quelle
0,1 Natürliches Atmosphärenniveau ( MOPITT )
0,5–5 Durchschnittliches Niveau in Wohnungen
5–15 In der Nähe von richtig eingestellten Gasherden in Wohnungen, moderne Fahrzeugabgase
17 Atmosphäre der Venus
100–200 Auspuff von Autos im Zentrum von Mexiko-Stadt im Jahr 1975
700 Atmosphäre des Mars
<1000 Autoabgase nach Durchlaufen des Katalysators
5.000 Abgas von einem Holzfeuer zu Hause
30.000–100.000 Unverdünnte warme Autoabgase ohne Katalysator

Atmosphärische Präsenz

Der rote, orange und gelbe Streifen in Südamerika , Afrika und dem Atlantik in dieser Animation weist auf hohe Kohlenmonoxidwerte am 30. September 2005 hin.
Kohlenmonoxidkonzentrationen in der Quelle der nördlichen Hemisphäre, gemessen mit dem MOPITT-Instrument

Kohlenmonoxid (CO) ist in geringen Mengen (ca. 80 ppb) in der Erdatmosphäre vorhanden . Der Großteil des Rests stammt aus chemischen Reaktionen mit organischen Verbindungen, die durch menschliche Aktivitäten und natürlichen Ursprungs aufgrund photochemischer Reaktionen in der Troposphäre emittiert werden , die etwa 5 × 10 12 Kilogramm pro Jahr erzeugen . Andere natürliche CO-Quellen sind Vulkane, Wald- und Buschbrände sowie verschiedene andere Verbrennungsformen wie fossile Brennstoffe . Kleine Mengen werden auch aus dem Ozean und aus geologischen Aktivitäten emittiert, da Kohlenmonoxid in geschmolzenem Vulkangestein bei hohem Druck im Erdmantel gelöst vorkommt . Da natürliche Kohlenmonoxidquellen von Jahr zu Jahr so ​​unterschiedlich sind, ist es schwierig, die natürlichen Emissionen des Gases genau zu messen.

Kohlenmonoxid hat einen indirekten Einfluss auf den Strahlungsantrieb, indem es die Konzentrationen von direkten Treibhausgasen , einschließlich Methan und troposphärischem Ozon, erhöht . CO kann chemisch mit anderen Bestandteilen der Atmosphäre reagieren ( in erster Linie des Hydroxyl - Radikal , OH . ) , Die Methan sonst zerstören würde. Durch natürliche Prozesse in der Atmosphäre wird es zu Kohlendioxid und Ozon oxidiert . Kohlenmonoxid ist in der Atmosphäre kurzlebig (mit einer durchschnittlichen Lebensdauer von etwa ein bis zwei Monaten) und in seiner Konzentration räumlich variabel.

Aufgrund seiner langen Lebensdauer in der mittleren Troposphäre wird Kohlenmonoxid auch als Tracer für Schadstofffahnen verwendet.

Umweltverschmutzung

Städtische Verschmutzung

Kohlenmonoxid ist in einigen städtischen Gebieten ein vorübergehender Luftschadstoff, hauptsächlich aus den Abgasen von Verbrennungsmotoren (einschließlich Fahrzeugen, tragbaren Generatoren und Notstromaggregaten, Rasenmähern, Hochdruckreinigern usw.), aber auch aus der unvollständigen Verbrennung verschiedener anderer Kraftstoffe ( einschließlich Holz, Kohle, Holzkohle, Öl, Paraffin, Propan, Erdgas und Müll).

Große CO-Verschmutzungsereignisse können aus dem Weltraum über Städten beobachtet werden.

Rolle bei der bodennahen Ozonbildung

Kohlenmonoxid gehört zusammen mit Aldehyden zu den Zyklen chemischer Reaktionen, die photochemischen Smog bilden . Es reagiert mit dem Hydroxylradikal ( OH) zu einem radikalischen Zwischenprodukt HOCO, das seinen radikalischen Wasserstoff schnell auf O 2 überträgt , um ein Peroxyradikal (HO 2 ) und Kohlendioxid (CO 2 ) zu bilden. Das Peroxyradikal reagiert anschließend mit Stickoxid (NO) zu Stickstoffdioxid (NO 2 ) und Hydroxylradikal. NO 2 ergibt O( 3 P) durch Photolyse, wodurch O 3 nach Reaktion mit O 2 gebildet wird . Da bei der Bildung von NO 2 Hydroxylradikale gebildet werden , ist die Bilanz der Abfolge chemischer Reaktionen beginnend mit Kohlenmonoxid bis hin zur Ozonbildung:

CO + 2O 2 + hν → CO 2 + O 3

(wobei sich hν auf das Photon des Lichts bezieht, das vom NO 2 -Molekül in der Sequenz absorbiert wird )

Obwohl die Bildung von NO 2 der kritische Schritt ist, der zu einer geringen Ozonbildung führt, erhöht sie dieses Ozon auch auf eine andere, sich gegenseitig ausschließende Weise, indem die Menge an NO verringert wird, die für die Reaktion mit Ozon verfügbar ist.

Innenraumverschmutzung

In geschlossenen Umgebungen kann die Konzentration von Kohlenmonoxid tödlich sein. Im Durchschnitt sterben jedes Jahr 170 Menschen in den Vereinigten Staaten an Kohlenmonoxid, das von Konsumgütern außerhalb der Automobilindustrie produziert wird. Diese Produkte umfassen eine Fehlfunktion Kraftstoff verbrennenden Geräten wie Öfen, Herden, Warmwasserbereiter und Gas und Kerosin Raumheizgeräte; motorbetriebene Geräte wie tragbare Generatoren (und Autos, die in angeschlossenen Garagen laufen gelassen werden); Kamine; und Holzkohle, die in Häusern und anderen geschlossenen Räumen verbrannt wird. Viele Todesfälle sind bei Stromausfällen aufgrund von Unwettern wie dem Hurrikan Katrina und der Stromkrise in Texas 2021 aufgetreten .

Astronomie

Außerhalb der Erde ist Kohlenmonoxid nach molekularem Wasserstoff das zweithäufigste zweiatomige Molekül im interstellaren Medium . Aufgrund seiner Asymmetrie erzeugt dieses polare Molekül viel hellere Spektrallinien als das Wasserstoffmolekül, wodurch CO viel leichter nachzuweisen ist. Interstellares CO wurde erstmals 1970 mit Radioteleskopen nachgewiesen . Es ist heute der am häufigsten verwendete Tracer für molekulares Gas im Allgemeinen im interstellaren Medium von Galaxien, da molekularer Wasserstoff nur mit ultraviolettem Licht nachgewiesen werden kann, was Weltraumteleskope erfordert . Kohlenmonoxid-Beobachtungen liefern einen Großteil der Informationen über die Molekülwolken, in denen sich die meisten Sterne bilden .

Beta Pictoris , der zweithellste Stern im Sternbild Pictor , zeigt im Vergleich zu normalen Sternen seiner Art einen Überschuss an Infrarotstrahlung , der durch große Mengen an Staub und Gas (einschließlich Kohlenmonoxid) in der Nähe des Sterns verursacht wird.

In der Atmosphäre der Venus entsteht Kohlenmonoxid als Folge der Photodissoziation von Kohlendioxid durch elektromagnetische Strahlung mit Wellenlängen kleiner als 169 nm . Es wurde auch spektroskopisch auf der Oberfläche von Neptuns Mond Triton identifiziert .

Festes Kohlenmonoxid ist ein Bestandteil von Kometen . Der Halleysche Komet enthält etwa 15% Kohlenmonoxid. Bei Raumtemperatur und atmosphärischem Druck ist Kohlenmonoxid eigentlich nur metastabil (siehe Boudouard-Reaktion ) und dasselbe gilt bei tiefen Temperaturen, bei denen CO und CO
2
sind fest, können aber dennoch Milliarden von Jahren in Kometen existieren. Es gibt sehr wenig CO in der Atmosphäre von Pluto , die anscheinend aus Kometen gebildet wurde. Dies kann daran liegen, dass sich in Pluto flüssiges Wasser befindet (oder war).

Kohlenmonoxid kann mit Wasser zu Kohlendioxid und Wasserstoff reagieren:

CO + H 2 O → H
2
+ CO
2

Dies wird in der Gasphase als Wasser-Gas-Shift-Reaktion bezeichnet , kann aber auch (sehr langsam) in einer wässrigen Lösung ablaufen. Wenn der Wasserstoffpartialdruck hoch genug ist (zum Beispiel in einem unterirdischen Meer), wird Ameisensäure gebildet:

CO + H 2 O → HCOOH

Diese Reaktionen können auch bei Temperaturen wie auf Pluto in wenigen Millionen Jahren ablaufen.

Nischennutzungen

Kohlenmonoxid wurde als Treibstoff auf dem Mars vorgeschlagen. Kohlenmonoxid/Sauerstoff-Motoren wurden für den frühen Einsatz für den Oberflächentransport vorgeschlagen, da sowohl Kohlenmonoxid als auch Sauerstoff auf einfache Weise durch Zirkonoxid- Elektrolyse aus der Kohlendioxidatmosphäre des Mars hergestellt werden können , ohne die Wasserressourcen des Mars zu verwenden, um Wasserstoff zu gewinnen, der für die Herstellung erforderlich wäre Methan oder ein Kraftstoff auf Wasserstoffbasis.

Chemie

Kohlenmonoxid hat in allen Disziplinen der Chemie vielfältige Funktionen. Die vier wichtigsten Reaktivitätskategorien umfassen Metall-Carbonyl- Katalyse, Radikalchemie , Kationen- und Anionenchemie .

Koordinationschemie

Energieniveauschema der σ- und π-Orbitale von Kohlenmonoxid
Das HOMO von CO ist ein σ MO .
Das LUMO von CO ist ein π* -antibindendes MO .

Die meisten Metalle bilden Koordinationskomplexe, die kovalent gebundenes Kohlenmonoxid enthalten. Metalle nur in niedrigeren Oxidationsstufen komplexiert mit Kohlenmonoxid - Liganden . Dies ist , weil es muss eine ausreichende Elektronendichte zu erleichtern Rückbindung von dem Metall d xz -Orbital, an den π * molecular orbital von CO. Das freie Elektronenpaar am Kohlenstoffatom in CO auch Elektronendichte an den d spendet x²-y² auf dem Metall, um eine Sigma-Bindung zu bilden . Diese Elektronenabgabe zeigt sich auch beim cis-Effekt oder der Labilisierung von CO-Liganden in cis-Position. Nickelcarbonyl beispielsweise entsteht durch die direkte Verbindung von Kohlenmonoxid und Nickelmetall :

Ni + 4 CO → Ni(CO) 4 (1 bar, 55 °C)

Aus diesem Grund darf Nickel in Schläuchen oder Teilen nicht länger mit Kohlenmonoxid in Kontakt kommen. Nickelcarbonyl zerfällt bei Kontakt mit heißen Oberflächen leicht zu Ni und CO, und dieses Verfahren wird für die industrielle Reinigung von Nickel im Mond-Prozess verwendet .

Bei Nickelcarbonyl und anderen Carbonylen wechselwirkt das Elektronenpaar am Kohlenstoff mit dem Metall; das Kohlenmonoxid spendet das Elektronenpaar an das Metall. In diesen Situationen wird das Kohlenmonoxid genannt carbonyl Ligand . Eines der wichtigsten Metallcarbonyle ist Eisenpentacarbonyl , Fe(CO) 5 :

Struktur von Eisenpentacarbonyl. Eisenpentacarbonyl.

Viele Metall-CO - Komplexe werden durch Decarbonylierung von organischen Lösungsmitteln hergestellt und nicht aus CO. Beispielsweise Iridiumtrichlorid und Triphenylphosphin reagieren in siedendem 2-Methoxyethanol oder DMF ergab IrCl (CO) (PPh 3 ) 2 .

Metallcarbonyle in der Koordinationschemie werden üblicherweise mit Infrarotspektroskopie untersucht .

Organische und Hauptgruppenchemie

In Gegenwart von starken Säuren und Wasser reagiert Kohlenmonoxid mit Alkenen zu Carbonsäuren in einem Prozess, der als Koch-Haaf-Reaktion bekannt ist. Bei der Gattermann-Koch-Reaktion werden Arene in Gegenwart von AlCl 3 und HCl in Benzaldehyd- Derivate umgewandelt . Organolithiumverbindungen (zB Butyllithium ) reagieren mit Kohlenmonoxid, aber diese Reaktionen haben wenig wissenschaftlichen Nutzen.

Obwohl CO mit Carbokationen und Carbanionen reagiert , ist es ohne den Einsatz von Metallkatalysatoren relativ unreaktiv gegenüber organischen Verbindungen.

Mit Hauptgruppenreagentien geht CO mehrere bemerkenswerte Reaktionen ein. Die Chlorierung von CO ist der industrielle Weg zur wichtigen Verbindung Phosgen . Mit Boran - CO bildet das Addukt H 3 BCO , das ist isoelektronisch mit dem Acetyliumionen Kation [H 3 CCO] + . CO reagiert mit Natrium zu Produkten, die aus der CC-Kupplung resultieren, wie Natriumacetylendiolat 2 Na+
· C
2
Ö2−
2
. Es reagiert mit geschmolzenem Kalium zu einer Mischung aus einer metallorganischen Verbindung, Kaliumacetylendiolat 2 K+
· C
2
Ö2−
2
, Kaliumbenzolhexolat 6 K+
C
6
Ö6−
6
, und Kaliumrhodizonat 2 K+
· C
6
Ö2−
6
.

Als Polymere des Kohlenmonoxids können die bisher nur in Spuren erhaltenen Verbindungen Cyclohexanhexon oder Trichinoyl (C 6 O 6 ) und Cyclopentanpenton oder Leuconsäure (C 5 O 5 ) angesehen werden.

Laborvorbereitung

Kohlenmonoxid wird im Labor bequemerweise durch Entwässerung von Ameisensäure oder Oxalsäure , beispielsweise mit konzentrierter Schwefelsäure, hergestellt . Eine andere Methode ist das Erhitzen einer innigen Mischung aus pulverisiertem Zinkmetall und Calciumcarbonat , die CO freisetzt und Zinkoxid und Calciumoxid zurücklässt :

Zn + CaCO 3 → ZnO + CaO + CO

Auch Silbernitrat und Jodoform liefern Kohlenmonoxid:

CHI 3 + 3AgNO 3 + H 2 O → 3HNO 3 + CO + 3AgI

Schließlich Metall Oxalat lösen Salze CO beim Erhitzen, eine Abgangs Carbonat als Nebenprodukt:

N / A
2
C
2
Ö
4
Nein
2
CO
3
+ CO

Produktion

Die thermische Verbrennung ist die häufigste Quelle für Kohlenmonoxid. Kohlenmonoxid entsteht aus der partiellen Oxidation kohlenstoffhaltiger Verbindungen; es entsteht, wenn nicht genügend Sauerstoff vorhanden ist, um Kohlendioxid (CO 2 ) zu produzieren, beispielsweise beim Betrieb eines Herdes oder eines Verbrennungsmotors in einem geschlossenen Raum. Während des Zweiten Weltkriegs wurde zum Beispiel ein Kohlenmonoxid enthaltendes Gasgemisch verwendet, um Kraftfahrzeuge in Teilen der Welt am Laufen zu halten , in denen Benzin und Diesel knapp waren. Externe (mit wenigen Ausnahmen) Holzkohle- oder Holzgasgeneratoren wurden angebracht und das Gemisch aus Luftstickstoff, Wasserstoff, Kohlenmonoxid und geringen Mengen anderer Gase, die durch die Vergasung erzeugt wurden, wurde zu einem Gasmischer geleitet. Das dabei entstehende Gasgemisch wird als Holzgas bezeichnet .

Bei den oxidativen Prozessen zur Herstellung von Chemikalien entsteht eine große Menge CO-Nebenprodukt. Aus diesem Grund müssen die Prozessabgase gereinigt werden. Andererseits werden erhebliche Forschungsanstrengungen unternommen, um die Prozessbedingungen zu optimieren, Katalysatoren mit verbesserter Selektivität zu entwickeln und die Reaktionswege zu Ziel- und Nebenprodukten zu verstehen.

Für die Kohlenmonoxidproduktion wurden viele Verfahren entwickelt.

Industrielle Produktion

Eine wichtige industrielle CO-Quelle ist Produktionsgas , ein Gemisch, das hauptsächlich Kohlenmonoxid und Stickstoff enthält und durch die Verbrennung von Kohlenstoff in der Luft bei hoher Temperatur bei einem Kohlenstoffüberschuss gebildet wird. In einem Ofen wird Luft durch ein Koksbett geleitet . Das zunächst erzeugte CO 2 äquilibriert mit dem restlichen heißen Kohlenstoff zu CO. Die Reaktion von CO 2 mit Kohlenstoff zu CO wird als Boudouard-Reaktion bezeichnet . Oberhalb von 800 °C ist CO das vorherrschende Produkt:

CO 2 + C → 2 CO (ΔH = 170 kJ/mol)

Eine weitere Quelle ist „ Wassergas “, ein Gemisch aus Wasserstoff und Kohlenmonoxid, das durch die endotherme Reaktion von Wasserdampf und Kohlenstoff entsteht:

H 2 O + C → H 2 + CO (ΔH = +131 kJ/mol)

Andere ähnliche „ Synthesegase “ können aus Erdgas und anderen Brennstoffen gewonnen werden.

Kohlenmonoxid kann auch durch Hochtemperatur-Elektrolyse von Kohlendioxid mit Festoxid-Elektrolyseurzellen erzeugt werden : Eine von DTU Energy entwickelte Methode verwendet einen Ceroxid-Katalysator und hat keine Probleme mit der Verschmutzung des Katalysators

2 CO 2 → 2 CO + O 2

Kohlenmonoxid ist auch ein Nebenprodukt der Reduktion von Metall oxidischen Erzen mit Kohlenstoff, in vereinfachter Form wie folgt dargestellt:

MO + C → M + CO

Kohlenmonoxid entsteht auch durch die direkte Oxidation von Kohlenstoff in einer begrenzten Zufuhr von Sauerstoff oder Luft.

2 C(s) + O 2 → 2 CO(g)

Da CO ein Gas ist, kann der Reduktionsprozess durch Erhitzen ausgetrieben werden, um die positive (günstige) ausnutzt Entropie der Reaktion. Das Ellingham-Diagramm zeigt, dass bei hohen Temperaturen die CO-Bildung gegenüber CO 2 begünstigt wird.

Chemieindustrie

Kohlenmonoxid ist ein Industriegas , das viele Anwendungen bei der Herstellung von Massenchemikalien findet. Große Mengen an Aldehyden werden durch die Hydroformylierungsreaktion von Alkenen , Kohlenmonoxid und H 2 erzeugt . Die Hydroformylierung ist mit dem Shell - Verfahren für höhere Olefine gekoppelt , um Vorstufen für Detergenzien zu ergeben .

Phosgen , das zur Herstellung von Isocyanaten, Polycarbonaten und Polyurethanen nützlich ist, wird hergestellt, indem gereinigtes Kohlenmonoxid und Chlorgas durch ein Bett aus porösem Aktivkohle geleitet werden , das als Katalysator dient . Die Weltproduktion dieser Verbindung wurde 1989 auf 2,74 Millionen Tonnen geschätzt.

CO + Cl 2 → COCl 2

Methanol wird durch die Hydrierung von Kohlenmonoxid hergestellt. In einer verwandten Reaktion ist die Hydrierung von Kohlenmonoxid an die Bildung von CC-Bindungen gekoppelt, wie im Fischer-Tropsch-Prozess, bei dem Kohlenmonoxid zu flüssigen Kohlenwasserstoff-Brennstoffen hydriert wird. Diese Technologie ermöglicht die Umwandlung von Kohle oder Biomasse in Diesel.

Beim Cativa-Verfahren reagieren Kohlenmonoxid und Methanol in Gegenwart eines homogenen Iridium- Katalysators und Iodwasserstoffsäure zu Essigsäure . Dieser Prozess ist für den Großteil der industriellen Produktion von Essigsäure verantwortlich .

Metallurgie

Kohlenmonoxid ist ein starkes Reduktionsmittel und wird seit der Antike in der Pyrometallurgie verwendet , um Metalle aus Erzen zu reduzieren . Kohlenmonoxid entzieht Metalloxiden Sauerstoff, reduziert sie bei hohen Temperaturen zu reinem Metall und bildet dabei Kohlendioxid . Kohlenmonoxid wird normalerweise nicht in der Gasphase in den Reaktor zugeführt, sondern es wird bei hoher Temperatur in Gegenwart von sauerstofftragendem Erz oder einem kohlenstoffhaltigen Mittel wie Koks und hoher Temperatur gebildet. Der Hochofenprozess ist ein typisches Beispiel für einen Prozess der Metallreduktion aus Erzen mit Kohlenmonoxid.

Auch Hochofengas, das oben im Hochofen gesammelt wird, enthält noch etwa 10 bis 30 % Kohlenmonoxid und wird als Brennstoff für Cowper-Öfen und Siemens-Martin-Öfen bei der offenen Stahlerzeugung verwendet .

Bergbau

Bergleute bezeichnen Kohlenmonoxid als „ whitedamp “ oder den „stillen Killer“. Es kann in engen Bereichen mit schlechter Belüftung sowohl in Tagebauen als auch in Untertagebergwerken gefunden werden. Die häufigsten Kohlenmonoxidquellen im Bergbau sind Verbrennungsmotoren und Sprengstoffe, aber in Kohlebergwerken kann Kohlenmonoxid auch durch die Niedertemperaturoxidation von Kohle gefunden werden. Die RedewendungKanarienvogel im Kohlebergwerk “ bezog sich auf eine Frühwarnung vor einer Kohlenmonoxid-Präsenz.

Biologische und physiologische Eigenschaften

Physiologie

Kohlenmonoxid ist ein bioaktives Molekül, das als gasförmiges Signalmolekül fungiert . Es wird auf natürliche Weise durch viele enzymatische und nicht-enzymatische Wege produziert, von denen der am besten verstandene die katabole Wirkung der Häm-Oxygenase auf das von Hämoproteinen wie Hämoglobin abgeleitete Häm ist . Nach dem ersten Bericht, dass Kohlenmonoxid ein normaler Neurotransmitter im Jahr 1993 ist, hat Kohlenmonoxid als biologischer Regulator erhebliche klinische Aufmerksamkeit erhalten.

Aufgrund der Rolle von Kohlenmonoxid im Körper wurden Anomalien in seinem Stoffwechsel mit einer Vielzahl von Krankheiten in Verbindung gebracht, darunter Neurodegenerationen, Bluthochdruck, Herzinsuffizienz und pathologische Entzündungen. In vielen Geweben wirkt Kohlenmonoxid entzündungshemmend , gefäßerweiternd und fördert das neovaskuläre Wachstum. In Tiermodellstudien reduzierte Kohlenmonoxid die Schwere experimentell induzierter bakterieller Sepsis , Pankreatitis, hepatischer Ischämie/Reperfusionsverletzung, Kolitis, Osteoarthritis, Lungenverletzung, Abstoßung von Lungentransplantationen und neuropathischen Schmerzen, während die Wundheilung der Haut gefördert wurde. Daher besteht ein erhebliches Interesse an dem therapeutischen Potenzial von Kohlenmonoxid, ein pharmazeutisches Mittel und ein klinischer Behandlungsstandard zu werden.

Medizin

Studien mit Kohlenmonoxid wurden in vielen Labors auf der ganzen Welt wegen seiner entzündungshemmenden und zytoprotektiven Eigenschaften durchgeführt. Diese Eigenschaften können verwendet werden, um die Entwicklung einer Reihe von pathologischen Zuständen zu verhindern, einschließlich Ischämie-Reperfusionsverletzung, Transplantatabstoßung, Atherosklerose, schwerer Sepsis, schwerer Malaria oder Autoimmunität. Viele Initiativen zur Verabreichung von Arzneimitteln haben Verfahren entwickelt, um Kohlenmonoxid sicher zu verabreichen, und anschließende kontrollierte klinische Studien haben die therapeutische Wirkung von Kohlenmonoxid bewertet.

Mikrobiologie

Mikrobiota kann auch Kohlenmonoxid als Gasotransmitter verwenden . Die Kohlenmonoxid-Erkennung ist ein Signalweg, der durch Proteine ​​wie CooA ermöglicht wird . Der Umfang der biologischen Rollen für die Kohlenmonoxid-Erfassung ist noch unbekannt.

Das menschliche Mikrobiom produziert, verbraucht und reagiert auf Kohlenmonoxid. Zum Beispiel wird in bestimmten Bakterien Kohlenmonoxid durch die Reduktion von Kohlendioxid durch das Enzym Kohlenmonoxid-Dehydrogenase mit günstigen Bioenergetika produziert , um nachgeschaltete zelluläre Vorgänge anzutreiben. In einem anderen Beispiel ist Kohlenmonoxid ein Nährstoff für methanogene Archaeen, die es mit Wasserstoff zu Methan reduzieren.

Kohlenmonoxid hat bestimmte antimikrobielle Eigenschaften, die zur Behandlung von Infektionskrankheiten untersucht wurden .

Ernährungswissenschaft

Kohlenmonoxid wird in den USA in Verpackungssystemen mit modifizierter Atmosphäre verwendet, hauptsächlich bei Frischfleischprodukten wie Rindfleisch, Schweinefleisch und Fisch, um sie frisch aussehen zu lassen. Der Vorteil ist zweifach, Kohlenmonoxid schützt vor mikrobiellem Verderb und verbessert die Fleischfarbe für die Verbraucherattraktivität. Das Kohlenmonoxid verbindet sich mit Myoglobin zu Carboxymyoglobin, einem leuchtend-kirschroten Pigment. Carboxymyoglobin ist stabiler als die mit Sauerstoff angereicherte Form von Myoglobin, Oxymyoglobin, das zum braunen Pigment Metmyoglobin oxidiert werden kann . Diese stabile rote Farbe kann viel länger anhalten als bei normal verpacktem Fleisch. Typische Kohlenmonoxidgehalte, die in Anlagen verwendet werden, die dieses Verfahren anwenden, liegen zwischen 0,4% und 0,5%.

Die Technologie wurde erstmals 2002 von der US-amerikanischen Food and Drug Administration (FDA) alsallgemein anerkannt als sicher “ (GRAS) für den Einsatz als Sekundärverpackungssystem ausgezeichnet und ist nicht kennzeichnungspflichtig. Im Jahr 2004 genehmigte die FDA CO als Primärverpackungsmethode und erklärte, dass CO den Verderbsgeruch nicht überdeckt. Der Prozess ist derzeit in vielen anderen Ländern, einschließlich Japan, Singapur und der Europäischen Union, nicht autorisiert .

Toxizität

Eine Kohlenmonoxidvergiftung ist in vielen Ländern die häufigste Form der tödlichen Luftvergiftung. Die Centers for Disease Control and Prevention schätzt, dass jedes Jahr mehrere Tausend Menschen wegen einer Kohlenmonoxidvergiftung in die Notaufnahme eines Krankenhauses gehen, um behandelt zu werden. Nach Angaben des Gesundheitsministeriums von Florida "sterben jedes Jahr mehr als 500 Amerikaner durch versehentliche Exposition gegenüber Kohlenmonoxid und Tausende mehr in den USA benötigen eine medizinische Notfallversorgung wegen einer nicht tödlichen Kohlenmonoxidvergiftung". Die American Association of Poison Control Centers (AAPCC) meldete 15.769 Fälle von Kohlenmonoxidvergiftung mit 39 Todesfällen im Jahr 2007. Im Jahr 2005 meldete die CPSC 94 Todesfälle durch Kohlenmonoxidvergiftung durch Generatoren.

Kohlenmonoxid ist farblos, geruchlos und geschmacklos. Als solches ist es relativ nicht nachweisbar. Es verbindet sich leicht mit Hämoglobin , um Carboxyhämoglobin zu produzieren, das möglicherweise den Gasaustausch beeinflusst ; daher kann die Exposition hochgiftig sein. Konzentrationen von nur 667 ppm können dazu führen, dass bis zu 50 % des körpereigenen Hämoglobins in Carboxyhämoglobin umgewandelt werden. Ein Spiegel von 50% Carboxyhämoglobin kann zu Krampfanfällen, Koma und Tod führen. In den Vereinigten Staaten begrenzt die OSHA die langfristige Exposition am Arbeitsplatz auf über 50 ppm.

Zusätzlich zur Beeinflussung der Sauerstoffzufuhr bindet Kohlenmonoxid auch an andere Hämoproteine wie Myoglobin und mitochondriale Cytochromoxidase , metallische und nichtmetallische zelluläre Ziele, um viele Zellvorgänge zu beeinflussen.

Bemerkenswerte Todesfälle

Obwohl keine schlüssigen Beweise verfügbar sind, wurden die folgenden Todesfälle mit einer Kohlenmonoxidvergiftung in Verbindung gebracht:

Bewaffnung

In der antiken Geschichte hat Hannibal während des Zweiten Punischen Krieges römische Gefangene mit Kohlendämpfen hingerichtet .

Kohlenmonoxid wurde während des Holocaust in einigen Vernichtungslagern für den Völkermord verwendet , am bemerkenswertesten durch Gaswagen in Chełmno , und im Aktionsprogramm T4Euthanasie “.

Bei Drücken von über 5 Gigapascal wandelt sich Kohlenmonoxid in ein festes Polymer aus Kohlenstoff und Sauerstoff um . Dies ist bei atmosphärischem Druck metastabil, aber ein starker Sprengstoff.

Sonstig

Laser

Kohlenmonoxid wird auch als Lasermedium in Hochleistungs-Infrarotlasern verwendet .

Siehe auch

Verweise

Externe Links