Ugljik-monoksid

Sa Wikipedije, slobodne enciklopedije
(Preusmjereno sa Ugljik(II) oksid)
Idi na: navigacija, traži
Ugljik(II) oksid
Carbon-monoxide-2D-dimensions.png
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
NFPA 704.svg
2
4
0
 
1 Gdje god je moguće korištene su SI jedinice. Ako nije drugačije naznačeno, dati podaci vrijede pri standardnim uslovima.

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

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[uredi | uredi izvor]

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

2CO + O2 → 2CO2

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[uredi | uredi izvor]

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][6]

Dobijanje[uredi | uredi izvor]

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:

\mathrm{K_4Fe(CN)_6 + 8H_2SO_4 + 6H_2O \longrightarrow \; 3(NH_4)_2SO_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:

\mathrm{CO_2 + C \longrightarrow \; 2CO}.

gradi sa hlorom i mnogim metalima poput nikla.

Također pogledajte[uredi | uredi izvor]

Reference[uredi | uredi izvor]

  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. ^ Bajrović K, Jevrić-Čaušević A., Hadžiselimović R., Ed. (2005): Uvod u genetičko inženjerstvo i biotehnologiju. Institut za genetičko inženjerstvo i biotehnologiju (INGEB), Sarajevo, ISBN 9958-9344-1-8.
  6. ^ Sofradžija A., Šoljan D., Hadžiselimović R. (1996): Biologija 1, Svjetlost, Sarajevo, ISBN 9958-10-686-8.

Vanjski linkovi[uredi | uredi izvor]