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Kohlenmonoxid
Strukturformel und Molekülmodell
Strukturformel von Kohlenmonoxid
Allgemeines
Molekularformel	CO
IUPAC-Name	Kohlenmonoxid
Andere Namen	Kohlen(II)oxid, Kohlenmonoxid, Carbonyl
Molmasse	28,0101 G/Maulwurf
LÄCHELN	[O ]#[C-]
in Chile	1/CO/c1-2
CAS-Nummer	630-08-0
EG-Nummer	211-128-3
PubChem	281
Beschreibung	Farb- und geruchloses erstickendes Gas
Ähnlich zu	Kohlendioxid, Methan
Warnungen und Sicherheitsvorkehrungen
Achtung
H-Sätze	H220 - H280 - H331 - H360d - H372
EUH-Sätze	Nein
P-Sätze	P201 - P210 - P261 - P311 - P410 P403
Verkehr	Nicht einatmen, Kontakt und Exposition vermeiden
Lager	Bei Lagerung in einer Gasflasche darf die Temperatur 50 °C nicht überschreiten; Wegen Entflammbarkeit dicht verschlossen vor direkter Sonneneinstrahlung, Hitze, Funken und offenem Feuer halten
EG-Indexnummer	006-001-00-2
UN-Nummer	1016
MAC-Wert	29 mg/m³
Physikalische Eigenschaften
Aggregatzustand	gasförmig
Farbe	farblos
Dichte	(bei 0°C) 0,00125 g/cm³
Schmelzpunkt	−205,06 °C
Siedepunkt	−191,47 °C
Gut löslich in	Methanol, Ethanol
Thermodynamische Eigenschaften
ΔfhuhÖG	−110,5 kJ/Maulwurf
soÖg, 1 bar	197,7 J/Maulwurf·k
Wenn nicht anders angegeben normale Bedingungen gebraucht (298.15k oder 25 °C, 1 Bar).
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Kohlenmonoxid, Kohlenmonoxid oder Kohlenmonoxid, auch in der Vergangenheit Kohlenrauch genannt, ist ein Polar-anorganische Verbindung von Kohlenstoff und Sauerstoff, Mit als Bruttoformel CO. Im Volksmund ist es oft einfach CO erwähnt. Es ist ein farbloses Gas verursacht unter anderem durch unvollständige Verbrennung von Kohlenstoff, fossile Brennstoffe oder andere brennbare Kohlenstoffverbindungen (die meisten organische Verbindungen). Es ist ein ziemlich wichtiger Stoff in der chemischen Industrie. Kohlenmonoxid ist giftig, farb- und geruchlos. Das macht es sehr gefährlich. Das Gas ist geringfügig leichter als Himmel.

Aussehen

Kohlenmonoxid ist unter anderem in Abgase von Autos und Tabakrauch (Raucher einen messbaren Prozentsatz an Kohlenmonoxid im Blut haben). Weil Kohlenstoff früher in Form von Kohle ein wichtiger Treibstoff Wird zum Heizen von Häusern verwendet, wo es manchmal zu Unfällen mit schlecht gewarteten Schornsteinen und Öfen kam, wird Kohlenmonoxid auch als Kohlendampf bezeichnet. Kohlenmonoxid ist berüchtigt für die Verbrennung von Erdgas in Öfen und Öfen Geysire in schlecht belüfteten Bereichen. Auch eine Kohlenmonoxidvergiftung kann auftreten.

Kohlenmonoxid kommt natürlicherweise in der Umwelt vor als Folge von Vulkanausbrüche (zusammen mit Schwefeldioxid, Kohlendioxid, Schwefelwasserstoff und Schwefelkohlenstoff), Entgasung von Sümpfe (zusammen mit Methan) und Waldbrände. Auch in vielen industriellen Tätigkeiten (Ölraffinerien und Verbrennungsanlagen) setzt das Gas frei.

Synthese

Kohlenmonoxid entsteht unter anderem durch unvollständige Verbrennung von Kohlenstoff:

${displaystyle {ce {2C O2 -> 2CO}}}$

Die Verbindung kann aber auch durch Zersetzung anderer Verbindungen beim Erhitzen entstehen, beispielsweise von Oxalate:

${displaystyle {ce{CaC2O4 -> CaCO3CO}}}$

Im kleinen Maßstab (Labormaßstab) kann es auch aus einer Reihe spezifischer Vorstufen synthetisiert werden:

• Reaktion zwischen Chloroform und Cäsiumhydroxid
• Reaktion zwischen Triethylamin, Ameisensäure und Methansulfonylchlorid
• Reaktion zwischen Methyldiphenylsilacarbonsäure und Kaliumfluorid
• Reaktion zwischen Tetraphenyldimethyldisilan und Cäsiumfluorid

Struktur und Eigenschaften

Die Struktur des Moleküls ist per Definition linear (Kohlenmonoxid ist schließlich zweiatomig) und lässt sich am besten mit dem Molekülorbitaltheorie. Die Länge der Bindung (111 Uhr) gibt an, dass partielle Dreifachbindungscharakter ist anwesend. Kohlenmonoxid hat eine kleine Dipolmoment.

Klassische chemische Beschreibung

In der Geschichte der Beschreibung der chemischen Bindung hat Kohlenmonoxid oft zu Problemen geführt. In dem Lewis-Theorie es wurde eine Tendenz zu Oktett zu bilden und dass Bindungen aus der Notwendigkeit entstanden sind, Elektronenpaare zwischen Atomen zu teilen, um diese Oktettregel zu erfüllen. In Kohlenmonoxid sind insgesamt 10 Valenzelektronen vorhanden (4 von Kohlenstoff und 6 von Sauerstoff). Die Anzahl der gewünschten Elektronen (um 2 Oktette zu bilden) beträgt jedoch 16, also gibt es formelle Gebühren im Molekül vorkommen. Im 1919 empfohlen Irving Langmuir eine Strukturformel für eine Dreifachbindung zwischen Kohlenstoff und Sauerstoff. Jedes Element trägt 1 . bei freies Elektronenpaar:

${displaystyle ^{-}|mathrm {C} Äquiv. mathrm {O} |^{ }}$

Das Problem bei dieser Struktur ist, dass die formale Ladung von Kohlenstoff hier –1 und von Sauerstoff 1 beträgt. Diese formalen Vorwürfe sind jedoch das Gegenteil dessen, was man aufgrund der Elektronegativität erwarten würde: Kohlenstoff ist elektropositiver als Sauerstoff und verträgt leichter eine positive als eine negative Ladung. Bei Sauerstoff ist es umgekehrt.

Das brachte Linus Pauling die Moleküle mit 3 . darstellen Resonanzstrukturen:

Die erste Struktur ist die von Langmuir vorgeschlagene. Die mittlere Struktur hat keine formalen Ladungen und sieht daher viel plausibler aus, aber das Kohlenstoffatom hat kein Oktett mehr. Außerdem ist der gemessene Bindungsabstand in Kohlenmonoxid kürzer als bei a Doppelbindung kann erwartet werden. Für die dritte Struktur entspricht die Formalladung der Elektronegativität jedes Atom, aber das Kohlenstoffatom hat nur vier Elektronen um sich herum und ist daher absolut instabil.

Quantenchemische Beschreibung

Die Tatsache, dass keine der drei vorgeschlagenen Resonanzstrukturen zur klassischen chemischen Beschreibung der Bindung passt, beweist ihre grundlegenden Mängel. Das Quantenmechanik und Theoretische Chemie das geändert. Eine Beschreibung mit Molekülorbitale zeigt, dass es drei Bindungen gibt und Teilladungen vorhanden. Beide Schlussfolgerungen stimmen mit experimentell ermittelten Werten für Bindungslänge und Elektronegativität überein.

In der quantenchemischen Beschreibung gibt es Elektronenpaare in Orbitalen, die sich über das gesamte Molekül erstrecken: Sie befinden sich also nicht auf 1 Atom. Je zwei Elektronen befinden sich im bindenden σ- und im antibindenden σ*-Orbital. Sie bestehen aus den 2s-Orbitalen (Atomorbitalen) der beiden Atome. Zusammen tragen sie nicht zur Bindung bei, da die Bindungseigenschaften des σ-Molekülorbitals durch die der anti-Bindung aufgehoben werden. Drei Elektronenpaare in den σ- und π-Orbitalen werden jedoch durch die Orbitalüberlappung von 2p-Orbitalen beider Atome. Die antibindenden σ*- und π*-Molekülorbitale sind nicht besetzt: es entsteht eine Dreifachbindung. Durch Mischen der σ(2s)- und σ(2p)-Orbitale ist das σ(2p)-Orbital etwas höher als das π(2p)-Orbital. Das HOMO (das höchste besetzte Molekülorbital) ist somit das σ(2p)-Orbital und das niedrigste unbesetzte (das LUMO) ist das π*(2p)-Orbital.

Die gefüllten σ(2p)- und π(2p)-Orbitale haben aufgrund der Elektronegativitätsdifferenz der Atome etwas mehr oder weniger Sauerstoff- oder Kohlenstoffcharakter. Dadurch erhält Sauerstoff eine partielle negative Ladung (δ⁻) und Kohlenstoff hat einen partiellen positiven (δ). Das Endergebnis lässt sich daher am besten als folgende Struktur zusammenfassen:

${displaystyle ^{delta ^{ }}|mathrm {C} Äquiv. mathrm {O} |^{delta ^{-}}}$

Die negative Ladung liegt hier also im Gegensatz zur Lewis-Struktur am elektronegativsten Atom.

Koordinationschemie

sehen Carbonylkomplex für den Hauptartikel zu diesem Thema.

Kohlenmonoxid kann mit einer Vielzahl von . stark wechselwirken Metalle und Metallionen, vor allem aus der Übergangsmetalle. Die resultierenden Verbindungen werden Carbonylkomplexe erwähnt. Die Symmetrie (die Form) des HOMO und des LUMO ist dafür maßgeblich verantwortlich. Das gefüllte σ(2p)-Orbital (das HOMO) hat einen großen Koeffizienten (einen großen atomaren Beitrag) auf der Kohlenstoffseite und kann Elektronendichte an ein Metallatom abgeben, beispielsweise durch Bildung einer aan-Bindung mit dem d_X²-y²-Orbitale. Das leere π*(2p)-Orbital (das LUMO) kann die Elektronendichte vom Metallion über eine -Wechselwirkung zurücknehmen, vorausgesetzt, dass diese gefüllten Orbitale geeigneter Symmetrie (wie das d_xz-Orbital). Diese Form der gegenseitigen Interaktion wird auch als . bezeichnet Pi-Backbonding (genannt Wiederbindung über das π-Molekülorbital). Kohlenmonoxid ist somit ein pi-Akzeptorligand und bildet sich leicht niedriger SpinKomplexe (es erzeugt a starkes Ligandenfeld). Die pi-Rückbindung erklärt die Stabilität einer Reihe von Carbonylkomplexen wie Chromhexacarbonyl, Molybdänhexacarbonyl, Wolframhexacarbonyl, Eisenpentacarbonyl und Nickeltetracarbonyl. Diese letztere Verbindung wird sogar gebildet, wenn Nickel einfach Kohlenmonoxid ausgesetzt wird.

Reaktionen mit Nichtmetallen

Die Oxidationszahl von Kohlenstoff in Kohlenmonoxid beträgt II statt der üblichen IV. Es kann daher weiter oxidiert werden zu Kohlendioxid und ist daher brennbar:

${displaystyle {ce {2COO2 -> 2CO2}}}$

Kohlenmonoxid kann unter Lichteinfluss mit den Halogenen direkte Reaktionen eingehen. Mit Chlorgas wird zum Beispiel Phosgen gebildet:

${displaystyle {ce{COCl2 -> COCl2}}}$

Schwefel reagiert bei höheren Temperaturen zu Carbonylsulfid:

${displaystyle {ce {CO S -> COS}}}$

Toxikologie und Sicherheit

sehen Kohlenmonoxidvergiftung für den Hauptartikel zu diesem Thema.

Kohlenmonoxid ist ein giftiges Gas. In dem Blut bindet an das Sauerstofftransportprotein Hämoglobin im rote Blutkörperchen, bei dem die Sauerstoffgas (Ö₂) verschiebt. Das liegt an der starken Koordinationsbindung (Pi-Backbonding) mit dem Eisen im Hämoglobin. Die Fähigkeit von Kohlenmonoxid, sich an dieses Protein zu binden, ist etwa 240-mal größer als die von Sauerstoff. Das bedeutet, dass auch bei einer geringen Kohlenmonoxidkonzentration im in Himmel Es können relativ große Mengen Kohlenmonoxid ins Blut gelangen und Vergiftungssymptome auftreten. Die Symptome einer Kohlenmonoxidvergiftung sind Kopfschmerzen, Übelkeit, Schwindel und ermüden. Bei längerer Belichtung folgt Bewusstlosigkeit und schließlich die Tod aufgrund von Sauerstoffmangel im Gehirn.

Während der Zweiter Weltkrieg Kohlenmonoxid wurde unter anderem in der Gaskammern des Todeslagermajdanek, Sobibor, Bełec und Treblinka. Sie verwendeten auch sogenannte so Gaswagen. Dies waren geschlossene Lastwagen, die Gefangene transportieren konnten (sie gingen angeblich auf Transport). Der Fahrer konnte die kohlenmonoxidhaltigen Abgase über einen einfachen Mechanismus in den Laderaum einleiten, während das Auto bis zum Anschlag gefahren wurde Massenfriedhof oder Krematorium Gefahren.

Manchmal Selbstmord durch das Einatmen der kohlenmonoxidhaltigen Abgase aus Verbrennungsmotoren.

Stadtgas

Vorher im 60er Jahre des 20. JahrhundertErdgas in Gebrauch genommen wurde, Stadtgas gebraucht (auch genannt) Kohlengas bezeichnet als), ein Gas, das hauptsächlich aus Kohlenmonoxid besteht, Methan und Wasserstoff existierte. Dieses Gas wurde hauptsächlich verwendet für Beleuchtung und zum Kochen. Es ist rausgekommen Kohle Hergestellt in Gaswerk. Das Stadtgas war in jedem Haushalt vorhanden und wurde manchmal zum Selbstmord verwendet. Die Person lag dann mit dem Kopf im Ofen und wurde schnell bewusstlos. Zur Vermeidung von versehentlichen Vergiftungen und wegen Explosionsgefahr ist ein starker künstlicher Gasgeruch (a Thiol) hinzugefügt, damit Gaslecks schnell bemerkt werden.

Siehe auch

• Carbonylierung
• Liste giftiger Gase

Externer Link

•  Internationale Chemikaliensicherheitskarte von Kohlenmonoxid
• (und) SDB von Kohlenmonoxid

Siehe die Kategorie Kohlenmonoxid von Wikimedia Commons für Mediendateien zu diesem Thema.