Monóxido de carbono

El monóxido de carbono ( fórmula química CO ) es un gas inflamable peligroso incoloro, inodoro e insípido que es ligeramente menos denso que el aire. El monóxido de carbono consta de un átomo de carbono y un átomo de oxígeno . Es la molécula más simple de la familia Oxocarbon . En los complejos de coordinación, el ligando de monóxido de carbono se llama carbonilo .

Monóxido de carbono
Modelo de bola y palo de monóxido de carbono
Modelo de relleno espacial de monóxido de carbono
modelo de monóxido de carbono
Nombres
Nombre IUPAC preferido
Monóxido de carbono
Otros nombres
Carbónico Óxido
de carbono protóxido
de óxido de carbono
protóxido de carbono
de carbono mono-óxido
carbonosos Óxido
carbonei oxidum
oxyde de carbone
de carbono (II) óxido
carbonii halitus
Carboneum oxgenisatum
carbato
de carbonilo
Kohlenoxyd

gas de agua
de gases de combustión
carbónica inflamable aire
pesado aire inflamable
hidrocarbonato
hidrógeno carbonatado
blanco húmedo
fuego
polvo húmedo gas de
iluminación gas
Dowson gas
Mond
potencia de gas
productor de gas gas de
alto horno gas
carbón gas
flogisto
Identificadores
Modelo 3D ( JSmol )
3587264
CHEBI
CHEMBL
ChemSpider
Tarjeta de información ECHA 100.010.118 Edita esto en Wikidata
Número CE
  • 211-128-3
421
KEGG
Malla Carbono + monóxido
Número RTECS
  • FG3500000
UNII
un numero 1016
  • InChI = 1S / CO / c1-2  chequeY
    Clave: UGFAIRIUMAVXCW-UHFFFAOYSA-N  chequeY
  • InChI = 1 / CO / c1-2
    Clave: UGFAIRIUMAVXCW-UHFFFAOYAT
  • [C -] # [O +]
Propiedades
CO
Masa molar 28.010 g / mol
Apariencia Gas incoloro
Olor Inodoro
Densidad
  • 789 kg / m 3 , líquido
  • 1.250 kg / m 3 a 0 ° C, 1 atm
  • 1,145 kg / m 3 a 25 ° C, 1 atm
Punto de fusion −205,02 ° C (−337,04 ° F; 68,13 K)
Punto de ebullición −191,5 ° C (−312,7 ° F; 81,6 K)
27,6 mg / L (25 ° C)
Solubilidad soluble en cloroformo , ácido acético , acetato de etilo , etanol , hidróxido de amonio , benceno
Constante de la ley de Henry  ( k H )
1,04 atm · m 3 / mol
Susceptibilidad magnética (χ)
−9,8 · 10 −6 cm 3 / mol
Índice de refracción ( n D )
1.0003364
Momento bipolar
0,122 D
Termoquímica
Capacidad calorífica ( C )
29,1 J / (K · mol)
Entropía molar estándar ( S o 298 )
197,7 J / (K · mol)
Entalpía estándar de formación (Δ f H ⦵ 298 )
−110,5 kJ / mol
Entalpía estándar de combustión (Δ c H ⦵ 298 )
−283,4 kJ / mol
Farmacología
Código ATC
V04CX08 ( OMS )
Peligros
Ficha de datos de seguridad Ver: página de datos
ICSC 0023
Pictogramas GHS GHS02: InflamableGHS06: tóxicoGHS08: peligro para la salud
Palabra de señal GHS Peligro
Declaraciones de peligro GHS
H220 , H331 , H360 , H372
Consejos de prudencia del SGA
P201 , P202 , P210 , P260 , P261 , P264 , P270 , P271 , P281 , P304 + 340 , P308 + 313 , P311 , P314 , P321 Se necesita , P377 , P381 , P403 , P403 + 233 , P405 , P501
NFPA 704 (diamante de fuego)
[2]
3
4
0
punto de inflamabilidad −191 ° C (−311,8 ° F; 82,1 K)
autoignición temperatura
 609 ° C (1.128 ° F; 882 K)
Límites explosivos 12,5–74,2%
Dosis o concentración letal (LD, LC):
LC 50 ( concentración media )
  • 8636 ppm (rata, 15 min)
  • 5207 ppm (rata, 30 min)
  • 1784 ppm (rata, 4 h)
  • 2414 ppm (ratón, 4 h)
  • 5647 ppm (conejillo de indias, 4 h) [1]
LC Lo ( más bajo publicado )
  • 4000 ppm (humano, 30 min)
  • 5000 ppm (humano, 5 min) [1]
NIOSH (límites de exposición a la salud de EE. UU.): [3]
PEL (permitido)
TWA 50 ppm (55 mg / m 3 )
REL (recomendado)
  • TWA 35 ppm (40 mg / m 3 )
  • C 200 ppm (229 mg / m 3 )
IDLH (peligro inmediato)
1200 ppm
Compuestos relacionados
Óxidos de carbono relacionados
Dióxido de carbono Subóxido de
carbono
Oxocarbonos
Página de datos complementarios
Estructura y propiedades
Índice de refracción ( n ),
constante dieléctrica (ε r ), etc.

Datos termodinámicos
Comportamiento de fase
sólido-líquido-gas
Datos espectrales
UV , IR , RMN , MS
Salvo que se indique lo contrario, los datos se proporcionan para materiales en su estado estándar (a 25 ° C [77 ° F], 100 kPa).
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Referencias de Infobox

La combustión térmica es la fuente más común de monóxido de carbono; sin embargo, existen numerosas fuentes ambientales y biológicas que generan y emiten una cantidad significativa de monóxido de carbono. Los seres humanos utilizan el monóxido de carbono para diversos procesos industriales, incluida la fabricación de productos químicos sintéticos y la metalurgia , sin embargo, también es un contaminante del aire problemático que surge de las actividades industriales. Una vez que se emite a la atmósfera, el monóxido de carbono puede tener funciones que potencialmente afecten al cambio climático .

El monóxido de carbono tiene importantes funciones biológicas en todos los reinos filogenéticos. En la fisiología de los mamíferos, el monóxido de carbono es un ejemplo clásico de hormesis donde las concentraciones bajas sirven como un neurotransmisor endógeno ( gasotransmisor ) y las concentraciones altas son tóxicas, lo que resulta en una intoxicación por monóxido de carbono .

Prehistoria

Los seres humanos han mantenido una relación compleja con el monóxido de carbono desde que aprendieron a controlar el fuego alrededor del 800.000 a. C. El hombre de las cavernas primitivo probablemente descubrió la toxicidad del envenenamiento por monóxido de carbono al introducir fuego en sus viviendas. El desarrollo temprano de la metalurgia y las tecnologías de fundición que surgieron alrededor del año 6000 a. C. hasta la Edad del Bronce también plagó a la humanidad por la exposición al monóxido de carbono. Aparte de la toxicidad del monóxido de carbono, los nativos americanos pueden haber experimentado las propiedades neuroactivas del monóxido de carbono a través de rituales chamánicos junto al fuego. [5]

Historia antigua

Las primeras civilizaciones desarrollaron cuentos mitológicos para explicar el origen del fuego, como Prometeo de la mitología griega que compartía el fuego con los humanos. Aristóteles (384–322 a. C.) registró por primera vez que las brasas encendidas producían humos tóxicos. El médico griego Galeno (129-199 d. C.) especuló que había un cambio en la composición del aire que causaba daño cuando se inhalaba, y muchos otros de la época desarrollaron una base de conocimiento sobre el monóxido de carbono en el contexto de la toxicidad del humo de carbón . Cleopatra pudo haber muerto por intoxicación por monóxido de carbono . [5]

Historia moderna

Georg Ernst Stahl mencionó carbonarii halitus en 1697 en referencia a vapores tóxicos que se cree que son monóxido de carbono. Friedrich Hoffmann realizó la primera investigación científica moderna sobre el envenenamiento por monóxido de carbono del carbón en 1716. Herman Boerhaave realizó los primeros experimentos científicos sobre el efecto del monóxido de carbono (humos de carbón) en animales en la década de 1730. [5]

Se considera que Joseph Priestley sintetizó por primera vez monóxido de carbono en 1772. Carl Wilhelm Scheele aisló de manera similar el monóxido de carbono del carbón vegetal en 1773 y pensó que podría ser la entidad carbónica que hace que los humos sean tóxicos. Torbern Bergman aisló monóxido de carbono del ácido oxálico en 1775. Más tarde, en 1776, el químico francés de Lassone  [ fr ] produjo CO calentando óxido de zinc con coque , pero concluyó erróneamente que el producto gaseoso era hidrógeno , ya que ardía con una llama azul. En presencia de oxígeno, incluidas las concentraciones atmosféricas, el monóxido de carbono arde con una llama azul y produce dióxido de carbono. Antoine Lavoisier realizó experimentos no concluyentes similares a Lossone en 1777. El gas fue identificado como un compuesto que contiene carbono y oxígeno por William Cruickshank en 1800. [5]

Thomas Beddoes y James Watt reconocieron que el monóxido de carbono (como hidrocarbonato ) ilumina la sangre venosa en 1793. Watt sugirió que los vapores de carbón podrían actuar como un antídoto para el oxígeno en la sangre, y Beddoes y Watt también sugirieron que el hidrocarbonato tiene una mayor afinidad por la fibra animal que el oxígeno. en 1796. En 1854, Adrien Chenot sugirió de manera similar el monóxido de carbono para eliminar el oxígeno de la sangre y luego ser oxidado por el cuerpo a dióxido de carbono. [5] El mecanismo de la intoxicación por monóxido de carbono se le atribuye ampliamente a Claude Bernard, cuyas memorias comenzaron en 1846 y se publicaron en 1857 y que decían "evita que la sangre de las arterias se vuelva venosa". Felix Hoppe-Seyler publicó de forma independiente conclusiones similares al año siguiente. [5]

El monóxido de carbono es el oxocarbono más simple y es isoelectrónico con otras especies diatómicas con enlaces triples que poseen 10 electrones de valencia, incluido el anión cianuro , el catión nitrosonio , el monofluoruro de boro y el nitrógeno molecular . Tiene una masa molar de 28.0, lo que, de acuerdo con la ley de los gases ideales , lo hace ligeramente menos denso que el aire, cuya masa molar promedio es de 28.8.

El carbono y el oxígeno están conectados por un triple enlace que consta de dos enlaces pi netos y un enlace sigma . La longitud del enlace entre el átomo de carbono y el átomo de oxígeno es 112,8  pm . [6] [7] Esta longitud de enlace es consistente con un enlace triple, como en el nitrógeno molecular (N 2 ), que tiene una longitud de enlace similar (109,76 pm) y casi la misma masa molecular . Los dobles enlaces carbono-oxígeno son significativamente más largos, 120,8 µm en formaldehído , por ejemplo. [8] El punto de ebullición (82 K) y el punto de fusión (68 K) son muy similares a los del N 2 (77 K y 63 K, respectivamente). La energía de enlace-disociación de 1072 kJ / mol es más fuerte que la del N 2 (942 kJ / mol) y representa el enlace químico más fuerte conocido. [9]

El estado electrónico fundamental del monóxido de carbono es un estado singlete [10] ya que no hay electrones desapareados.

Momento de unión y dipolo

El carbono y el oxígeno juntos tienen un total de 10 electrones en la capa de valencia . Siguiendo la regla del octeto tanto para el carbono como para el oxígeno, los dos átomos forman un triple enlace , con seis electrones compartidos en tres orbitales moleculares de enlace, en lugar del doble enlace habitual que se encuentra en los compuestos orgánicos de carbonilo. Dado que cuatro de los electrones compartidos provienen del átomo de oxígeno y solo dos del carbono, un orbital de enlace está ocupado por dos electrones del oxígeno, formando un enlace dativo o dipolar . Esto provoca una polarización C ← O de la molécula, con una pequeña carga negativa en el carbono y una pequeña carga positiva en el oxígeno. Los otros dos orbitales de enlace están ocupados cada uno por un electrón del carbono y otro del oxígeno, formando enlaces covalentes (polares) con una polarización C → O inversa, ya que el oxígeno es más electronegativo que el carbono. En la molécula de monóxido de carbono libre, una red δ carga negativa - restos en el extremo de carbono y la molécula tiene un pequeño momento dipolar de 0.122  D . [11]

Por lo tanto, la molécula es asimétrica: el oxígeno tiene más densidad de electrones que el carbono y también tiene una carga ligeramente positiva en comparación con el carbono que es negativo. Por el contrario, la molécula de dinitrógeno isoelectrónico no tiene momento dipolar.

La forma de resonancia más importante de monóxido de carbono es C - ≡O + . Un contribuyente menor importante es la estructura carbénica no octeto: C = O.

El monóxido de carbono tiene un orden de enlace fraccionario calculado de 2,6, lo que indica que el "tercer" enlace es importante pero constituye algo menos que un enlace completo. [12] Así, en términos de enlace de valencia, - C≡O + es la estructura más importante, mientras que: C = O no es un octeto, pero tiene una carga formal neutra en cada átomo y representa el segundo contribuyente de resonancia más importante. Debido al par solitario y la divalencia del carbono en esta estructura de resonancia, el monóxido de carbono a menudo se considera un carbeno extraordinariamente estabilizado . [13] Los isocianuros son compuestos en los que el O se reemplaza por un grupo NR (R = alquilo o arilo) y tienen un esquema de enlace similar.

Si el monóxido de carbono actúa como ligando , la polaridad del dipolo puede invertirse con una carga neta negativa en el extremo del oxígeno, dependiendo de la estructura del complejo de coordinación . [14] Véase también la sección "Química de la coordinación" a continuación.

Enlace de polaridad y estado de oxidación

Los estudios teóricos y experimentales muestran que, a pesar de la mayor electronegatividad del oxígeno, el momento dipolar apunta desde el extremo de carbono más negativo al extremo de oxígeno más positivo. [15] [16] Los tres enlaces son de hecho enlaces covalentes polares que están fuertemente polarizados. La polarización calculada hacia el átomo de oxígeno es del 71% para el enlace σ y del 77% para ambos enlaces π . [17]

El estado de oxidación del carbono en el monóxido de carbono es +2 en cada una de estas estructuras. Se calcula contando todos los electrones de enlace como pertenecientes al oxígeno más electronegativo. Solo los dos electrones no enlazantes del carbono se asignan al carbono. En este recuento, el carbono tiene solo dos electrones de valencia en la molécula en comparación con cuatro en el átomo libre.

"> Reproducir medios
Promedios mensuales de concentraciones globales de monóxido de carbono troposférico a una altitud de aproximadamente 12.000 pies. Los datos fueron recopilados por el sensor MOPITT (Medidas de contaminación en la troposfera) en el satélite Terra de la NASA. [18]

El monóxido de carbono se produce en varios entornos naturales y artificiales. Las concentraciones típicas en partes por millón son las siguientes:

Composición de la atmósfera seca, en volumen [19]
Concentración (ppmv [a] )Fuente
0,1 Nivel de la atmósfera natural ( MOPITT ) [20]
0,5–5 Nivel medio en los hogares [21]
5-15 Cerca de estufas de gas debidamente ajustadas en los hogares, las emisiones de escape de los vehículos modernos [22] [ cita requerida ]
17 Atmósfera de Venus
100-200 Escape de automóviles en el área central de la Ciudad de México en 1975 [23]
700 Atmósfera de Marte
<1000 Humos de escape de automóviles después de pasar por el convertidor catalítico [24]
5,000 Escape de un fuego de leña doméstico [25]
30.000–100.000 Escape de automóvil caliente sin diluir sin catalizador [24]
  1. ^ Partes por millón por volumen (nota: la fracción de volumen es igual a la fracción molar para gas ideal solamente, ver volumen (termodinámica) )

Presencia atmosférica

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La franja de rojo, naranja y amarillo en América del Sur , África y el Océano Atlántico en esta animación apunta a altos niveles de monóxido de carbono el 30 de septiembre de 2005.
Concentraciones de monóxido de carbono en la primavera del hemisferio norte medidas con el instrumento MOPITT

El monóxido de carbono (CO) está presente en pequeñas cantidades (alrededor de 80 ppb) en la atmósfera de la Tierra . La mayor parte del resto proviene de reacciones químicas con compuestos orgánicos emitidos por actividades humanas y de origen natural debido a reacciones fotoquímicas en la troposfera que generan alrededor de 5 × 10 12 kilogramos por año. [26] Otras fuentes naturales de CO incluyen volcanes, incendios forestales y de incendios forestales, y otras formas diversas de combustión, como los combustibles fósiles . [27] También se emiten pequeñas cantidades del océano y de la actividad geológica porque el monóxido de carbono se encuentra disuelto en la roca volcánica fundida a altas presiones en el manto de la Tierra . [28] Debido a que las fuentes naturales de monóxido de carbono varían de un año a otro, es difícil medir con precisión las emisiones naturales del gas.

El monóxido de carbono tiene un efecto indirecto sobre el forzamiento radiativo al elevar las concentraciones de gases de efecto invernadero directos , incluidos el metano y el ozono troposférico . CO puede reaccionar químicamente con otros constituyentes atmosféricos (principalmente el hidroxilo radical , OH . ) Que de otro modo destruir metano. [29] A través de procesos naturales en la atmósfera, se oxida a dióxido de carbono y ozono. El monóxido de carbono tiene una vida corta en la atmósfera (con una vida media de alrededor de uno a dos meses) y su concentración varía espacialmente. [30]

Debido a su larga vida útil en la troposfera media, el monóxido de carbono también se utiliza como marcador de penachos contaminantes. [31]

Contaminación

Contaminación urbana

El monóxido de carbono es un contaminante atmosférico temporal en algunas áreas urbanas, principalmente del escape de motores de combustión interna (incluidos vehículos, generadores portátiles y de respaldo, cortadoras de césped, lavadoras eléctricas, etc.), pero también de la combustión incompleta de varios otros combustibles ( incluyendo madera, carbón, carbón vegetal, aceite, parafina, propano, gas natural y basura).

Se pueden observar grandes eventos de contaminación por CO desde el espacio sobre las ciudades. [32]

Papel en la formación de ozono a nivel del suelo

El monóxido de carbono es, junto con los aldehídos , parte de la serie de ciclos de reacciones químicas que forman el smog fotoquímico . Reacciona con el radical hidroxilo ( • OH) para producir un radical intermedio • HOCO, que transfiere rápidamente su radical hidrógeno a O 2 para formar el radical peroxi (HO 2 • ) y dióxido de carbono (CO 2 ). [33] El radical peroxi reacciona posteriormente con óxido de nitrógeno (NO) para formar dióxido de nitrógeno (NO 2 ) y radical hidroxilo. El NO 2 da O ( 3 P) mediante fotólisis, formando así O 3 después de la reacción con O 2 . Dado que el radical hidroxilo se forma durante la formación de NO 2 , el equilibrio de la secuencia de reacciones químicas que comienzan con monóxido de carbono y conducen a la formación de ozono es:

CO + 2O 2 + hν → CO 2 + O 3

(donde hν se refiere al fotón de luz absorbido por la molécula de NO 2 en la secuencia)

Aunque la creación de NO 2 es el paso crítico que conduce a la formación de ozono de bajo nivel , también aumenta este ozono de otra manera, algo mutuamente excluyente, al reducir la cantidad de NO que está disponible para reaccionar con el ozono. [34]

Contaminación interior

En ambientes cerrados, la concentración de monóxido de carbono puede elevarse a niveles letales. En promedio, 170 personas en los Estados Unidos mueren cada año por el monóxido de carbono producido por productos de consumo no automotrices. [35] Estos productos incluyen aparatos de combustión que funcionan mal, como hornos, cocinas, calentadores de agua y calentadores de habitación a gas y queroseno ; equipo impulsado por motor, como generadores portátiles (y automóviles que se dejan en marcha en garajes adjuntos); chimeneas y carbón vegetal que se quema en las casas y otras áreas cerradas. Se han producido muchas muertes durante cortes de energía debido a condiciones climáticas adversas, como el huracán Katrina [35] y la crisis de energía de Texas de 2021 . [36]

Astronomía

Más allá de la Tierra, el monóxido de carbono es la segunda molécula diatómica más común en el medio interestelar , después del hidrógeno molecular . Debido a su asimetría, esta molécula polar produce líneas espectrales mucho más brillantes que la molécula de hidrógeno, lo que hace que el CO sea mucho más fácil de detectar. El CO interestelar se detectó por primera vez con radiotelescopios en 1970. Ahora es el trazador de gas molecular más utilizado en general en el medio interestelar de las galaxias, ya que el hidrógeno molecular solo se puede detectar con luz ultravioleta, que requiere telescopios espaciales . Las observaciones de monóxido de carbono proporcionan gran parte de la información sobre las nubes moleculares en las que se forman la mayoría de las estrellas . [37]

Beta Pictoris , la segunda estrella más brillante de la constelación de Pictor , muestra un exceso de emisión infrarroja en comparación con las estrellas normales de su tipo, que es causado por grandes cantidades de polvo y gas (incluido el monóxido de carbono) [38] [39] cerca de la estrella. .

En la atmósfera de Venus, el monóxido de carbono se produce como resultado de la fotodisociación del dióxido de carbono por radiación electromagnética de longitudes de onda inferiores a 169 nm . También se ha identificado espectroscópicamente en la superficie de la luna Tritón de Neptuno . [40]

El monóxido de carbono sólido es un componente de los cometas . [41] El cometa Halley tiene aproximadamente un 15% de monóxido de carbono. [42] A temperatura ambiente y presión atmosférica, el monóxido de carbono en realidad solo es metaestable (ver reacción de Boudouard ) y lo mismo ocurre a bajas temperaturas donde CO y CO
2son sólidos, pero, no obstante, pueden existir durante miles de millones de años en los cometas. Hay muy poco CO en la atmósfera de Plutón , que parece haberse formado a partir de cometas. Esto puede deberse a que hay (o había) agua líquida dentro de Plutón.

El monóxido de carbono puede reaccionar con el agua para formar dióxido de carbono e hidrógeno:

CO + H 2 O → H
2+ CO
2

Esto se denomina reacción de desplazamiento de agua-gas cuando se produce en la fase gaseosa, pero también puede tener lugar (muy lentamente) en una solución acuosa. Si la presión parcial de hidrógeno es lo suficientemente alta (por ejemplo, en un mar subterráneo), se formará ácido fórmico :

CO + H 2 O → HCOOH

Estas reacciones pueden tener lugar en unos pocos millones de años incluso a temperaturas como las que se encuentran en Plutón. [43]

Usos de nicho

Se ha propuesto el uso de monóxido de carbono como combustible en Marte. Se han sugerido motores de monóxido de carbono / oxígeno para el transporte de superficie temprano, ya que tanto el monóxido de carbono como el oxígeno se pueden producir directamente a partir de la atmósfera de dióxido de carbono de Marte mediante electrólisis de zirconia , sin utilizar ningún recurso de agua marciana para obtener hidrógeno, que sería necesario para producir metano o cualquier combustible a base de hidrógeno. [44]

El monóxido de carbono tiene una amplia gama de funciones en todas las disciplinas de la química. Las cuatro categorías principales de reactividad incluyen catálisis de metal-carbonilo , química de radicales , química de cationes y aniones . [45]

Química de coordinación

Esquema del nivel de energía de los orbitales σ y π del monóxido de carbono
El HOMO de CO es un σ MO .
El LUMO de CO es un OM antienlazante π * .

La mayoría de los metales forman complejos de coordinación que contienen monóxido de carbono unido covalentemente. Solo los metales en estados de oxidación más bajos formarán complejos con ligandos de monóxido de carbono . Esto es porque debe haber suficiente densidad de electrones para facilitar back-donación del metal d xz -orbital, a la π * molecular orbital de CO. El par solitario en el átomo de carbono en CO también dona densidad de electrones a la d x²-y² sobre el metal para formar un enlace sigma . Esta donación de electrones también se exhibe con el efecto cis o la labilización de ligandos de CO en la posición cis. El níquel carbonilo , por ejemplo, se forma mediante la combinación directa de monóxido de carbono y níquel metálico:

Ni + 4 CO → Ni (CO) 4 (1 bar, 55 ° C)

Por esta razón, el níquel de cualquier tubo o pieza no debe entrar en contacto prolongado con el monóxido de carbono. El níquel carbonilo se descompone fácilmente en Ni y CO al entrar en contacto con superficies calientes, y este método se utiliza para la purificación industrial de níquel en el proceso Mond . [46]

En el níquel carbonilo y otros carbonilos, el par de electrones del carbono interactúa con el metal; el monóxido de carbono dona el par de electrones al metal. En estas situaciones, el monóxido de carbono se denomina ligando de carbonilo . Uno de los carbonilos metálicos más importantes es el pentacarbonilo de hierro , Fe (CO) 5 :

Structure of iron pentacarbonyl. Iron pentacarbonyl.

Muchos complejos de metal-CO se preparan mediante descarbonilación de disolventes orgánicos, no de CO. Por ejemplo, el tricloruro de iridio y la trifenilfosfina reaccionan en 2-metoxietanol o DMF hirviendo para producir IrCl (CO) (PPh 3 ) 2 .

Los carbonilos metálicos en la química de coordinación se suelen estudiar mediante espectroscopia infrarroja .

Química orgánica y del grupo principal

En presencia de ácidos fuertes y agua, el monóxido de carbono reacciona con los alquenos para formar ácidos carboxílicos en un proceso conocido como reacción de Koch-Haaf. [47] En la reacción de Gattermann-Koch , los arenos se convierten en derivados de benzaldehído en presencia de AlCl 3 y HCl . [48] Los compuestos de organolitio (por ejemplo, butil litio ) reaccionan con el monóxido de carbono, pero estas reacciones tienen poco uso científico.

Aunque el CO reacciona con carbocationes y carbaniones , es relativamente no reactivo con compuestos orgánicos sin la intervención de catalizadores metálicos. [49]

Con los reactivos del grupo principal, el CO sufre varias reacciones dignas de mención. La cloración de CO es la ruta industrial hacia el importante compuesto fosgeno . Con borano, el CO forma el aducto H 3 BCO , que es isoelectrónico con el catión acetilio [H 3 CCO] + . El CO reacciona con el sodio para dar productos resultantes del acoplamiento CC como el acetilendiolato de sodio 2 Na+
· C
2O2−
2. Reacciona con el potasio fundido para dar una mezcla de un compuesto organometálico, acetilendiolato de potasio 2 K+
· C
2O2−
2, bencenohexolato de potasio 6 K+
 C
6O6−
6, [50] y rodizonaato de potasio 2 K+
· C
6O2−
6. [51]

Los compuestos ciclohexanohexona o triquinoílo (C 6 O 6 ) y ciclopentanopentona o ácido leucónico (C 5 O 5 ), que hasta ahora se han obtenido sólo en trazas, pueden considerarse polímeros de monóxido de carbono.

Preparación de laboratorio

El monóxido de carbono se produce convenientemente en el laboratorio mediante la deshidratación de ácido fórmico o ácido oxálico , por ejemplo con ácido sulfúrico concentrado . [47] [48] [52] Otro método consiste en calentar una mezcla íntima de zinc metálico en polvo y carbonato de calcio , que libera CO y deja óxido de zinc y óxido de calcio :

Zn + CaCO 3 → ZnO + CaO + CO

El nitrato de plata y el yodoformo también producen monóxido de carbono:

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

Finalmente, las sales de oxalato metálico liberan CO al calentarse, dejando un carbonato como subproducto:

N / A
2C
2O
4→ Na
2CO
3+ CO

La combustión térmica es la fuente más común de monóxido de carbono. El monóxido de carbono se produce a partir de la oxidación parcial de compuestos que contienen carbono ; se forma cuando no hay suficiente oxígeno para producir dióxido de carbono (CO 2 ), como cuando se hace funcionar una estufa o un motor de combustión interna en un espacio cerrado. Por ejemplo, durante la Segunda Guerra Mundial , se utilizó una mezcla de gas que incluía monóxido de carbono para mantener en funcionamiento los vehículos de motor en partes del mundo donde la gasolina y el diesel eran escasos. Se instalaron generadores de gas de madera o carbón de carbón externos (con algunas excepciones) , y la mezcla de nitrógeno atmosférico, hidrógeno, monóxido de carbono y pequeñas cantidades de otros gases producidos por gasificación se canalizó a un mezclador de gas. La mezcla de gases producida por este proceso se conoce como gas de madera .

Una gran cantidad de subproducto de CO se forma durante los procesos oxidativos para la producción de productos químicos. Por esta razón, los gases de escape del proceso deben purificarse. Por otro lado, se realizan considerables esfuerzos de investigación para optimizar las condiciones del proceso, [53] desarrollar catalizadores con selectividad mejorada [54] y comprender las vías de reacción que conducen al producto objetivo y los productos secundarios. [55] [56]

Se han desarrollado muchos métodos para la producción de monóxido de carbono. [57]

Producción industrial

Una fuente industrial importante de CO es el gas productor , una mezcla que contiene principalmente monóxido de carbono y nitrógeno, formada por la combustión del carbono en el aire a alta temperatura cuando hay un exceso de carbono. En un horno, el aire pasa a través de un lecho de coque . El CO 2 inicialmente producido se equilibra con el carbono caliente restante para dar CO. [58] La reacción del CO 2 con el carbono para dar CO se describe como la reacción de Boudouard . [59] Por encima de 800 ° C, el CO es el producto predominante:

CO 2 + C → 2 CO (ΔH = 170 kJ / mol)

Otra fuente es el " gas de agua ", una mezcla de hidrógeno y monóxido de carbono producida mediante la reacción endotérmica del vapor y el carbono:

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

Se pueden obtener otros " gases de síntesis " similares a partir del gas natural y otros combustibles.

El monóxido de carbono también se puede producir mediante electrólisis a alta temperatura de dióxido de carbono con celdas de electrolizador de óxido sólido : [60] Un método, desarrollado en DTU Energy utiliza un catalizador de óxido de cerio y no tiene problemas de ensuciamiento del catalizador [61] [ 62]

2 CO 2 → 2 CO + O 2

El monóxido de carbono también es un subproducto de la reducción de minerales de óxidos metálicos con carbono, que se muestra en una forma simplificada como sigue:

MO + C → M + CO

El monóxido de carbono también se produce por oxidación directa del carbono en un suministro limitado de oxígeno o aire.

2 C (s) + O 2 → 2 CO (g)

Dado que el CO es un gas, el proceso de reducción puede impulsarse mediante calentamiento, aprovechando la entropía positiva (favorable) de la reacción. El diagrama de Ellingham muestra que la formación de CO se favorece sobre el CO 2 a altas temperaturas.

Industria química

El monóxido de carbono es un gas industrial que tiene muchas aplicaciones en la fabricación de productos químicos a granel. [63] Grandes cantidades de aldehídos son producidos por la hidroformilación de reacción de alquenos , monóxido de carbono, y H 2 . La hidroformilación se acopla al proceso de olefinas superiores Shell para dar precursores a los detergentes .

El fosgeno , útil para preparar isocianatos, policarbonatos y poliuretanos, se produce pasando monóxido de carbono purificado y cloro gaseoso a través de un lecho de carbón activado poroso , que sirve como catalizador . La producción mundial de este compuesto se estimó en 2,74 millones de toneladas en 1989. [64]

CO + Cl 2 → COCl 2

El metanol se produce mediante la hidrogenación de monóxido de carbono. En una reacción relacionada, la hidrogenación de monóxido de carbono se acopla a la formación de enlaces CC, como en el proceso de Fischer-Tropsch donde el monóxido de carbono se hidrogena a combustibles de hidrocarburos líquidos. Esta tecnología permite convertir carbón o biomasa en diesel.

En el proceso Cativa , el monóxido de carbono y el metanol reaccionan en presencia de un catalizador de iridio homogéneo y ácido yodhídrico para dar ácido acético . Este proceso es responsable de la mayor parte de la producción industrial de ácido acético .

Metalurgia

El monóxido de carbono es un agente reductor fuerte y se ha utilizado en pirometalurgia para reducir los metales de los minerales desde la antigüedad. El monóxido de carbono elimina el oxígeno de los óxidos metálicos, reduciéndolos a metal puro a altas temperaturas, formando dióxido de carbono en el proceso. El monóxido de carbono no se suministra normalmente como está, en la fase gaseosa, en el reactor, sino que se forma a alta temperatura en presencia de mineral que transporta oxígeno, o un agente carbonífero como el coque, y a alta temperatura. El proceso de alto horno es un ejemplo típico de un proceso de reducción de metal del mineral con monóxido de carbono.

Del mismo modo, el gas de alto horno recogido en la parte superior del alto horno todavía contiene entre un 10% y un 30% de monóxido de carbono y se utiliza como combustible en estufas Cowper y en hornos Siemens-Martin en la fabricación de acero de hogar abierto .

Minería

Los mineros se refieren al monóxido de carbono como " grisú " o el "asesino silencioso". Se puede encontrar en áreas confinadas de mala ventilación tanto en minas a cielo abierto como en minas subterráneas. Las fuentes más comunes de monóxido de carbono en las operaciones mineras son el motor de combustión interna y los explosivos, sin embargo, en las minas de carbón, el monóxido de carbono también se puede encontrar debido a la oxidación del carbón a baja temperatura. [65] El modismo " Canario en la mina de carbón " pertenecía a una alerta temprana de la presencia de monóxido de carbono. [5]

Fisiología

El monóxido de carbono es una molécula bioactiva que actúa como molécula de señalización gaseosa . Es producido naturalmente por muchas vías enzimáticas y no enzimáticas, [66] la mejor comprendida de las cuales es la acción catabólica de la hemo oxigenasa sobre el hemo derivada de hemoproteínas como la hemoglobina . [67] Tras el primer informe de 1993 de que el monóxido de carbono es un neurotransmisor normal, [5] el monóxido de carbono ha recibido una atención clínica significativa como regulador biológico.

Debido al papel del monóxido de carbono en el cuerpo, las anomalías en su metabolismo se han relacionado con una variedad de enfermedades, que incluyen neurodegeneraciones, hipertensión, insuficiencia cardíaca e inflamación patológica. [68] En muchos tejidos, el monóxido de carbono actúa como antiinflamatorio , vasodilatador y estimulante del crecimiento neovascular . [69] En estudios con modelos animales, el monóxido de carbono redujo la gravedad de la sepsis bacteriana inducida experimentalmente , la pancreatitis, la isquemia hepática / lesión por reperfusión, la colitis, la osteoartritis, la lesión pulmonar, el rechazo del trasplante de pulmón y el dolor neuropático al tiempo que favorecía la cicatrización de heridas en la piel. Por lo tanto, existe un interés significativo en el potencial terapéutico de que el monóxido de carbono se convierta en un agente farmacéutico y un estándar de atención clínica. [70]

Medicamento

Se han realizado estudios sobre el monóxido de carbono en muchos laboratorios de todo el mundo por sus propiedades antiinflamatorias y citoprotectoras. [71] Estas propiedades tienen el potencial de usarse para prevenir el desarrollo de una serie de condiciones patológicas que incluyen lesión por reperfusión por isquemia, rechazo de trasplantes, aterosclerosis, sepsis grave, paludismo grave o autoinmunidad. [70] Muchas iniciativas de administración de fármacos farmacéuticos han desarrollado métodos para administrar monóxido de carbono de forma segura, y los ensayos clínicos controlados posteriores han evaluado el efecto terapéutico del monóxido de carbono. [72]

Microbiología

La microbiota también puede utilizar monóxido de carbono como gasotransmisor . [73] La detección de monóxido de carbono es una vía de señalización facilitada por proteínas como CooA . [74] [75] [76] Aún se desconoce el alcance de las funciones biológicas de la detección de monóxido de carbono.

El microbioma humano produce, consume y responde al monóxido de carbono. [66] Por ejemplo, en ciertas bacterias, el monóxido de carbono se produce mediante la reducción del dióxido de carbono por la enzima monóxido de carbono deshidrogenasa con bioenergéticos favorables para impulsar las operaciones celulares posteriores. [77] [66] En otro ejemplo, el monóxido de carbono es un nutriente para arqueas metanogénicas que lo reducen a metano usando hidrógeno. [78]

El monóxido de carbono tiene ciertas propiedades antimicrobianas que se han estudiado para tratar enfermedades infecciosas . [66]

Ciencia de los Alimentos

El monóxido de carbono se usa en los sistemas de envasado en atmósfera modificada en los EE. UU., Principalmente con productos cárnicos frescos como la carne de res, cerdo y pescado para mantenerlos frescos. El beneficio es doble, el monóxido de carbono protege contra el deterioro microbiano y mejora el color de la carne para atraer al consumidor. [79] El monóxido de carbono se combina con la mioglobina para formar carboximioglobina, un pigmento rojo cereza brillante. La carboximioglobina es más estable que la forma oxigenada de la mioglobina, la oximioglobina, que puede oxidarse al pigmento marrón metmioglobina . Este color rojo estable puede persistir mucho más tiempo que en la carne envasada normalmente. Los niveles típicos de monóxido de carbono utilizados en las instalaciones que utilizan este proceso se encuentran entre 0,4% y 0,5%. [79]

La tecnología recibió por primera vez el estado de " generalmente reconocida como segura " (GRAS) por la Administración de Drogas y Alimentos de los Estados Unidos (FDA) en 2002 para su uso como un sistema de envasado secundario y no requiere etiquetado. En 2004, la FDA aprobó el CO como método de envasado primario, declarando que el CO no enmascara el olor a descomposición. [80] Actualmente, el proceso no está autorizado en muchos otros países, incluidos Japón, Singapur y la Unión Europea . [81] [82] [83]

Toxicidad

La intoxicación por monóxido de carbono es el tipo más común de intoxicación del aire mortal en muchos países. [84] Los Centros para el Control y la Prevención de Enfermedades estiman que varios miles de personas van a las salas de emergencia de los hospitales cada año para recibir tratamiento por intoxicación por monóxido de carbono. [85] Según el Departamento de Salud de Florida , "cada año, más de 500 estadounidenses mueren por exposición accidental al monóxido de carbono y miles más en los EE. UU. Requieren atención médica de emergencia por intoxicación por monóxido de carbono no fatal". [86] La Asociación Estadounidense de Centros de Control de Envenenamientos (AAPCC) informó 15,769 casos de intoxicación por monóxido de carbono que resultaron en 39 muertes en 2007. [87] En 2005, la CPSC informó 94 muertes por intoxicación por monóxido de carbono relacionadas con generadores. [35]

El monóxido de carbono es incoloro, inodoro e insípido, por lo que es relativamente indetectable. Se combina fácilmente con la hemoglobina para producir carboxihemoglobina que potencialmente afecta el intercambio de gases ; por lo tanto, la exposición puede ser muy tóxica. Concentraciones tan bajas como 667 ppm pueden hacer que hasta el 50% de la hemoglobina del cuerpo se convierta en carboxihemoglobina. [88] Un nivel de 50% de carboxihemoglobina puede provocar convulsiones, coma y la muerte. [89] En los Estados Unidos, la OSHA limita los niveles de exposición a largo plazo en el lugar de trabajo por encima de 50 ppm. [90]

Además de afectar el suministro de oxígeno, el monóxido de carbono también se une a otras hemoproteínas como la mioglobina y la citocromo oxidasa mitocondrial , objetivos celulares metálicos y no metálicos que afectan muchas operaciones celulares.

Muertes notables

Aunque no se dispone de evidencia concluyente, las siguientes muertes se han relacionado con la intoxicación por monóxido de carbono:

  • Cleopatra [5]
  • Edgar Allan Poe [91]
  • Emperador joviano
  • Emperatriz Fausta
  • Séneca

Armamento

En la historia antigua, Hannibal ejecutó a prisioneros romanos con humos de carbón durante la Segunda Guerra Púnica . [5]

El monóxido de carbono se había utilizado para genocidio durante el Holocausto en algunos campos de exterminio , el más notable por las camionetas de gas en Chełmno , y en el programa de " eutanasia " Action T4 . [92]

A presiones de más de 5 gigapascales , el monóxido de carbono se convierte en un polímero sólido de carbono y oxígeno . Esto es metaestable a presión atmosférica pero es un explosivo poderoso. [93] [94]

Láseres

El monóxido de carbono también se ha utilizado como medio láser en láseres infrarrojos de alta potencia . [95]

  • Monóxido de carbono (página de datos)  - Página de datos químicos
  • Monóxido de carbono en el aliento
  • Detector de monóxido de carbono  : dispositivo que mide el monóxido de carbono (CO)
  • Hidrocarbonato (gas)
  • Contaminantes atmosféricos de criterio
  • Lista de gases altamente tóxicos  - artículo de la lista de Wikipedia
  • La paradoja del fumador
  • Sociedad Médica Submarina e Hiperbárica  : organización con sede en EE. UU. Para la investigación y educación en fisiología y medicina hiperbárica. - tratamiento hiperbárico para la intoxicación por CO
  • Fundación Rubicon  : organización sin fines de lucro para promover la investigación y el acceso a la información para artículos de investigación de buceo submarino sobre intoxicación por CO

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  • Mapa global de distribución de monóxido de carbono
  • Explicación de la estructura
  • Asociación de Seguridad del Monóxido de Carbono
  • Tarjeta internacional de seguridad química 0023
  • CDC NIOSH Guía de bolsillo sobre peligros químicos: monóxido de carbono - Instituto Nacional de Seguridad y Salud Ocupacional (NIOSH), Centros para el Control y la Prevención de Enfermedades (CDC) de EE. UU .
    • Monóxido de carbono — Tema de seguridad y salud en el lugar de trabajo de NIOSH —CDC
    • Intoxicación por monóxido de carbono — Preguntas frecuentes —CDC
  • Hoja de datos externa de MSDS
  • Colocación del detector de monóxido de carbono
  • Proceso de purificación de monóxido de carbono
  • Experimentos de química de gases a microescala con monóxido de carbono
  • "Visión instantánea: no culpes al mensajero" . Biología química (11: Noticias de investigación). 18 de octubre de 2007. Archivado desde el original el 28 de octubre de 2007 . Consultado el 27 de octubre de 2019 . Resumiendo la fisiología del monóxido de carbono de la Royal Society of Chemistry .CS1 maint: posdata ( enlace )