Struktura ogljikovega disulfida (CS2), lastnosti, uporabe, tveganja

On ogljikov disulfid Gre za spojino, ki jo tvori združitev ogljikovega atoma (c) in dveh atomov žvepla. Njegova kemična formula je CS₂. Je brezbarvna ali rahlo rumena tekočina z neprijetnim vonjem zaradi nečistoč, ki jih vsebuje (žveplove spojine). Ko je čist njegov vonj mehak in sladek, podoben kloroformu ali etru.

Seveda izvira iz delovanja sončne svetlobe na organskih molekulah, ki jih najdemo v morski vodi. Poleg tega se pojavlja v močvirnih vodah in je izgnan tudi iz vulkanov skupaj z drugimi plini.

CS ogljikov disulfid₂. Avtor: Benjah-BMM27. Vir: Wikimedia Commons.

Ogljikov disulfid je hlapna tekočina in je tudi zelo vnetljiva, zato ga je treba držati stran od plamena in iskre ali naprav, ki jih lahko proizvajajo, vključno z električnimi žarnicami.

Ima sposobnost raztapljanja velikega števila spojin, materialov in elementov, kot so fosfor, žveplo, selen, smole, laki itd. Zato se zdi uporabnost kot topilo.

Prav tako je posrednik v različnih industrijskih kemičnih reakcijah, kot sta proizvodnja rajona ali umetna svila. 

Manipulira ga previdno in z zaščitnimi pripomočki, ker je zelo strupen in nevaren.

[TOC]

Struktura

Ogljikov disulfid ima ogljikov atom in dva atoma žvepla na straneh tega.

Povezave med ogljikovim atomom in atomi žvepla so kovalentne in dvojne, zato so zelo močne. Molekula CS₂ Ima linearno in simetrično strukturo.

Linearna struktura ogljikovega disulfida CS₂. Črna = ogljik, rumena = žveplo. Avtor: Benjah-BMM27. Vir: Wikimedia Commons.

Nomenklatura

- Ogljikov disulfid

- Ogljikov bisulfid

- Ditiokarbon anhidrid

Lastnosti

Fizično stanje

Brezbarven do rumenkast.

Molekularna teža

76,15 g/mol

Točka fuzije ali strjevanja

-110,8 ° C

Vrelišče

46,0 ° C

Plamenišče

-30 ° C (metoda zaprte skodelice).

Temperatura samostojnosti

90 ° C

Gostota

Tekočina = 1,26 g/cm³ pri 20 ° C.

Steam = 2,67 -krat večji zrak.

Njeni hlapi so več kot dvojni težki od zraka in tekočina je težja od vode.

Parni tlak

279 mmHg pri 25 ° C.

Vam lahko služi: kalijev hipoklorit (kclo)

To je visok tlak s paro.

Topnost

Zelo malo topne vode: 2,16 g/l a 25 ° C. Topno v kloroformu. Mešljiv z etanolom, metanolom, etrom, benzenom, kloroformom in ogljikovim tetrakloridom.

Kemične lastnosti

Cs₂ Z lahkoto izhlapi pri sobni temperaturi, ker je njegova vrelišče zelo nizka, njen tlak pare pa zelo visok.

Ogljikov disulfid je izjemno vnetljiv. Njegovi hlapi so zelo enostavno vnesti, tudi s toploto električne žarnice. To pomeni, da zelo hitro reagira s kisikom:

Cs₂ + 3 o₂ → co₂ + 2 Torej₂

Dejstvo, da imate pri sobni temperaturi visok parni tlak, je nevarno biti blizu plamena.

Kadar se ogreva na razgradnje zlahka izkorišča, oddaja strupene pline iz žveplovih oksidov. Nad 90 ° C se vklopi spontano.

Se pokvari, ko ga dolgo shrani. Napadite baker in njegove zlitine. Reagira tudi z nekaj plastike, gumarjev in premazov.

Reagira v določenih pogojih z vodo, ki tvori OCS karbonil sulfid, premog dioksid Co₂ in vodikov disulfid h₂S:

Cs₂ + H₂O → ocs + h₂S

Cs₂ + 2 h₂O → co₂ + 2 h₂S

Z alkoholi (ROH) v alkalnem mediju tvori ksantate (RO-CS-NNA):

Cs₂ + ROH + NaOH → H₂Ali + ro -c (= s) -Sna

Pridobivanje

Ogljikov disulfid se komercialno pripravlja z žveplovo reakcijo s premog. Postopek se izvaja pri temperaturah 750-900 ° C.

C + 2 S → CS₂

Namesto premoga lahko uporabite tudi metan ali zemeljski plin, uporabljeni so bili celo etan, propan in propilen, v tem primeru se reakcija pojavi pri 400-700 ° C z visoko zmogljivostjo.

Pripravimo ga lahko tudi z reakcijo zemeljskega plina z vodikovim sulfidom H₂Je zelo visoka temperatura.

Prisotnost v naravi

Cs₂ To je naravni izdelek, ki je prisoten v atmosferi v zelo majhnih količinah (sledi). Pojavi se fotokemično v površinskih vodah.

Delovanje sončne svetlobe na določenih spojinah, ki so prisotne v morski vodi, kot je cistein (aminokislina), vodi v tvorbo ogljikovega disulfida.

Ogljikov disulfid se lahko tvori z delovanjem sončnih žarkov na nekaterih organskih spojinah, ki so prisotne v morski vodi. Avtor: Pexels. Vir: Pixabay.

Seveda se sprošča tudi med vulkanskimi izbruhi in ga najdemo v majhnih količinah nad močvirji.

Vam lahko služi: benzaldehid

Običajno smo izpostavljeni dihanju v zelo majhnih deležih in smo prisotni v nekaterih živilih. Najdemo ga tudi v dimu cigaret.

V okolju se razpade skozi sončno svetlobo. Na tleh se premika skozi njega. Nekateri mikroorganizmi v tleh se razgradijo.

Prijave

V kemični industriji

Ogljikov disulfid je pomembna kemična spojina, saj služi za pripravo drugih kemikalij. Lahko deluje kot kemični posrednik.

Uporablja se tudi kot procesno topilo za raztapljanje fosforja, žvepla, selena, broma, joda, maščob, smol, voskov, lakov in gumenjakov.

Med drugim omogoča proizvodnjo farmacevtskih izdelkov in herbicidov.

V proizvodnji Rayóna in Celofána

S cs₂ Pripravljeni so Xantatos, ki so spojine, ki se uporabljajo pri proizvodnji Rayóna in Celofána.

Za pridobitev umetne svile ali rajona temelji na celulozi, ki jo zdravimo z alkalijsko in ogljikovo disulfidno CS₂ in se pretvori v celulozni ksantat, topno v alkaliji. Ta rešitev je viskozna in se zato imenuje "Viscosa".

Viskoza je narejena pod pritiskom skozi zelo majhne luknje znotraj kisle kopeli. Tu se celulozni ksantat ponovno spremeni v celulozo, ki je netopna in dolga in svetla nit nastajajo.

Niti ali nitke se lahko zavrtijo, da dajo gradivo, znano kot Rayón.

(1) Celuloza + NaOH → Alkalije-celuloza

ROH + NaOH → Rona

(2) Alkalno-celuloza + ogljikov disulfid → celuloza xantat

Rona + s = c = s → ro -c (= s) -Sna

(3) ksantat celuloze + kisline → celuloza (nitke)

Ro -c (= s) -Sna + kislina → roh

Oblačila, narejena z rajonom, vlakninami, katerih proizvodnja sodeluje z ogljikovim disulfidom. Tobias "Take" Maier [CC BY-SA (https: // CreativeCommons.Org/licence/by-sa/3.0)]. Vir: Wikimedia Commons.

Če celulozo oborimo tako. To se zmehča z glicerolom in se uporablja kot zaščitni film predmeta.

Celofan je izdelan s pomočjo ogljikovega disulfida. Avtor: Hans Braxmeier. Vir: Pixabay.

V proizvodnji ogljikovega tetraklorida

Ogljikov disulfid reagira s klorovim CL₂ Dati ogljikov tetraklorid CCL₄, kar je pomembno topilo, ki ni gorivo.

Vam lahko služi: klorobenzen (C6H5Cl)

Cs₂ + 3 Cl₂ → CCl₄ + S₂Cl₂

V več aplikacijah

Ogljikov disulfid sodeluje pri hladni vulkanizaciji gume.

Xantatos, pripravljen s cs₂ Uporabljajo se v mineralni flotaciji.

Stara uporaba

Cs₂ To je strup za žive organizme. Prej so ga uporabljali za uničenje škodljivcev, kot so podgane, marmote in mravlje, ki je v vsakem zaprtem prostoru, v katerem so živele te živali.

Ko so v ta namen uporabili goste strupene hlape, so končali vsak živi organizem, ki je bil v zaprtem prostoru.

Uporabljali so ga tudi kot antihelmintik za živali in za odstranjevanje ličink iz Moscardonov iz želodca konj.

V kmetijstvu so ga uporabljali kot insekticid in nematicid, za fumigacijo tal, za odpiranje vrtcev, skednja, silosov in žitnih mlinov. Prav tako so bili zamrznjeni železniški avtomobili, ladje in barke.

Kmet leta 1904 je z ogljikovim disulfidom zajebal tla za boj proti kugi grozdnih rastlin. Ölgemälde von hans pühringer, 1904 [gfdl 1.2 (http: // www.GNU.Org/licence/stare licence/fdl-1.2.html)]. Vir: Wikimedia Commons.

Vse te uporabe so bile prepovedane zaradi visoke vnetljivosti in toksičnosti CS₂.

Tveganja

Cs₂ Je zelo vnetljivo. Veliko vaših reakcij lahko povzroči požar ali eksplozijo. Mešanice njihovih hlapov z zrakom so eksplozivne. Pri vnetju proizvajajo dražilne ali strupene pline.

Ogljikovega disulfida za odtoke ne smete vlivati, ker v cevi je mešanica CS₂ in zrak, ki lahko povzroči eksplozijo, če je prižgana po naključju.

Njegovi hlapi spontano streljajo v stik z iskri ali vročimi površinami.

Ogljikov disulfid močno draži oči, kožo in sluznico.

Če centralni živčni sistem vdihnemo ali zaužijemo resno, kardiovaskularni sistem, oči, ledvice in jetra. Prav tako se lahko absorbira skozi kožo, kar povzroči poškodbe.

Reference

1. Ali.S. Nacionalna knjižnica medicine. (2020). Ogljik disulfida. Okrevano od PubChema.NCBI.NLM.ameriški nacionalni inštitut za zdravje.Gov.
2. Mopper, k. In Kieber, D.J. (2002). Fotokemija in kolesarjenje z ogljikom, žveplom, dušikom in Posferi. V biogeokemičnost morske raztopljene organske snovi. Okrevano od Scientirect.com.
3. Meyer, b. (1977). Industrijska uporaba žvepla in njegovih pripomočkov. Ogljik disulfida. V žveplom, energiji in zaviranju. Okrevano od Scientirect.com.
4. Pohanish, r.Str. (2012). C. Ogljik disulfida. V SITTIG -ovem priročniku strupenih in nevarnih kemikalij in rakotvornih snovi (šesta izdaja). Okrevano od Scientirect.com.
5. Morrison, r.T. in Boyd, r.N. (2002). Organska kemija. 6. izdaja. Prentice-Hall.
6. Windholz, m. et al. (uredniki) (1983). Indeks Merck. Enklopedija kemikalij, zdravil in bioloških. Deseta izdaja. Merck & co., Inc.