Монооксид углерода

Монооксид углерода
Монооксид углерода
Общие
Систематическое; наименование	Оксид углерода(II)
Традиционные названия	Угарный газ
Рац. формула	CO
Физические свойства
Состояние	Газообразное
Молярная масса	28,01 г/моль
Плотность	1,25 кг/м3 (при 0 °C), 814 кг/м3 (при -195 °C)
Термические свойства
	Температура
• плавления	−205 °C
• кипения	−191,5 °C
Критическая точка
• температура	−140,23 °C
• давление	3,499 МПа
	Энтальпия
• образования	−110,52 кДж/моль
• плавления	0,838 кДж/моль
• кипения	6,04 кДж/моль
Химические свойства
	Растворимость
• в воде	0,0026 г/100 мл
Классификация
Рег. номер CAS	630-08-0
PubChem	281
Рег. номер EINECS	211-128-3
SMILES	[C-]#[O+]
RTECS	FG3500000
Безопасность
Предельная концентрация	20 мг/м3
ЛД50	200—250 мг/кг
Токсичность	общетоксическое действием. 4-й класс опасности.
Пиктограммы ECB
NFPA 704	4 3 0
	Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.

Моноокси́д углеро́да (оксид углерода(II), о́кись углеро́да, уга́рный газ, химическая формула — CO) — химическое соединение, представляющее собой несолеобразующий оксид углерода, состоящий из одного атома кислорода и углерода.

При стандартных условиях, монооксид углерода — это бесцветный токсичный газ без вкуса и запаха, легче воздуха.

Строение молекулы

Молекула CO имеет тройную связь, как и молекула азота N₂. Так как эти молекулы сходны по строению (изоэлектронны, двухатомны, имеют близкую молярную массу), то и свойства их также схожи — очень низкие температуры плавления и кипения, близкие значения стандартных энтропий и т. п.

В рамках метода валентных связей строение молекулы CO можно описать формулой :C≡O:.

Согласно методу молекулярных орбиталей, электронная конфигурация невозбуждённой молекулы CO σ2
Oσ2
zπ4
x, y σ2
C. Тройная связь образована σ-связью, образованной за счёт σ_z электронной пары, а электроны дважды вырожденного уровня π_{x, y} соответствуют двум π-связям. Электроны на несвязывающих σ_C-орбитали и σ_O-орбитали соответствуют двум электронным парам, одна из которых локализована у атома углерода, другая — у атома кислорода.

Благодаря наличию тройной связи молекула CO весьма прочна (энергия диссоциации 1069 кДж/моль (256 ккал/моль), что больше, чем у любых других двухатомных молекул) и имеет малое межъядерное расстояние (d_C≡O=0,1128 нм).

Молекула слабо поляризована, её электрический дипольный момент μ = 0,04⋅10⁻²⁹ Кл·м. Многочисленные исследования показали, что отрицательный заряд в молекуле CO сосредоточен на атоме углерода C⁻←O⁺ (направление дипольного момента в молекуле противоположно предполагавшемуся ранее). Энергия ионизации 14,0 эВ, силовая константа связи k = 18,6.

Свойства

Оксид углерода(II) представляет собой бесцветный газ без вкуса и запаха. Горюч. Так называемый «запах угарного газа» на самом деле представляет собой запах органических примесей.

Свойства оксида углерода(II)
Стандартная энергия Гиббса образования ΔG	−137,14 кДж/моль (г.) (при 298 К)
Стандартная энтропия образования S	197,54 Дж/моль·K (г.) (при 298 К)
Стандартная мольная теплоёмкость C_p	29,11 Дж/моль·K (г.) (при 298 К)
Энтальпия плавления ΔH_пл	0,838 кДж/моль
Энтальпия кипения ΔH_кип	6,04 кДж/моль
Критическая температура t_крит	−140,23 °C
Критическое давление P_крит	3,499 МПа
Критическая плотность ρ_крит	0,301 г/см³

Основными типами химических реакций, в которых участвует оксид углерода(II), являются реакции присоединения и окислительно-восстановительные реакции, в которых он проявляет восстановительные свойства.

При комнатных температурах CO малоактивен, его химическая активность значительно повышается при нагревании и в растворах. Так, в растворах он восстанавливает соли Au, Pt, Pd и других до металлов уже при комнатной температуре. При нагревании восстанавливает и другие металлы, например CO + CuO → Cu + CO₂↑. Это широко используется в пирометаллургии. На реакции CO в растворе с хлоридом палладия основан способ качественного обнаружения CO.

Окисление СО в растворе часто идёт с заметной скоростью лишь в присутствии катализатора. При подборе последнего основную роль играет природа окислителя. Так, KMnO₄ быстрее всего окисляет СО в присутствии мелкораздробленного серебра, K₂Cr₂O₇ — в присутствии солей ртути, KClO₃ — в присутствии OsO₄. В общем, по своим восстановительным свойствам СО похож на молекулярный водород.

Ниже 830 °C более сильным восстановителем является CO, — выше — водород. Поэтому равновесие реакции [math]\displaystyle{ \mathsf{H_2O + CO \rightleftarrows CO_2 + H_2} }[/math] до 830 °C смещено вправо, выше 830 °C — влево.

Интересно, что существуют бактерии, способные за счёт окисления СО получать необходимую им для жизни энергию.

Оксид углерода(II) горит пламенем синего цвета^[3] (температура начала реакции 700 °C) на воздухе:

[math]\displaystyle{ \mathsf{2CO + O_2 \rightarrow 2CO_2} }[/math] (ΔG°₂₉₈ = −257 кДж, ΔS°₂₉₈ = −86 Дж/K).

Благодаря такой хорошей теплотворной способности CO является компонентом разных технических газовых смесей (например, генераторный газ), используемых, в том числе, для отопления. В смеси с воздухом взрывоопасен; нижний и верхний концентрационные пределы распространения пламени: от 12,5 до 74 % (по объёму)^[4].

Оксид углерода(II) реагирует с галогенами. Наибольшее практическое применение получила реакция с хлором:

[math]\displaystyle{ \mathsf{CO + Cl_2 \xrightarrow{h \nu } COCl_2}. }[/math]

Реакция экзотермическая, её тепловой эффект 113 кДж, в присутствии катализатора (активированный уголь) она идёт уже при комнатной температуре. В результате реакции образуется фосген — вещество, получившее широкое распространение в разных отраслях химии (а также как боевое отравляющее вещество). По аналогичным реакциям могут быть получены COF₂ (карбонилфторид) и COBr₂ (карбонилбромид). Карбонилиодид не получен. Экзотермичность реакций быстро снижается от F к I (для реакций с F₂ тепловой эффект 481 кДж, с Br₂ — 4 кДж). Можно также получать и смешанные производные, например COFCl (см. галогенпроизводные угольной кислоты).

Реакцией CO с F₂, кроме карбонилфторида COF₂, можно получить перекисное соединение (FCO)₂O₂. Его характеристики: температура плавления −42 °C, кипения +16 °C, обладает характерным запахом (похожим на запах озона), при нагревании выше 200 °C разлагается со взрывом (продукты реакции CO₂, O₂ и COF₂), в кислой среде реагирует с иодидом калия по уравнению:

[math]\displaystyle{ \mathsf{(FCO)_2O_2 + 2KI \rightarrow 2KF + I_2 + 2CO_2.} }[/math]

Оксид углерода(II) реагирует с халькогенами. С серой образует сероксид углерода COS, реакция идёт при нагревании, по уравнению:

[math]\displaystyle{ \mathsf{CO + S \rightarrow COS} }[/math] (ΔG°₂₉₈ = −229 кДж, ΔS°₂₉₈ = −134 Дж/K).

Получены также аналогичные селеноксид углерода COSe и теллуроксид углерода COTe.

Восстанавливает SO₂:

[math]\displaystyle{ \mathsf{2CO + SO_2 \rightarrow 2CO_2 + S.} }[/math]

C переходными металлами образует горючие и ядовитые соединения — карбонилы, такие как [Fe(CO)₅], [Cr(CO)₆], [Ni(CO)₄], [Mn₂(CO)₁₀], [Co₂(CO)₉] и др. Некоторые из них летучие.

[math]\displaystyle{ \mathsf{nCO + Me \rightarrow [Me(CO)_n]} }[/math]

Оксид углерода(II) незначительно растворяется в воде, однако не реагирует с ней. Также он не вступает в реакции с растворами щелочей и кислот. Однако реагирует с расплавами щелочей с образованием соответствующих формиатов:

[math]\displaystyle{ \mathsf{CO + KOH \rightarrow HCOOK.} }[/math]

Интересна реакция оксида углерода(II) с металлическим калием в аммиачном растворе. При этом образуется взрывчатое соединение диоксодикарбонат калия:

[math]\displaystyle{ \mathsf{2K + 2CO \rightarrow K_2C_2O_2.} }[/math]

Реакцией с аммиаком при высоких температурах можно получить важное для промышленности соединение — циановодород HCN. Реакция идёт в присутствии катализатора (диоксид тория ThO₂) по уравнению:

[math]\displaystyle{ \mathsf{CO + NH_3 \rightarrow H_2O + HCN.} }[/math]

Важнейшим свойством оксида углерода(II) является его способность реагировать с водородом с образованием органических соединений (процесс синтеза Фишера — Тропша):

[math]\displaystyle{ \mathsf{xCO + yH_2 \rightarrow} }[/math] спирты + линейные алканы.

Этот процесс является источником производства таких важнейших промышленных продуктов как метанол, синтетическое дизельное топливо, многоатомные спирты, масла и смазки.

Физиологическое действие

Токсичность

Оксид углерода — токсичное вещество. В соответствии с ГОСТ 12.1.007-76 «Система стандартов безопасности труда (ССБТ). Вредные вещества. Классификация и общие требования безопасности» оксид углерода является токсичным малоопасным веществом по степени воздействия на организм, 4-го класса опасности.

TLV (предельная пороговая концентрация, США) — 25 ppm; TWA (среднесменная концентрация, США; ACGIH 1994—1995) — 29 мг/м³; MAC (максимальная допустимая концентрация, США): 30 ppm; 33 мг/м³. ПДК_р.з. по ГН 2.2.5.1313-03 «Предельно допустимые концентрации (ПДК) вредных веществ в воздухе рабочей зоны» составляет 20 мг/м³ (около 0,0017 %).

В выхлопе бензинового автомобиля допускается до 1,5—3,0 % (допустимая концентрация сильно различается в зависимости от страны/применяемых стандартов; 3 % — много даже для старого карбюраторного автомобиля без каталитического нейтрализатора).

По классификации ООН оксид углерода(II) относится к классу опасности 2,3, вторичная опасность по классификации ООН равна 2,1.

Угарный газ очень опасен, так как не имеет запаха. Он связывает гемоглобин, переводя его в карбоксигемоглобин и лишая его способности захватывать кислород, и обладает общей токсичностью, вызывает отравление^[5] с поражением жизненно важных органов и систем, с последующим летальным исходом.

Признаки отравления: головная боль и головокружение, сужение поля восприятия; отмечается шум в ушах, одышка, учащённое сердцебиение, мерцание перед глазами, покраснение всех кожных покровов (характерно для всех ингибиторов дыхательной цепи), общая мышечная слабость, тошнота, иногда рвота; в терминальных стадиях судороги, потеря сознания, кома^[6]^[3].

Токсическое действие оксида углерода(2+) обусловлено образованием карбоксигемоглобина — значительно более прочного карбонильного комплекса с гемоглобином, по сравнению с комплексом гемоглобина с кислородом (оксигемоглобином)^[6]. Таким образом, блокируются процессы транспортировки кислорода и клеточного дыхания. Концентрация в воздухе более 0,1 % приводит к смерти в течение одного часа^[6].

Опыты на молодых крысах показали, что концентрация CO в воздухе 0,02 % замедляет их рост и снижает активность по сравнению с контрольной группой^{[источник не указан 1169 дней]}.

Помощь при отравлении оксидом углерода(II)

При отравлении рекомендуются следующие действия^[6]:

пострадавшего следует вынести на свежий воздух. При отравлении лёгкой степени достаточно гипервентиляции лёгких кислородом;
искусственная вентиляция лёгких, О₂-терапия, в том числе в барокамере;
ацизол, хромосмон, метиленовый синий внутривенно.

Мировой медицине неизвестны надежные антидоты для применения в случае отравления угарным газом^[7].

Защита от оксида углерода(II)

CO очень слабо поглощается активированным углём обычных фильтрующих противогазов, поэтому для защиты от него применяется специальный фильтрующий элемент (он может также подключаться дополнительно к основному) — гопкалитовый патрон. Гопкалит представляет собой катализатор, способствующий окислению CO в CO₂ при нормальных температурах. Недостатком использования гопкалита является то, что при его применении приходится вдыхать нагретый в результате реакции воздух. Обычный способ защиты — использование изолирующего дыхательного аппарата^[3].

Эндогенный монооксид углерода

Эндогенный монооксид углерода вырабатывается в норме клетками организма человека и животных и выполняет функцию сигнальной молекулы. Он играет известную физиологическую роль в организме, в частности, является нейротрансмиттером и вызывает вазодилатацию^[8]. Ввиду роли эндогенного угарного газа в организме, нарушения его метаболизма связывают с различными заболеваниями, такими, как нейродегенеративные заболевания, атеросклероз кровеносных сосудов, гипертоническая болезнь, сердечная недостаточность, различные воспалительные процессы^[8].

Эндогенный угарный газ образуется в организме благодаря окисляющему действию фермента гемоксигеназы на гем, являющийся продуктом разрушения гемоглобина и миоглобина, а также других гемосодержащих белков. Этот процесс вызывает образование в крови человека небольшого количества карбоксигемоглобина, даже если человек не курит и дышит не атмосферным воздухом (всегда содержащим небольшие количества экзогенного угарного газа), а чистым кислородом или смесью азота с кислородом.

Вслед за появившимися в 1993 году данными о том, что эндогенный угарный газ является нормальным нейротрансмиттером в организме человека^[9]^[10], а также одним из трёх эндогенных газов, которые в норме модулируют течение воспалительных реакций в организме (два других — оксид азота (II) и сероводород), эндогенный угарный газ привлёк значительное внимание клиницистов и исследователей как важный биологический регулятор. Было показано, что во многих тканях все три вышеупомянутых газа являются противовоспалительными веществами, вазодилататорами, а также вызывают ангиогенез^[11]. Однако не всё так просто и однозначно. Ангиогенез — не всегда полезный эффект, поскольку он, в частности, играет роль в росте злокачественных опухолей, а также является одной из причин повреждения сетчатки при макулярной дегенерации. В частности, курение (основной источник угарного газа в крови, дающий в несколько раз большую концентрацию его, чем естественная продукция) повышает риск макулярной дегенерации сетчатки в 4—6 раз.

Существует теория о том, что в некоторых синапсах нервных клеток, где происходит долговременное запоминание информации, принимающая клетка в ответ на принятый сигнал вырабатывает эндогенный угарный газ, который передаёт сигнал обратно передающей клетке, чем сообщает ей о своей готовности и в дальнейшем принимать сигналы от неё и повышая активность клетки-передатчика сигнала. Некоторые из этих нервных клеток содержат гуанилатциклазу, фермент, который активируется при воздействии эндогенного угарного газа^[10].

Исследования, посвящённые роли эндогенного угарного газа как противовоспалительного вещества и цитопротектора, проводились во множестве лабораторий по всему миру. Эти свойства эндогенного угарного газа делают воздействие на его метаболизм интересной терапевтической мишенью для лечения таких разных патологических состояний, как повреждение тканей, вызванное ишемией и последующей реперфузией (а это, например, инфаркт миокарда, ишемический инсульт), отторжение трансплантата, атеросклероз сосудов, тяжёлый сепсис, тяжёлая малярия, аутоиммунные заболевания. Проводились в том числе и клинические испытания на человеке, однако результаты их пока ещё не опубликованы^[12].

На 2015 год о роли эндогенного угарного газа в организме известно следующее^[13]:

он является одной из важных эндогенных сигнальных молекул;
он модулирует функции ЦНС и сердечно-сосудистой системы;
он ингибирует агрегацию тромбоцитов и их адгезию к стенкам сосудов;
влияние на обмен эндогенного угарного газа в будущем может быть одной из важных терапевтических стратегий при ряде заболеваний.

История открытия

Токсичность дыма, выделяющегося при горении угля, была описана ещё Аристотелем и Галеном.

Оксид углерода(II) был впервые получен французским химиком Жаком де Лассоном в 1776 году при нагревании оксида цинка с углём, но первоначально его ошибочно приняли за водород, так как он сгорал синим пламенем.

То, что в состав этого газа входит углерод и кислород, обнаружил в 1800 году английский химик Вильям Крюйкшенк. Токсичность газа была исследована в 1846 году французским медиком Клодом Бернаром в опытах на собаках^[14].

Оксид углерода(II) вне атмосферы Земли впервые был обнаружен бельгийским учёным М. Мижотом (M. Migeotte) в 1949 году по наличию основной колебательно-вращательной полосы в ИК-спектре Солнца. Оксид углерода(II) в межзвёздной среде был обнаружен в 1970 году^[15].

Получение

Промышленный способ

Образуется при горении углерода или соединений на его основе (например, бензина) в условиях недостатка кислорода:

[math]\displaystyle{ \mathsf{2C + O_2 \rightarrow 2CO\uparrow} }[/math] (тепловой эффект этой реакции 220 кДж),

Также образуется при восстановлении диоксида углерода раскалённым углём:

[math]\displaystyle{ \mathsf{CO_2 + C \rightleftarrows 2CO\uparrow} }[/math] (ΔH = 172 кДж, ΔS = 176 Дж/К)

Эта реакция происходит при печной топке, когда слишком рано закрывают печную заслонку (пока окончательно не прогорели угли). Образующийся при этом оксид углерода(II) вследствие своей ядовитости вызывает физиологические расстройства («угар») и даже смерть (см. ниже), отсюда и одно из тривиальных названий — «угарный газ»^[3].

Реакция восстановления диоксида углерода обратимая, влияние температуры на состояние равновесия этой реакции приведено на графике. Протекание реакции вправо обеспечивает энтропийный фактор, а влево — энтальпийный. При температуре ниже 400 °C равновесие практически полностью сдвинуто влево, а при температуре выше 1000 °C вправо (в сторону образования CO). При низких температурах скорость этой реакции очень мала, поэтому оксид углерода(II) при нормальных условиях вполне устойчив. Это равновесие носит специальное название равновесие Будуара.

Смеси оксида углерода(II) с другими веществами получают при пропускании воздуха, водяного пара и т. п. сквозь слой раскалённого кокса, каменного или бурого угля и т. п. (см. генераторный газ, водяной газ, смешанный газ, синтез-газ).

Лабораторный способ

Разложение жидкой муравьиной кислоты под действием горячей концентрированной серной кислоты либо пропускание газообразной муравьиной кислоты над P₂O₅. Схема реакции:

[math]\displaystyle{ \mathsf{HCOOH \xrightarrow[H_2SO_4]{^ot} H_2O + CO\uparrow} }[/math]

Можно также обработать муравьиную кислоту хлорсульфоновой. Эта реакция идёт уже при обычной температуре по схеме:

[math]\displaystyle{ \mathsf{HCOOH + HSO_3Cl \rightarrow H_2SO_4 + HCl\uparrow + CO\uparrow .} }[/math]

Нагревание смеси щавелевой и концентрированной серной кислот. Реакция идёт по уравнению:

[math]\displaystyle{ \mathsf{H_2C_2O_4 \xrightarrow[H_2SO_4]{^ot} CO\uparrow + CO_2\uparrow + H_2O.} }[/math]

Нагревание смеси гексацианоферрата(II) калия с концентрированной серной кислотой. Реакция идёт по уравнению:

[math]\displaystyle{ \mathsf{K_4[Fe(CN)_6] + 6H_2SO_4 + 6H_2O \xrightarrow[]{^ot} 2K_2SO_4 + FeSO_4 + 3(NH_4)_2SO_4 + 6CO\uparrow .} }[/math]

Восстановлением из карбоната цинка магнием при нагревании:

[math]\displaystyle{ \mathsf{Mg + ZnCO_3 \xrightarrow[]{^ot} MgO + ZnO + CO\uparrow .} }[/math]

Определение оксида углерода(II)

Качественно можно определить наличие CO по потемнению растворов хлорида палладия (или пропитанной этим раствором бумаги). Потеменение связано с выделением мелкодисперсного металлического палладия по схеме:

[math]\displaystyle{ \mathsf{PdCl_2 + CO + H_2O \rightarrow Pd\downarrow + CO_2\uparrow + 2HCl.} }[/math]

Эта реакция очень чувствительная. Стандартный раствор: 1 грамм хлорида палладия на литр воды.

Количественное определение оксида углерода(II) основано на иодометрической реакции:

[math]\displaystyle{ \mathsf{5CO + I_2O_5 \rightarrow 5CO_2\uparrow + I_2.} }[/math]

Применение

Оксид углерода(II) является промежуточным реагентом, используемым в реакциях с водородом в важнейших промышленных процессах для получения органических спиртов и неразветвлённых углеводородов.
Оксид углерода(II) применяется для обработки мяса животных и рыбы, придаёт им ярко-красный цвет и вид свежести, не изменяя вкуса (технологии Clear smoke^[англ.] и Tasteless smoke^[англ.]). Допустимая концентрация CO равна 200 мг/кг мяса.
Оксид углерода(II) является основным компонентом генераторного газа, использовавшегося в качестве топлива в газогенераторных автомобилях.
Угарный газ от выхлопа двигателей применялся нацистами в годы Второй мировой войны для массового умерщвления людей путём отравления (газовая камера, газенваген).

Оксид углерода(II) в атмосфере Земли

Различают природные и антропогенные источники поступления в атмосферу Земли. В естественных условиях, на поверхности Земли, CO образуется при неполном анаэробном разложении органических соединений и при сгорании биомассы, в основном в ходе лесных и степных пожаров. Оксид углерода(II) образуется в почве как биологическим путём (выделение живыми организмами), так и небиологическим. Экспериментально доказано выделение оксида углерода(II) за счёт обычных в почвах фенольных соединений, содержащих группы OCH₃ или OH в орто- или пара-положениях по отношению к первой гидроксильной группе.

Общий баланс продуцирования небиологического CO и его окисления микроорганизмами зависит от конкретных экологических условий, в первую очередь от влажности и значения pH. Например, из аридных почв оксид углерода(II) выделяется непосредственно в атмосферу, создавая таким образом локальные максимумы концентрации этого газа.

В атмосфере СО является продуктом цепочек реакций с участием метана и других углеводородов (в первую очередь, изопрена).

Основным антропогенным источником CO в настоящее время служат выхлопные газы двигателей внутреннего сгорания. Оксид углерода образуется при сгорании углеводородного топлива в двигателях внутреннего сгорания при недостаточных температурах или плохой настройке системы подачи воздуха (подается недостаточное количество кислорода для окисления CO в CO₂). В прошлом значительную долю антропогенного поступления CO в атмосферу обеспечивал светильный газ, использовавшийся для освещения помещений в XIX веке. По составу он примерно соответствовал водяному газу, то есть содержал до 45 % оксида углерода(II). В коммунальной сфере не применяется в виду наличия значительно более дешёвого и энергоэффективного аналога — природного газа.

Поступление CO от природных и антропогенных источников примерно одинаково.

Оксид углерода(II) в атмосфере находится в быстром круговороте: среднее время его пребывания составляет около 35 суток^{[источник не указан 1169 дней]}. Основной канал потери CO — окисление гидроксилом до диоксида углерода.

Оксид углерода(II) в космическом пространстве

Оксид углерода(II) — вторая по распространённости (после H₂) молекула в межзвёздной среде^[15]. Этот газ играет важную роль в эволюции молекулярных газовых облаков, в которых происходит активное звездообразование. Как и другие молекулы, CO излучает ряд инфракрасных линий, возникающих при переходах между вращательными уровнями молекулы; эти уровни возбуждаются уже при температурах в несколько десятков кельвин. Концентрация CO в межзвёздной среде достаточно мала, чтобы (в отличие от гораздо более распространённой молекулы H₂) излучение в молекулярных вращательных линиях не испытывало сильного самопоглощения в облаке. В результате энергия почти беспрепятственно уходит из облака, которое остывает и сжимается, запуская механизм звездообразования. В наиболее плотных облаках, где самопоглощение в линиях CO оказывается значительным, становится заметной потеря энергии в линиях редкого изотопного аналога ¹³CO (относительная изотопная распространённость ¹³C — около 1 %). В связи с его более сильным излучением, по сравнению с атомарным водородом, оксид углерода(II) используется для поиска подобных газовых скоплений. В феврале 2012 года астрономы с использованием европейского космического телескопа «Планк» составили наиболее полную карту его распределения по небесной сфере^[16].

См. также

Примечания

↑ ГОСТ 12.1.005-76 «Воздух рабочей зоны. Общие санитарно-гигиенические требования».
↑ Carbon Monoxide
↑ ^3,0 ^3,1 ^3,2 ^3,3 Оксид углерода // Российская энциклопедия по охране труда: В 3 тт. — 2-е изд., перераб. и доп. — М.: Изд-во НЦ ЭНАС, 2007.
↑ Баратов А. Н. Пожаровзрывоопасность веществ и материалов и средства их тушения: Справочное издание: в 2-х книгах. — М.: Химия, 1990. — Т. Книга 2. — С. 384.
↑ Рощин А. В., Томилин В. В., Штернберг Э. Я. Окись углерода // Большая медицинская энциклопедия : в 30 т. / гл. ред. Б.В. Петровский. — 3 изд. — Москва : Советская энциклопедия, 1981. — Т. 17. Ниландера проба - Остеопатии. — 512 с. — 150 800 экз.
↑ ^6,0 ^6,1 ^6,2 ^6,3 Справочник фельдшера. Под ред. А. Н. Шабанова. — М.: «Медицина», 1984.
↑ Scientists hunt for carbon monoxide poisoning antidote (англ.), Associated Press (9 December 2016). Дата обращения 29 сентября 2018. «we don't have antidotes for carbon monoxide poisoning, and it's the most common poisoning».
↑ ^8,0 ^8,1 Wu, L; Wang, R. Carbon Monoxide: Endogenous Production, Physiological Functions, and Pharmacological Applications (англ.) // Pharmacol Rev^[англ.] : journal. — 2005. — December (vol. 57, no. 4). — P. 585—630. — doi:10.1124/pr.57.4.3. — PMID 16382109.
↑ Verma, A; Hirsch, D.; Glatt, C.; Ronnett, G.; Snyder, S. Carbon monoxide: A putative neural messenger (англ.) // Science. — 1993. — Vol. 259, no. 5093. — P. 381—384. — doi:10.1126/science.7678352. — Bibcode: 1993Sci...259..381V. — PMID 7678352.
↑ ^10,0 ^10,1 Kolata, Gina. Carbon Monoxide Gas Is Used by Brain Cells As a Neurotransmitter (26 января 1993). Дата обращения 2 мая 2010.
↑ Li, L; Hsu, A; Moore, P. K. Actions and interactions of nitric oxide, carbon monoxide and hydrogen sulphide in the cardiovascular system and in inflammation—a tale of three gases! (англ.) // Pharmacology & therapeutics : journal. — 2009. — Vol. 123, no. 3. — P. 386—400. — doi:10.1016/j.pharmthera.2009.05.005. — PMID 19486912.
↑ Johnson, Carolyn Y.. Poison gas may carry a medical benefit (16 октября 2009). Дата обращения 16 октября 2009.
↑ Olas, Beata. Carbon monoxide is not always a poison gas for human organism: Physiological and pharmacological features of CO (англ.) // Chemico-Biological Interactions^[англ.] : journal. — 2014. — 25 April (vol. 222, no. 5 October 2014). — P. 37—43. — doi:10.1016/j.cbi.2014.08.005.
↑ Rosemary H. Waring, Glyn B. Steventon, Steve C. Mitchell. Molecules of death (неопр.). — Imperial College Press, 2007. — С. 38. — ISBN 1-86094-814-6.
↑ ^15,0 ^15,1 Combes, Françoise. Distribution of CO in the Milky Way (англ.) // Annual Review of Astronomy & Astrophysics^[англ.] : journal. — 1991. — Vol. 29. — P. 195. — doi:10.1146/annurev.aa.29.090191.001211. — Bibcode: 1991ARA&A..29..195C.
↑ «Планк» составил карту угарного газа в Галактике.

Литература

Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия. 5-е изд., испр. — М.: «Высшая школа», 2003. — ISBN 5-06-003363-5.
Некрасов Б. В. Основы общей химии. Т. I, изд. 3-е, испр. и доп. — М.: «Химия», 1973. — Сс. 495—497, 511—513.
В. Шретер, К.-Х. Лаутеншлегер, Х. Бибрак и др. Химия: Справ. Пер. с. с нем. 2-е изд., стереотип. — М.: «Химия», 2000. — ISBN 5-7245-0360-3.
Баратов А. Н. Пожаровзрывоопасность веществ и материалов и средства их тушения: Справочное издание: в 2-х книгах. Книга 2. — М.: Химия, 1990. — 384 с.

Ссылки

Международная карта химической безопасности для монооксида углерода (ICSC 0023, апрель 2007) (англ.)

[1] ГОСТ 12.1.005-76 «Воздух рабочей зоны. Общие санитарно-гигиенические требования».

[2] Carbon Monoxide

[охр_2012-3] 3,0 ^3,1 ^3,2 ^3,3 Оксид углерода // Российская энциклопедия по охране труда: В 3 тт. — 2-е изд., перераб. и доп. — М.: Изд-во НЦ ЭНАС, 2007.

[4] Баратов А. Н. Пожаровзрывоопасность веществ и материалов и средства их тушения: Справочное издание: в 2-х книгах. — М.: Химия, 1990. — Т. Книга 2. — С. 384.

[БМЭ-3изд-ТОМ-17-5] Рощин А. В., Томилин В. В., Штернберг Э. Я. Окись углерода // Большая медицинская энциклопедия : в 30 т. / гл. ред. Б.В. Петровский. — 3 изд. — Москва : Советская энциклопедия, 1981. — Т. 17. Ниландера проба - Остеопатии. — 512 с. — 150 800 экз.

[Shab-6] 6,0 ^6,1 ^6,2 ^6,3 Справочник фельдшера. Под ред. А. Н. Шабанова. — М.: «Медицина», 1984.

[7] Scientists hunt for carbon monoxide poisoning antidote (англ.), Associated Press (9 December 2016). Дата обращения 29 сентября 2018. «we don't have antidotes for carbon monoxide poisoning, and it's the most common poisoning».

[endogenous_co-8] 8,0 ^8,1 Wu, L; Wang, R. Carbon Monoxide: Endogenous Production, Physiological Functions, and Pharmacological Applications (англ.) // Pharmacol Rev^[англ.] : journal. — 2005. — December (vol. 57, no. 4). — P. 585—630. — doi:10.1124/pr.57.4.3. — PMID 16382109.

[verma-9] Verma, A; Hirsch, D.; Glatt, C.; Ronnett, G.; Snyder, S. Carbon monoxide: A putative neural messenger (англ.) // Science. — 1993. — Vol. 259, no. 5093. — P. 381—384. — doi:10.1126/science.7678352. — Bibcode: 1993Sci...259..381V. — PMID 7678352.

[nytimes.com-10] 10,0 ^10,1 Kolata, Gina. Carbon Monoxide Gas Is Used by Brain Cells As a Neurotransmitter (26 января 1993). Дата обращения 2 мая 2010.

[Li2009-11] Li, L; Hsu, A; Moore, P. K. Actions and interactions of nitric oxide, carbon monoxide and hydrogen sulphide in the cardiovascular system and in inflammation—a tale of three gases! (англ.) // Pharmacology & therapeutics : journal. — 2009. — Vol. 123, no. 3. — P. 386—400. — doi:10.1016/j.pharmthera.2009.05.005. — PMID 19486912.

[clinical-trial-12] Johnson, Carolyn Y.. Poison gas may carry a medical benefit (16 октября 2009). Дата обращения 16 октября 2009.

[13] Olas, Beata. Carbon monoxide is not always a poison gas for human organism: Physiological and pharmacological features of CO (англ.) // Chemico-Biological Interactions^[англ.] : journal. — 2014. — 25 April (vol. 222, no. 5 October 2014). — P. 37—43. — doi:10.1016/j.cbi.2014.08.005.

[14] Rosemary H. Waring, Glyn B. Steventon, Steve C. Mitchell. Molecules of death (неопр.). — Imperial College Press, 2007. — С. 38. — ISBN 1-86094-814-6.

[combes-15] 15,0 ^15,1 Combes, Françoise. Distribution of CO in the Milky Way (англ.) // Annual Review of Astronomy & Astrophysics^[англ.] : journal. — 1991. — Vol. 29. — P. 195. — doi:10.1146/annurev.aa.29.090191.001211. — Bibcode: 1991ARA&A..29..195C.

[16] «Планк» составил карту угарного газа в Галактике.

[1]

[2]

[3]

[4]

[5]

[6]

[7]

[8]

[9]

[10]

[11]

[12]

[13]

[14]

[15]

[16]

Оксиды углерода
Обычные оксиды	CO₂ CO
Экзотические оксиды	C₂O₂ C₂O₃ C₂O₄ C₃O₂ C₄O₂ C₄O₆ C₅O₂ C₂O CO₃ CO₄ C₁₂O₉ C₁₂O₁₂
Полимеры	Оксид графита C₃O₂ CO CO₂
Производные оксидов углерода	Карбонилы металлов Угольная кислота Гидрокарбонаты Карбонаты Дикарбонаты Трикарбонаты

п • о • р Оксиды
H₂O
Li₂O LiCoO₂ Li₃PaO₄ Li₅PuO₆ Ba₂LiNpO₆ LiAlO₂ Li₃NpO₄ Li₂NpO₄ Li₅NpO₆ LiNbO₃	BeO											B₂O₃	С₃О₂ C₁₂O₉ CO C₁₂O₁₂ C₄O₆ CO₂	N₂O NO N₂O₃ N₄O₆ NO₂ N₂O₄ N₂O₅	O	F
Na₂O NaPaO₃ NaAlO₂ Na₂PtO₃	MgO											AlO Al₂O₃ NaAlO₂ LiAlO₂ AlO(OH)	SiO SiO₂	P₄O P₄O₂ P₂O₃ P₄O₈ P₂O₅	S₂O SO SO₂ SO₃	Cl₂O ClO₂ Cl₂O₆ Cl₂O₇
K₂O K₂PtO₃ KPaO₃	CaO Ca₃OSiO₄ CaTiO₃	Sc₂O₃	TiO Ti₂O₃ TiO₂ TiOSO₄ CaTiO₃ BaTiO₃	VO V₂O₃ V₃O₅ VO₂ V₂O₅	FeCr₂O₄ CrO Cr₂O₃ CrO₂ CrO₃ MgCr₂O₄	MnO Mn₃O₄ Mn₂O₃ MnO(OH) Mn₅O₈ MnO₂ MnO₃ Mn₂O₇	FeCr₂O₄ FeO Fe₃O₄ Fe₂O₃	CoFe₂O₄ CoO Co₃O₄ CoO(OH) Co₂O₃ CoO₂	NiO NiFe₂O₄ Ni₃O₄ NiO(OH) Ni₂O₃	Cu₂O CuO CuFe₂O₄ Cu₂O₃ CuO₂	ZnO	Ga₂O Ga₂O₃	GeO GeO₂	As₂O₃ As₂O₄ As₂O₅	SeOCl₂ SeOBr₂ SeO₂ Se₂O₅ SeO₃	Br₂O Br₂O₃ BrO₂
Rb₂O RbPaO₃ Rb₄O₆	SrO	Y₂O₃ YOF YOCl	ZrO(OH)₂ ZrO₂ ZrOS Zr₂О₃Сl₂	NbO Nb₂O₃ NbO₂ Nb₂O₅ Nb₂O₃(SO₄)₂ LiNbO₃	Mo₂O₃ Mo₄O₁₁ MoO₂ Mo₂O₅ MoO₃	TcO₂ Tc₂O₇	Ru₂O₃ RuO₂ Ru₂O₅ RuO₄	RhO Rh₂O₃ RhO₂	PdO Pd₂O₃ PdO₂	Ag₂O Ag₂O₂	Cd₂O CdO	In₂O InO In₂O₃	SnO SnO₂	Sb₂O₃ Sb₂O₄ Hg₂Sb₂O₇ Sb₂O₅	TeO₂ TeO₃	I₂O₄ I₄O₉ I₂O₅
Cs₂O Cs₂ReCl₅O	BaO BaPaO₃ BaTiO₃ BaPtO₃		HfO(OH)₂ HfO₂	Ta₂O TaO TaO₂ Ta₂O₅	WO₂Br₂ WO₂ WO₂Cl₂ WOBr₄ WOF₄ WOCl₄ WO₃	Re₂O ReO Re₂O₃ ReO₂ Re₂O₅ ReO₃ Re₂O₇	OsO Os₂O₃ OsO₂ OsO₄	Ir₂O₃ IrO₂	PtO Pt₃O₄ Pt₂O₃ PtO₂ K₂PtO₃ Na₂PtO₃ PtO₃	Au₂O AuO Au₂O₃	Hg₂O HgO (Hg₃O₂)SO₄ Hg₂O(CN)₂ Hg₂Sb₂O₇ Hg₃O₂Cl₂ Hg₅O₄Cl₂	Tl₂O Tl₂O₃	Pb₂O PbO Pb₃O₄ Pb₂O₃ PbO₂	BiO Bi₂O₃ Bi₂O₄ Bi₂O₅	PoO PoO₂ PoO₃	At
Fr	Ra		Rf	Db	Sg	Bh	Hs	Mt	Ds	Rg	Cn	Nh	Fl	Mc	Lv	Ts
		↓
		La₂O₂S La₂O₃	Ce₂O₃ CeO₂	PrO Pr₂O₂S Pr₂O₃ Pr₆O₁₁ PrO₂	NdO Nd₂O₂S Nd₂O₃ NdHO	Pm₂O₃	SmO Sm₂O₃	EuO Eu₃O₄ Eu₂O₃ EuO(OH) Eu₂O₂S	Gd₂O₃	Tb	Dy₂O₃	Ho₂O₃ Ho₂O₂S	Er₂O₃	Tm₂O₃	YbO Yb₂O₃	Lu₂O₂S Lu₂O₃ LuO(OH)
		Ac₂O₃	UO₂ UO₃ U₃O₈	PaO PaO₂ Pa₂O₅ PaOS	ThO₂	NpO NpO₂ Np₂O₅ Np₃O₈ NpO₃	PuO Pu₂O₃ PuO₂ PuO₃ PuO₂F₂	AmO₂	Cm₂O₃ CmO₂	Bk₂O₃	Cf₂O₃	Es	Fm	Md	No	Lr