- Uzbūve
- Nomenklatūra
- Īpašības
- Fiziskais stāvoklis
- Molekulārais svars
- Kušanas vai sacietēšanas punkts
- Vārīšanās punkts
- Uzliesmošanas punkts
- Pašnoteikšanās temperatūra
- Blīvums
- Tvaika spiediens
- Šķīdība
- Ķīmiskās īpašības
- Iegūšana
- Klātbūtne dabā
- Lietojumprogrammas
- Ķīmiskajā rūpniecībā
- Raiona un celofāna ražošanā
- Ražojot tetrahloroglekli
- Dažādās lietojumprogrammās
- Senie lietojumi
- Riski
- Atsauces
Sērogleklis ir savienojums, apvienojoties ar oglekļa atomu, (C) un divas sēra atomiem (S) veidojas. Tās ķīmiskā formula ir CS 2 . Tas ir bezkrāsains vai viegli dzeltens šķidrums ar nepatīkamu smaku, pateicoties tajā esošajiem piemaisījumiem (sēra savienojumiem). Kad tā ir tīra, tās smarža ir maiga un salda, līdzīga hloroformam vai ēterim.
Tas dabiski rodas no saules gaismas iedarbības uz organiskajām molekulām, kas atrodamas jūras ūdenī. Turklāt tas tiek ražots purva ūdeņos un kopā ar citām gāzēm tiek izvadīts arī no vulkāniem.
Oglekļa disulfīds CS 2 . Autors: Benjah-bmm27. Avots: Wikimedia Commons.
Oglekļa disulfīds ir gaistošs šķidrums, un tas ir arī viegli uzliesmojošs, tāpēc tas jātur prom no liesmām un dzirkstelēm vai ierīcēm, kas tās var radīt, pat elektriskajām spuldzēm.
Tai ir spēja izšķīdināt lielu skaitu savienojumu, materiālu un elementu, piemēram, fosforu, sēru, selēnu, sveķus, lakas utt. Tāpēc tas ir noderīgs kā šķīdinātājs.
Tas ir arī starpnieks dažādās rūpnieciski ķīmiskās reakcijās, piemēram, viskozes vai mākslīgā zīda ražošanā.
Ar to jārīkojas piesardzīgi un ar aizsarglīdzekļiem, jo tas ir ļoti toksisks un bīstams.
Uzbūve
Oglekļa disulfīdā ir viens oglekļa atoms un divi sēra atomi tā sānos.
Saites starp oglekļa atomu un sēra atomiem ir kovalenti un dubultā, tāpēc tie ir ļoti spēcīgi. CS 2 molekulai ir lineāra un simetriska struktūra.
Oglekļa disulfīda CS 2 lineārā struktūra . Melns = ogleklis, dzeltens = sērs. Autors: Benjah-bmm27. Avots: Wikimedia Commons.
Nomenklatūra
- oglekļa disulfīds
- oglekļa bisulfīds
- ditiokarbonhidrīds
Īpašības
Fiziskais stāvoklis
Bezkrāsains līdz dzeltenīgs šķidrums.
Molekulārais svars
76,15 g / mol
Kušanas vai sacietēšanas punkts
-110,8 ° C
Vārīšanās punkts
46,0 ºC
Uzliesmošanas punkts
-30 ºC (slēgta kausa metode).
Pašnoteikšanās temperatūra
90 ° C
Blīvums
Šķidrums = 1,26 g / cm 3 pie 20 ºC.
Tvaiks = 2,67 reizes lielāks nekā gaiss.
Tās tvaiki ir vairāk nekā divreiz smagāki nekā gaiss, un šķidrums ir smagāks par ūdeni.
Tvaika spiediens
279 mmHg 25 ° C temperatūrā.
Tas ir augsts tvaika spiediens.
Šķīdība
Ļoti vāji šķīst ūdenī: 2,16 g / L 25 ° C temperatūrā. Šķīst hloroformā. Sajauc ar etanolu, metanolu, ēteri, benzolu, hloroformu un oglekļa tetrahlorīdu.
Ķīmiskās īpašības
CS 2 istabas temperatūrā viegli iztvaiko, jo tā viršanas temperatūra ir ļoti zema, un tā tvaika spiediens ir ļoti augsts.
Oglekļa disulfīds ir īpaši viegli uzliesmojošs. Tā tvaiki ļoti viegli aizdegas pat ar elektriskās spuldzes karstumu. Tas nozīmē, ka tas ļoti ātri reaģē ar skābekli:
CS 2 + 3 O 2 → CO 2 + 2 SO 2
Fakts, ka tam ir augsts tvaika spiediens istabas temperatūrā, padara bīstamu atrasties liesmas tuvumā.
Sildot līdz sadalīšanai, tas var viegli eksplodēt, izdalot toksiskas sēra oksīdu gāzes. Virs 90 ° C tas spontāni aizdegas.
Ilgstoši uzglabājot, tas sadalās. Uzbrūk varš un tā sakausējumi. Tas reaģē arī ar dažām plastmasām, gumijām un pārklājumiem.
Reaģē noteiktos apstākļos ar ūdeni, veidojot OCS karbonilgrupu sulfīds, CO 2 oglekļa dioksīdu un H 2 S ūdeņraža disulfīdu :
CS 2 + H 2 O → OCS + H 2 S
CS 2 + 2 H 2 O → CO 2 + 2 H 2 S
Ar spirtiem (ROH) sārmainā vidē veido ksantātus (RO-CS-SNa):
CS 2 + ROH + NaOH → H 2 O + RO - C (= S) –SNa
Iegūšana
Oglekļa disulfīdu ražo komerciāli, reaģējot sēram ar oglekli. Procesu veic temperatūrā no 750 līdz 900 ° C.
C + 2 S → CS 2
Akmeņogļu vietā var izmantot arī metānu vai dabasgāzi, un pat ir izmantots etāns, propāns un propilēns, un tādā gadījumā reakcija notiek 400-700 ° C temperatūrā ar lielu iznākumu.
To var arī pagatavot, reaģējot dabasgāzi ar sērūdeņradi H 2 S pie ļoti augstas temperatūras.
Klātbūtne dabā
CS 2 ir dabīgs produkts, kas atmosfērā atrodas ļoti mazos daudzumos (pēdas). To fotoķīmiski ražo virszemes ūdeņos.
Saules gaismas iedarbība uz noteiktiem jūras ūdenī esošiem savienojumiem, piemēram, cisteīnu (aminoskābi), rada oglekļa disulfīdu.
Oglekļa disulfīdu var veidoties, saules gaismai iedarbojoties uz dažiem organiskiem savienojumiem, kas atrodas jūras ūdenī. Autors: Pexels. Avots: Pixabay.
Tas dabiski izdalās arī vulkānu izvirdumu laikā un nelielā daudzumā atrodams purvos.
Mēs parasti esam pakļauti tā elpošanai ļoti mazās proporcijās, un tas atrodas dažos pārtikas produktos. Tas ir atrodams arī cigarešu dūmos.
Vidē to noārda saules gaisma. Uz zemes tas pārvietojas caur to. Daži augsnē esošie mikroorganismi to noārda.
Lietojumprogrammas
Ķīmiskajā rūpniecībā
Oglekļa disulfīds ir svarīgs ķīmisks savienojums, jo to izmanto citu ķīmisku vielu sagatavošanai. Tas var darboties kā ķīmisks starpprodukts.
To izmanto arī kā procesa šķīdinātāju, piemēram, fosfora, sēra, selēna, broma, joda, tauku, sveķu, vasku, laku un smaganu izšķīdināšanai.
Tas cita starpā ļauj ražot arī farmaceitiskus produktus un herbicīdus.
Raiona un celofāna ražošanā
Ar CS 2 tiek sagatavoti ksantāti, kas ir savienojumi, ko izmanto viskozes un celofāna ražošanā.
Mākslīgā zīda vai viskozes iegūšanai tiek sākta celuloze, kuru apstrādā ar sārmu un oglekļa disulfīdu CS 2 un pārveido celulozes ksantātā, šķīst sārmos. Šis šķīdums ir viskozs, tāpēc to sauc par “viskozu”.
Viskozi izspiež caur ļoti maziem caurumiem skābā vannā. Šeit celulozes ksantāts tiek pārveidots atpakaļ nešķīstošā celulozē un veidojas gari, spīdīgi pavedieni.
Vītnes vai pavedienus var savērpt materiālā, kas pazīstams kā viskozs.
(1) Celuloze + NaOH → sārmu celuloze
ROH + NaOH → RONa
(2) Sārmu celuloze + oglekļa disulfīds → celulozes ksantāts
RONa + S = C = S → RO - C (= S) –SNa
(3) Celulozes ksantāts + skābe → Celuloze (pavedieni)
RO - C (= S) –SNa + skābe → ROH
Apģērbi, kas izgatavoti no viskozes, šķiedras, kurā piedalās oglekļa disulfīds. Tobiass "ToMar" Maijers. Avots: Wikimedia Commons.
Ja celuloze tiek izgulsnēta, nododot ksantātu caur šauru spraugu, celuloze tiek reģenerēta plānu loksņu veidā, kas veido celofānu. Tas ir mīkstināts ar glicerīnu un tiek izmantots kā priekšmetu aizsargplēve.
Celofānu izgatavo ar oglekļa disulfīda palīdzību. Autors: Hans Braxmeier. Avots: Pixabay.
Ražojot tetrahloroglekli
Sērogleklis reaģē ar hlora Cl 2 , lai dotu oglekļa tetrahlorīds CCL 4 , kas ir svarīga ierīkot neuzliesmojošu šķīdinātāju.
CS 2 + 3 Cl 2 → CCl 4 + S 2 Cl 2
Dažādās lietojumprogrammās
Oglekļa disulfīds piedalās gumijas aukstā vulkanizācijā, kalpo kā starpprodukts pesticīdu ražošanā un tiek izmantots katalizatoru ražošanai naftas rūpniecībā un papīra ražošanā.
Ksantāti, kas sagatavoti ar CS 2, tiek izmantoti minerālu flotācijā.
Senie lietojumi
CS 2 ir dzīvu organismu inde. Agrāk to izmantoja kaitēkļu, piemēram, žurku, murkšķu un skudru iznīcināšanai, šķidrumu ielejot jebkurā slēgtā telpā, kurā dzīvoja šie dzīvnieki (urvas un skudru pakalni).
Ja to izmantoja šim mērķim, blīvie toksiskie tvaiki noslaucīja visus dzīvos organismus, kas atradās slēgtā telpā.
To izmantoja arī kā antihelmintisku līdzekli dzīvniekiem un no zirgu kuņģiem iznīcināt pūtīšu kāpurus.
Lauksaimniecībā tas tika izmantots kā insekticīds un nematīds līdzeklis, lai fumigētu augsni, stādaudzētavu, klētu, silosu un labības rūpnīcu fumigācijai. Izsmidzināja arī dzelzceļa automašīnas, kuģus un baržas.
Zemnieks 1904. gadā izsmidzināja augsni ar oglekļa disulfīdu, lai apkarotu vīnogu augu kaitēkli. Ölgemälde von Hans Pühringer, 1904. Avots: Wikimedia Commons.
Visi šie lietojumi bija aizliegti, ņemot vērā CS 2 augsto uzliesmojamību un toksicitāti .
Riski
CS 2 ir viegli uzliesmojošs. Daudzas viņu reakcijas var izraisīt ugunsgrēku vai eksploziju. Tā tvaiku un gaisa maisījumi ir eksplozīvi. Uzliesmojot, tas rada kairinošas vai toksiskas gāzes.
Oglekļa disulfīdu nedrīkst izliet kanalizācijā, jo caurulēs paliek CS 2 un gaisa maisījums , kas nejauši aizdedzinot var izraisīt eksploziju.
Tās tvaiki spontāni aizdegas, nonākot saskarē ar dzirkstelēm vai karstām virsmām.
Oglekļa disulfīds smagi kairina acis, ādu un gļotādas.
Ieelpojot vai norijot, tas nopietni ietekmē centrālo nervu sistēmu, sirds un asinsvadu sistēmu, acis, nieres un aknas. To var absorbēt arī caur ādu, izraisot bojājumus.
Atsauces
- ASV Nacionālā medicīnas bibliotēka. (2020). Oglekļa disulfīds. Atgūts no pubchem.ncbi.nlm.nih.gov.
- Mopers, K. un Kībers, DJ (2002). Fotoķīmija un oglekļa, sēra, slāpekļa un fosfora ciklēšana. Jūrā izšķīdušo organisko vielu bioģeoķīmijā. Atgūts no vietnes sciencedirect.com.
- Meijers, B. (1977). Sēra un tā savienojumu rūpnieciska izmantošana. Oglekļa disulfīds. Sērā, enerģētikā un vidē. Atgūts no vietnes sciencedirect.com.
- Pohanišs, RP (2012). C. Oglekļa disulfīds. Sittiga rokasgrāmatā par toksiskām un bīstamām ķīmiskām vielām un kancerogēniem (sestais izdevums). Atgūts no vietnes sciencedirect.com.
- Morisons, RT un Boids, RN (2002). Organiskā ķīmija. 6. izdevums. Prentice zāle.
- Windholz, M. et al. (redaktori) (1983). Merck indekss. Ķīmisko, narkotisko un bioloģisko līdzekļu enciklopēdija. Desmitais izdevums. Merck & CO., Inc.