Monóxido de carbono

Monóxido de carbono (fórmula química CO) é um gás venenoso e inflamável, incolor, inodoro, insípido e ligeiramente menos denso que o ar. O monóxido de carbono consiste em um átomo de carbono e um átomo de oxigênio conectados por uma ligação tripla. É o óxido de carbono mais simples. Nos complexos de coordenação, o ligante de monóxido de carbono é chamado de carbonila. É um ingrediente chave em muitos processos na química industrial.

A fonte mais comum de monóxido de carbono é a combustão parcial de compostos contendo carbono, quando oxigênio ou calor insuficientes estão presentes para produzir dióxido de carbono. Existem também inúmeras fontes ambientais e biológicas que geram e emitem uma quantidade significativa de monóxido de carbono. É importante na produção de muitos compostos, incluindo drogas, fragrâncias e combustíveis. Ao ser lançado na atmosfera, o monóxido de carbono afeta diversos processos que contribuem para as mudanças climáticas.

O monóxido de carbono tem papéis biológicos importantes em todos os reinos filogenéticos. É produzido por muitos organismos, incluindo seres humanos. Na fisiologia dos mamíferos, o monóxido de carbono é um exemplo clássico de hormese, onde baixas concentrações servem como um neurotransmissor endógeno (gasotransmissor) e altas concentrações são tóxicas, resultando em envenenamento por monóxido de carbono. É isoeletrônico com ânion cianeto CN^-.

História

Pré-história

Os humanos mantêm uma relação complexa com o monóxido de carbono desde que aprenderam a controlar o fogo por volta de 800.000 AC. Os primeiros humanos provavelmente descobriram a toxicidade do envenenamento por monóxido de carbono ao introduzir fogo em suas residências. O desenvolvimento inicial das tecnologias de metalurgia e fundição que surgiram por volta de 6.000 aC até a Idade do Bronze também atormentaram a humanidade com a exposição ao monóxido de carbono. Além da toxicidade do monóxido de carbono, os nativos americanos indígenas podem ter experimentado as propriedades neuroativas do monóxido de carbono por meio de rituais xamânicos ao lado do fogo.

História antiga

As primeiras civilizações desenvolveram contos mitológicos para explicar a origem do fogo, como Prometeu, da mitologia grega, que compartilhava o fogo com os humanos. Aristóteles (384-322 aC) registrou pela primeira vez que a queima de carvões produzia fumaça tóxica. O médico grego Galeno (129–199 DC) especulou que havia uma mudança na composição do ar que causava danos quando inalado, e muitos outros da época desenvolveram uma base de conhecimento sobre o monóxido de carbono no contexto da toxicidade da fumaça do carvão. Cleópatra pode ter morrido de envenenamento por monóxido de carbono.

Revolução pré-industrial

Georg Ernst Stahl mencionou carbonarii halitus em 1697 em referência a vapores tóxicos que se pensava serem monóxido de carbono. Friedrich Hoffmann conduziu a primeira investigação científica moderna sobre o envenenamento por monóxido de carbono do carvão em 1716. Herman Boerhaave conduziu os primeiros experimentos científicos sobre o efeito do monóxido de carbono (vapores de carvão) em animais na década de 1730.

Considera-se que Joseph Priestley sintetizou o monóxido de carbono pela primeira vez em 1772. Carl Wilhelm Scheele isolou monóxido de carbono do carvão em 1773 e pensou que poderia ser a entidade carbônica tornando os vapores tóxicos. Torbern Bergman isolou o monóxido de carbono do ácido oxálico em 1775. Mais tarde, em 1776, o químico francês de Lassone [fr] produziu CO aquecendo óxido de zinco com coque, mas erroneamente concluiu que o produto gasoso era hidrogênio, pois queimava com uma chama azul. Na presença de oxigênio, incluindo concentrações atmosféricas, o monóxido de carbono queima com uma chama azul, produzindo dióxido de carbono. Antoine Lavoisier realizou experimentos inconclusivos semelhantes aos de Lassone em 1777. O gás foi identificado como um composto contendo carbono e oxigênio por William Cruickshank em 1800.

Thomas Beddoes e James Watt reconheceram o monóxido de carbono (como hidrocarbonato) para clarear o sangue venoso em 1793. Watt sugeriu que a fumaça do carvão poderia agir como um antídoto para o oxigênio no sangue, e Beddoes e Watt também sugeriram que o hidrocarbonato tem uma maior afinidade com animais fibra do que oxigênio em 1796. Em 1854, Adrien Chenot sugeriu similarmente o monóxido de carbono para remover o oxigênio do sangue e então ser oxidado pelo corpo em dióxido de carbono. O mecanismo do envenenamento por monóxido de carbono é amplamente creditado a Claude Bernard, cujas memórias começaram em 1846 e foram publicadas em 1857 com a frase "impede que o sangue arterial se torne venoso". Felix Hoppe-Seyler publicou independentemente conclusões semelhantes no ano seguinte.

Advento da química industrial

O monóxido de carbono ganhou reconhecimento como um reagente inestimável em 1900. Três processos industriais ilustram sua evolução na indústria. No processo Fischer-Tropsch, o carvão e as matérias-primas ricas em carbono relacionadas são convertidos em combustíveis líquidos por intermédio do CO. Originalmente desenvolvida como parte do esforço de guerra alemão para compensar a falta de petróleo doméstico, essa tecnologia continua até hoje. Também na Alemanha, uma mistura de CO e hidrogênio foi encontrada para combinar com olefinas para dar aldeídos. Esse processo, chamado de hidroformilação, é usado para produzir muitos produtos químicos em larga escala, como surfactantes, bem como compostos especiais que são fragrâncias e medicamentos populares. Por exemplo, o CO é usado na produção de vitamina A. Em um terceiro grande processo, atribuído a pesquisadores da Monsanto, o CO se combina com o metanol para formar o ácido acético. A maior parte do ácido acético é produzida pelo processo Cativa. A hidroformilação e a síntese de ácido acético são dois dos inúmeros processos de carbonilação.

Propriedades físicas e químicas

O monóxido de carbono é o oxocarbono mais simples e é isoeletrônico com outras espécies diatômicas de ligação tripla possuindo 10 elétrons de valência, incluindo o ânion cianeto, o cátion nitrosônio, monofluoreto de boro e nitrogênio molecular. Tem uma massa molar de 28,0, o que, de acordo com a lei dos gases ideais, o torna ligeiramente menos denso que o ar, cuja massa molar média é de 28,8.

O carbono e o oxigênio estão conectados por uma ligação tripla que consiste em duas ligações pi e uma ligação sigma. O comprimento da ligação entre o átomo de carbono e o átomo de oxigênio é 112,8 pm. Esse comprimento de ligação é consistente com uma ligação tripla, como no nitrogênio molecular (N₂), que tem um comprimento de ligação semelhante (109,76 pm) e quase a mesma massa molecular. As duplas ligações carbono-oxigênio são significativamente mais longas, 120,8 pm em formaldeído, por exemplo. O ponto de ebulição (82 K) e o ponto de fusão (68 K) são muito semelhantes aos de N₂ (77 K e 63 K, respectivamente). A energia de dissociação de ligação de 1072 kJ/mol é mais forte que a de N₂ (942 kJ/mol) e representa a ligação química mais forte conhecida.

O estado eletrônico fundamental do monóxido de carbono é um estado singleto, pois não há elétrons desemparelhados.

Tabela de propriedades térmicas e físicas do monóxido de carbono (CO) à pressão atmosférica:

Ligação e momento de dipolo

O carbono e o oxigênio juntos têm um total de 10 elétrons na camada de valência. Seguindo a regra do octeto para carbono e oxigênio, os dois átomos formam uma ligação tripla, com seis elétrons compartilhados em três orbitais moleculares ligantes, em vez da ligação dupla usual encontrada em compostos orgânicos de carbonila. Como quatro dos elétrons compartilhados vêm do átomo de oxigênio e apenas dois do carbono, um orbital ligante é ocupado por dois elétrons do oxigênio, formando uma ligação dativa ou dipolar. Isso causa uma polarização C←O da molécula, com uma pequena carga negativa no carbono e uma pequena carga positiva no oxigênio. Os outros dois orbitais de ligação são ocupados cada um por um elétron do carbono e um do oxigênio, formando ligações covalentes (polares) com uma polarização C→O reversa, uma vez que o oxigênio é mais eletronegativo que o carbono. Na molécula de monóxido de carbono livre, uma carga líquida negativa δ^– permanece na extremidade do carbono e a molécula tem um pequeno momento dipolar de 0,122 D.

A molécula é, portanto, assimétrica: o oxigênio tem mais densidade de elétrons do que o carbono e também é ligeiramente carregado positivamente em comparação com o carbono que é negativo. Em contraste, a molécula de dinitrogênio isoeletrônica não tem momento de dipolo.

A forma de ressonância mais importante do monóxido de carbono é ^–C≡O⁺. Um importante contribuinte de ressonância menor é a estrutura carbônica não octeto: C=O.

O monóxido de carbono tem uma ordem de ligação fracionária calculada de 2,6, indicando que o "terceiro" vínculo é importante, mas constitui um pouco menos do que um vínculo completo. Assim, em termos de ligação de valência, ^–C≡O⁺ é a estrutura mais importante, enquanto:C=O não é octeto, mas tem uma carga formal neutra em cada átomo e representa o segundo contribuinte de ressonância mais importante. Por causa do par solitário e da divalência do carbono nessa estrutura de ressonância, o monóxido de carbono é frequentemente considerado um carbeno extraordinariamente estabilizado. Isocianetos são compostos em que o O é substituído por um grupo NR (R = alquil ou aril) e possuem um esquema de ligação semelhante.

Se o monóxido de carbono atuar como um ligante, a polaridade do dipolo pode se inverter com uma carga líquida negativa na extremidade do oxigênio, dependendo da estrutura do complexo de coordenação. Veja também a seção "Química de coordenação" abaixo.

Polaridade da ligação e estado de oxidação

Estudos teóricos e experimentais mostram que, apesar da maior eletronegatividade do oxigênio, o momento dipolar aponta da extremidade mais negativa do carbono para a extremidade mais positiva do oxigênio. As três ligações são de fato ligações covalentes polares fortemente polarizadas. A polarização calculada em direção ao átomo de oxigênio é de 71% para a ligação σ e 77% para ambas as ligações π.

O estado de oxidação do carbono no monóxido de carbono é +2 em cada uma dessas estruturas. É calculado contando todos os elétrons de ligação como pertencentes ao oxigênio mais eletronegativo. Apenas os dois elétrons não ligantes no carbono são atribuídos ao carbono. Nessa contagem, o carbono tem apenas dois elétrons de valência na molécula, em comparação com quatro no átomo livre.

Ocorrência

O monóxido de carbono ocorre em vários ambientes naturais e artificiais. A degradação fotoquímica da matéria vegetal, por exemplo, gera cerca de 60 bilhões de quilos/ano. As concentrações típicas em partes por milhão são as seguintes:

Presença atmosférica

Concentrações de monóxido de carbono na mola do Hemisfério Norte conforme medida com o instrumento MOPITT

O monóxido de carbono (CO) está presente em pequenas quantidades (cerca de 80 ppb) na atmosfera da Terra. A maior parte do restante provém de reações químicas com compostos orgânicos emitidos por atividades humanas e de origem natural devido a reações fotoquímicas na troposfera que geram cerca de 5 × 10¹² quilogramas por ano. Outras fontes naturais de CO incluem vulcões, florestas e incêndios florestais e outras formas diversas de combustão, como combustíveis fósseis. Pequenas quantidades também são emitidas do oceano e da atividade geológica porque o monóxido de carbono ocorre dissolvido em rocha vulcânica fundida a altas pressões no manto da Terra. Como as fontes naturais de monóxido de carbono variam de ano para ano, é difícil medir com precisão as emissões naturais do gás.

O monóxido de carbono tem um efeito indireto no forçamento radiativo ao elevar as concentrações de gases de efeito estufa diretos, incluindo metano e ozônio troposférico. O CO pode reagir quimicamente com outros constituintes atmosféricos (principalmente o radical hidroxila, ^•OH) que, de outra forma, destruiria o metano. Através de processos naturais na atmosfera, é oxidado a dióxido de carbono e ozônio. O monóxido de carbono é de curta duração na atmosfera (com uma vida média de cerca de um a dois meses) e espacialmente variável em concentração.

Devido ao seu longo tempo de vida na metade da troposfera, o monóxido de carbono também é usado como um marcador para plumas de poluentes.

Poluição

Poluição urbana

O monóxido de carbono é um poluente atmosférico temporário em algumas áreas urbanas, principalmente proveniente da exaustão de motores de combustão interna (incluindo veículos, geradores portáteis e de reserva, cortadores de grama, lavadoras elétricas, etc.), mas também da combustão incompleta de vários outros combustíveis (incluindo madeira, carvão, carvão vegetal, petróleo, parafina, propano, gás natural e lixo).

Grandes eventos de poluição de CO podem ser observados do espaço sobre as cidades.

Papel na formação de ozônio ao nível do solo

O monóxido de carbono faz parte, juntamente com os aldeídos, da série de ciclos de reações químicas que formam o smog fotoquímico. Ele reage com o radical hidroxila (^•OH) para produzir um radical intermediário ^•HOCO, que transfere rapidamente seu radical hidrogênio para O₂ para formar peroxi radical (HO₂^•) e dióxido de carbono (CO₂). O radical peroxi subsequentemente reage com o óxido de nitrogênio (NO) para formar o dióxido de nitrogênio (NO₂) e o radical hidroxila. NO₂ dá O(³P) via fotólise, formando assim O₃ após reação com O₂. Como o radical hidroxila é formado durante a formação de NO₂, o equilíbrio da sequência de reações químicas começando com monóxido de carbono e levando à formação de ozônio é:

CO + 2O₂ + hν → CO₂ + O₃

(onde hν refere-se ao fóton de luz absorvido pela molécula NO₂ na sequência)

Embora a criação de NO₂ seja a etapa crítica que leva à formação de ozônio de baixo nível, ela também aumenta esse ozônio de outra maneira, um tanto mutuamente exclusiva, reduzindo a quantidade de NO disponível para reagir com ozônio.

Poluição interna

Em ambientes fechados, a concentração de monóxido de carbono pode atingir níveis letais. Em média, 170 pessoas nos Estados Unidos morrem todos os anos devido ao monóxido de carbono produzido por produtos de consumo não automotivos. Esses produtos incluem aparelhos de queima de combustível com defeito, como fornos, fogões, aquecedores de água e aquecedores de ambiente a gás e querosene; equipamentos movidos a motor, como geradores portáteis (e carros funcionando em garagens anexas); lareiras; e carvão que é queimado em residências e outros locais fechados. Muitas mortes ocorreram durante quedas de energia devido ao clima severo, como o furacão Katrina e a crise de energia de 2021 no Texas.

Mineração

Os mineradores se referem ao monóxido de carbono como "whitedamp" ou o "assassino silencioso". Pode ser encontrado em áreas confinadas de pouca ventilação, tanto em minas de superfície quanto em minas subterrâneas. As fontes mais comuns de monóxido de carbono nas operações de mineração são o motor de combustão interna e os explosivos; no entanto, nas minas de carvão, o monóxido de carbono também pode ser encontrado devido à oxidação do carvão a baixa temperatura. A expressão "Canário na mina de carvão" refere-se a um alerta precoce da presença de monóxido de carbono.

Astronomia

Além da Terra, o monóxido de carbono é a segunda molécula diatômica mais comum no meio interestelar, depois do hidrogênio molecular. Devido à sua assimetria, esta molécula polar produz linhas espectrais muito mais brilhantes do que a molécula de hidrogênio, tornando o CO muito mais fácil de detectar. O CO interestelar foi detectado pela primeira vez com radiotelescópios em 1970. Agora é o marcador de gás molecular mais comumente usado no meio interestelar de galáxias, pois o hidrogênio molecular só pode ser detectado usando luz ultravioleta, que requer telescópios espaciais. As observações de monóxido de carbono fornecem muitas informações sobre as nuvens moleculares nas quais a maioria das estrelas se forma.

Beta Pictoris, a segunda estrela mais brilhante da constelação de Pictor, mostra um excesso de emissão infravermelha em comparação com estrelas normais do seu tipo, que é causado por grandes quantidades de poeira e gás (incluindo monóxido de carbono) perto da estrela.

Na atmosfera de Vênus, o monóxido de carbono ocorre como resultado da fotodissociação do dióxido de carbono pela radiação eletromagnética de comprimentos de onda menores que 169 nm. Também foi identificado espectroscopicamente na superfície da lua de Netuno, Tritão.

O monóxido de carbono sólido é um componente dos cometas. O volátil ou "gelo" componente do Cometa Halley é de cerca de 15% de CO. À temperatura ambiente e à pressão atmosférica, o monóxido de carbono é na verdade apenas metaestável (consulte a reação de Boudouard) e o mesmo é verdadeiro em baixas temperaturas onde CO e CO
₂ são sólidos, mas mesmo assim podem existir por bilhões de anos em cometas. Há muito pouco CO na atmosfera de Plutão, que parece ter sido formado por cometas. Isso pode ser porque há (ou havia) água líquida dentro de Plutão.

O monóxido de carbono pode reagir com a água para formar dióxido de carbono e hidrogênio:

CO + H₂O → H. H. H.
₂ + CO
₂

Isso é chamado de reação de deslocamento água-gás quando ocorre na fase gasosa, mas também pode ocorrer (muito lentamente) em uma solução aquosa. Se a pressão parcial de hidrogênio for alta o suficiente (por exemplo, em um mar subterrâneo), o ácido fórmico será formado:

CO + H₂O → HCOOH

Essas reações podem ocorrer em alguns milhões de anos, mesmo em temperaturas como as encontradas em Plutão.

Química

O monóxido de carbono tem uma ampla gama de funções em todas as disciplinas da química. As quatro principais categorias de reatividade envolvem catálise metal-carbonila, química de radicais, química de cátions e ânions.

Química de coordenação

Esquema de nível de energia das órbitas σ e π do monóxido de carbono

O HOMO de CO é um σ MO.

O LUMO de CO é um MO antiaderente.

A maioria dos metais forma complexos de coordenação contendo monóxido de carbono ligado covalentemente. Apenas metais em estados de oxidação mais baixos formarão complexos com ligantes de monóxido de carbono. Isso ocorre porque deve haver densidade de elétrons suficiente para facilitar a doação de volta do metal d_xz-orbital, para o orbital molecular π* do CO. O par solitário no átomo de carbono no CO também doa elétrons densidade para d_x²−y² no metal para formar uma ligação sigma. Essa doação de elétrons também é exibida com o efeito cis, ou a labilização de ligantes de CO na posição cis. O níquel carbonilado, por exemplo, se forma pela combinação direta de monóxido de carbono e níquel metálico:

Ni + 4 CO → Ni(CO)₄ (1 bar, 55 °C)

Por esse motivo, o níquel em qualquer tubulação ou peça não deve entrar em contato prolongado com o monóxido de carbono. O níquel carbonilado se decompõe prontamente em Ni e CO ao entrar em contato com superfícies quentes, e esse método é usado para a purificação industrial de níquel no processo Mond.

Na carbonila de níquel e em outras carbonilas, o par de elétrons no carbono interage com o metal; o monóxido de carbono doa o par de elétrons para o metal. Nessas situações, o monóxido de carbono é chamado de ligante carbonila. Um dos carbonilos metálicos mais importantes é o pentacarbonilo de ferro, Fe(CO)₅:

Muitos complexos de metal-CO são preparados por descarbonilação de solventes orgânicos, não de CO. Por exemplo, tricloreto de irídio e trifenilfosfina reagem em ebulição de 2-metoxietanol ou DMF para gerar IrCl(CO)(PPh3)2.

Os carbonilos metálicos na química de coordenação são geralmente estudados usando espectroscopia de infravermelho.

Química orgânica e de grupo principal

Na presença de ácidos fortes e água, o monóxido de carbono reage com os alcenos para formar ácidos carboxílicos em um processo conhecido como reação de Koch-Haaf. Na reação de Gattermann-Koch, os arenos são convertidos em derivados de benzaldeído na presença de AlCl3 e HCl. Compostos de organolítio (por exemplo, butil-lítio) reagem com monóxido de carbono, mas essas reações têm pouco uso científico.

Embora o CO reaja com carbocátions e carbânions, é relativamente não reativo em relação a compostos orgânicos sem a intervenção de catalisadores metálicos.

Com os reagentes do grupo principal, o CO sofre várias reações dignas de nota. A cloração do CO é a rota industrial para o importante composto fosgênio. Com borano CO forma o aduto H3BCO, que é isoeletrônico com o cátion acetilium [H₃CCO]⁺. O CO reage com o sódio para dar produtos resultantes do acoplamento C−C, como o acetilenodiolato de sódio 2Na⁺
·C
₂O²⁻
₂. Ele reage com potássio fundido para dar uma mistura de um composto organometálico, acetilenodiolato de potássio 2K⁺
·C
₂O²⁻
₂, benzenohexolato de potássio 6K⁺
C
₆O⁶⁻
₆ e rodizonato de potássio 2K⁺
·C
₆O²⁻
₆.

Os compostos ciclohexanohexona ou triquinoil (C₆O₆) e ciclopentanepentona ou ácido leucônico (C₅O₅), que até agora foram obtidos apenas em quantidades vestigiais, podem ser considerados polímeros de monóxido de carbono. A pressões superiores a 5 GPa, o monóxido de carbono se converte em policarbonila, um polímero sólido metaestável à pressão atmosférica, mas explosivo.

Preparação do laboratório

O monóxido de carbono é convenientemente produzido em laboratório pela desidratação de ácido fórmico ou ácido oxálico, por exemplo, com ácido sulfúrico concentrado. Outro método é aquecer uma mistura íntima de pó de zinco metálico e carbonato de cálcio, que libera CO e deixa para trás óxido de zinco e óxido de cálcio:

Zn + CaCO₃ → ZnO + CaO + CO

Nitrato de prata e iodofórmio também fornecem monóxido de carbono:

CHI₃ + 3AgNO₃ + H₂O → 3HNO₃ + CO + 3AgI

Finalmente, os sais de oxalato de metal liberam CO quando aquecidos, deixando um carbonato como subproduto:

Nao
₂C
₂O
₄ → Nao
₂CO
₃ + CO

Produção

A combustão térmica é a fonte mais comum de monóxido de carbono. O monóxido de carbono é produzido a partir da oxidação parcial de compostos contendo carbono; forma-se quando não há oxigênio suficiente para produzir dióxido de carbono (CO₂), como ao operar um fogão ou um motor de combustão interna em um espaço fechado. Por exemplo, durante a Segunda Guerra Mundial, uma mistura de gás incluindo monóxido de carbono foi usada para manter os veículos motorizados funcionando em partes do mundo onde a gasolina e o óleo diesel eram escassos. Carvões externos (com algumas exceções) ou geradores de gás de madeira foram instalados, e a mistura de nitrogênio atmosférico, hidrogênio, monóxido de carbono e pequenas quantidades de outros gases produzidos pela gaseificação foi canalizada para um misturador de gás. A mistura de gases produzida por este processo é conhecida como gás de madeira.

Uma grande quantidade de subproduto de CO é formada durante os processos oxidativos para a produção de produtos químicos. Por esta razão, os gases de processo devem ser purificados.

Muitos métodos foram desenvolvidos para a produção de monóxido de carbono.

Produção industrial

Uma das principais fontes industriais de CO é o gás produtor, uma mistura contendo principalmente monóxido de carbono e nitrogênio, formada pela combustão de carbono no ar em alta temperatura quando há excesso de carbono. Em um forno, o ar passa por um leito de coque. O CO ₂ produzido inicialmente se equilibra com o carbono quente restante para dar CO. A reação do CO₂ com carbono para dar CO é descrito como a reação de Boudouard. Acima de 800°C, CO é o produto predominante:

CO₂ (g) + C (s) → 2 CO (g) (Δ)H. H. H._R = 170 kJ/mol)

Outra fonte é o "gás d'água", uma mistura de hidrogênio e monóxido de carbono produzida por meio da reação endotérmica de vapor e carbono:

H. H. H.₂O (g) + C (s) → H₂ (g) + CO (g) (Δ)H. H. H._R = 131 kJ/mol)

Outros "gases de síntese" pode ser obtido a partir do gás natural e de outros combustíveis.

O monóxido de carbono também pode ser produzido por eletrólise de dióxido de carbono em alta temperatura com células eletrolisadoras de óxido sólido. Um método desenvolvido na DTU Energy usa um catalisador de óxido de cério e não apresenta nenhum problema de entupimento do catalisador.

2 CO₂ → 2 CO + O₂

O monóxido de carbono também é um subproduto da redução de minérios de óxido metálico com carbono, mostrado de forma simplificada como segue:

MO + C → M + CO

O monóxido de carbono também é produzido pela oxidação direta do carbono em um suprimento limitado de oxigênio ou ar.

2 C + O₂ → 2 CO

Como o CO é um gás, o processo de redução pode ser conduzido por aquecimento, explorando a entropia positiva (favorável) da reação. O diagrama de Ellingham mostra que a formação de CO é favorecida em relação a CO₂ em altas temperaturas.

Usar

Indústria química

O monóxido de carbono é um gás industrial que tem muitas aplicações na fabricação de produtos químicos a granel. Grandes quantidades de aldeídos são produzidas pela reação de hidroformilação de alcenos, monóxido de carbono e H₂. A hidroformilação é acoplada ao processo de olefina superior da Shell para fornecer precursores a detergentes.

O fosgênio, útil para a preparação de isocianatos, policarbonatos e poliuretanos, é produzido pela passagem de monóxido de carbono e gás cloro purificados por um leito de carvão ativado poroso, que serve como catalisador. A produção mundial deste composto foi estimada em 2,74 milhões de toneladas em 1989.

CO + Cl₂ → COCl₂

O metanol é produzido pela hidrogenação do monóxido de carbono. Em uma reação relacionada, a hidrogenação do monóxido de carbono é acoplada à formação da ligação C-C, como no processo Fischer-Tropsch, onde o monóxido de carbono é hidrogenado a combustíveis de hidrocarbonetos líquidos. Esta tecnologia permite a conversão de carvão ou biomassa em diesel.

No processo Cativa, monóxido de carbono e metanol reagem na presença de um catalisador de irídio homogêneo e ácido iodídrico para dar ácido acético. Este processo é responsável pela maior parte da produção industrial de ácido acético.

Metalurgia

O monóxido de carbono é um forte agente redutor e tem sido usado em pirometalurgia para reduzir metais de minérios desde os tempos antigos. O monóxido de carbono remove o oxigênio dos óxidos metálicos, reduzindo-os a metal puro em altas temperaturas, formando dióxido de carbono no processo. O monóxido de carbono geralmente não é fornecido como está, na fase gasosa, no reator, mas é formado em alta temperatura na presença de minério transportador de oxigênio ou de um agente carbonífero, como coque, e alta temperatura. O processo de alto-forno é um exemplo típico de processo de redução do metal do minério com monóxido de carbono.

Da mesma forma, o gás de alto-forno coletado no topo do alto-forno ainda contém cerca de 10% a 30% de monóxido de carbono e é usado como combustível nos fornos Cowper e nos fornos Siemens-Martin na produção de aço de soleira aberta.

Lasers

O monóxido de carbono também tem sido usado como meio de laser em lasers infravermelhos de alta potência.

Proposta de uso como combustível em Marte

O monóxido de carbono foi proposto para uso como combustível em Marte. Motores de monóxido de carbono/oxigênio foram sugeridos para o uso inicial de transporte de superfície, pois tanto o monóxido de carbono quanto o oxigênio podem ser diretamente produzidos a partir da atmosfera de dióxido de carbono de Marte por eletrólise de zircônia, sem usar quaisquer recursos hídricos marcianos para obter hidrogênio, o que seria necessário para fazer metano ou qualquer combustível à base de hidrogênio.

Propriedades biológicas e fisiológicas

Fisiologia

O monóxido de carbono é uma molécula bioativa que atua como uma molécula sinalizadora gasosa. É produzido naturalmente por muitas vias enzimáticas e não enzimáticas, sendo a mais bem compreendida a ação catabólica da heme oxigenase sobre o heme derivado de hemoproteínas como a hemoglobina. Após o primeiro relato de que o monóxido de carbono é um neurotransmissor normal em 1993, o monóxido de carbono recebeu atenção clínica significativa como um regulador biológico.

Devido ao papel do monóxido de carbono no corpo, anormalidades em seu metabolismo têm sido associadas a uma variedade de doenças, incluindo neurodegenerações, hipertensão, insuficiência cardíaca e inflamação patológica. Em muitos tecidos, o monóxido de carbono atua como anti-inflamatório, vasodilatador e estimulador do crescimento neovascular. Em estudos com modelos animais, o monóxido de carbono reduziu a gravidade da sepse bacteriana induzida experimentalmente, pancreatite, isquemia hepática/lesão de reperfusão, colite, osteoartrite, lesão pulmonar, rejeição de transplante de pulmão e dor neuropática, promovendo a cicatrização de feridas na pele. Portanto, há um interesse significativo no potencial terapêutico do monóxido de carbono, tornando-se agente farmacêutico e padrão de atendimento clínico.

Medicina

Estudos envolvendo monóxido de carbono foram conduzidos em muitos laboratórios em todo o mundo por suas propriedades anti-inflamatórias e citoprotetoras. Essas propriedades têm o potencial de serem usadas para prevenir o desenvolvimento de uma série de condições patológicas, incluindo lesão de reperfusão por isquemia, rejeição de transplante, aterosclerose, sepse grave, malária grave ou autoimunidade. Muitas iniciativas de entrega de medicamentos farmacêuticos desenvolveram métodos para administrar monóxido de carbono com segurança, e ensaios clínicos controlados subsequentes avaliaram o efeito terapêutico do monóxido de carbono.

Microbiologia

A microbiota também pode utilizar o monóxido de carbono como um gasotransmissor. A detecção de monóxido de carbono é uma via de sinalização facilitada por proteínas como a CooA. O escopo dos papéis biológicos para a detecção de monóxido de carbono ainda é desconhecido.

O microbioma humano produz, consome e responde ao monóxido de carbono. Por exemplo, em certas bactérias, o monóxido de carbono é produzido por meio da redução do dióxido de carbono pela enzima monóxido de carbono desidrogenase com bioenergética favorável para alimentar as operações celulares a jusante. Em outro exemplo, o monóxido de carbono é um nutriente para arqueias metanogênicas que o reduzem a metano usando hidrogênio.

O monóxido de carbono tem certas propriedades antimicrobianas que foram estudadas para tratar doenças infecciosas.

Ciência dos alimentos

O monóxido de carbono é usado em sistemas de embalagem de atmosfera modificada nos EUA, principalmente com produtos de carne fresca, como carne bovina, suína e peixe, para mantê-los com aparência fresca. O benefício é duplo, o monóxido de carbono protege contra a deterioração microbiana e melhora a cor da carne para atrair o consumidor. O monóxido de carbono se combina com a mioglobina para formar a carboximioglobina, um pigmento vermelho cereja brilhante. A carboximioglobina é mais estável do que a forma oxigenada da mioglobina, a oximioglobina, que pode ser oxidada ao pigmento marrom metamioglobina. Esta cor vermelha estável pode persistir por muito mais tempo do que na carne normalmente embalada. Os níveis típicos de monóxido de carbono usados nas instalações que usam esse processo estão entre 0,4% e 0,5%.

A tecnologia foi dada pela primeira vez como "geralmente reconhecida como segura" (GRAS) pela Food and Drug Administration (FDA) dos EUA em 2002 para uso como um sistema de embalagem secundária e não requer rotulagem. Em 2004, o FDA aprovou o CO como método de embalagem primária, declarando que o CO não mascara o odor de deterioração. Atualmente, o processo não é autorizado em muitos outros países, incluindo Japão, Cingapura e União Européia.

Toxicidade

O envenenamento por monóxido de carbono é o tipo mais comum de envenenamento fatal do ar em muitos países. Os Centros de Controle e Prevenção de Doenças estimam que vários milhares de pessoas vão às salas de emergência de hospitais todos os anos para serem tratadas por envenenamento por monóxido de carbono. De acordo com o Departamento de Saúde da Flórida, "todos os anos, mais de 500 americanos morrem de exposição acidental ao monóxido de carbono e outros milhares nos EUA requerem atendimento médico de emergência por envenenamento não fatal por monóxido de carbono". A Associação Americana de Centros de Controle de Envenenamento (AAPCC) relatou 15.769 casos de envenenamento por monóxido de carbono, resultando em 39 mortes em 2007. Em 2005, o CPSC relatou 94 mortes por envenenamento por monóxido de carbono relacionadas a geradores.

O monóxido de carbono é incolor, inodoro e insípido. Como tal, é relativamente indetectável. Combina-se facilmente com a hemoglobina para produzir carboxiemoglobina que afeta potencialmente as trocas gasosas; portanto, a exposição pode ser altamente tóxica. Concentrações tão baixas quanto 667 ppm podem fazer com que até 50% da hemoglobina do corpo se converta em carboxihemoglobina. Um nível de 50% de carboxihemoglobina pode resultar em convulsão, coma e morte. Nos Estados Unidos, a OSHA limita os níveis de exposição no local de trabalho a longo prazo acima de 50 ppm.

Além de afetar a entrega de oxigênio, o monóxido de carbono também se liga a outras hemoproteínas, como a mioglobina e a citocromo oxidase mitocondrial, alvos celulares metálicos e não metálicos para afetar muitas operações celulares.

Armamento

Na história antiga, Aníbal executou prisioneiros romanos com fumaça de carvão durante a Segunda Guerra Púnica.

O monóxido de carbono foi usado para genocídio durante o Holocausto em alguns campos de extermínio, o mais notável por vans de gás em Chełmno, e na Ação T4 "eutanásia#34; programa.