OGLJIKOV SULFID (CS2): STRUKTURA, LASTNOSTI, UPORABE, TVEGANJA - KEMIJA - 2026

Disulfid ogljika spojina tvorjen z zvezo na atom ogljika (C) in dveh atomov žvepla (S). Njegova kemijska formula je CS ₂ . Je brezbarvna ali rahlo rumena tekočina z neprijetnim vonjem zaradi nečistoč, ki jih vsebuje (žveplove spojine). Ko je čist, je njegov vonj mehak in sladek, podoben kloroformu ali etru.

Naravno izvira iz delovanja sončne svetlobe na organske molekule, ki jih najdemo v morski vodi. Poleg tega se proizvaja v močvirnih vodah in se izpušča iz vulkanov skupaj z drugimi plini.

Ogljikov sulfid CS ₂ . Avtor: Benjah-bmm27. Vir: Wikimedia Commons.

Ogljikov sulfid je hlapna tekočina in je tudi lahko vnetljiv, zato ga je treba hraniti proč od ognja in isker ali naprav, ki jih lahko proizvedejo, tudi električne žarnice.

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

Je tudi posrednik pri različnih industrijskih kemijskih reakcijah, na primer pri proizvodnji rajonske ali umetne svile.

Z njim je treba ravnati previdno in z zaščitnimi sredstvi, saj je zelo strupen in nevaren.

Struktura

Ogljikov disulfid ima na obeh straneh en atom ogljika in dva atoma žvepla.

Vezi med atomom ogljika in atomi žvepla so kovalentne in dvojne, zato so zelo močne. Molekula CS ₂ ima linearno in simetrično strukturo.

Linearna zgradba ogljikovega sulfida CS ₂ . Črna = ogljik, rumena = žveplo. Avtor: Benjah-bmm27. Vir: Wikimedia Commons.

Nomenklatura

- Ogljikov sulfid

- ogljikov bisulfid

- Ditiokarbonski anhidrid

Lastnosti

Fizično stanje

Brezbarvna do rumenkasta tekočina.

Molekularna teža

76,15 g / mol

Tališče ali strjevanje

-110,8 ° C

Vrelišče

46,0 ºC

Plamenišče

-30 ° C (metoda zaprtega kozarca).

Temperatura samovžiga

90 ° C

Gostota

Tekočina = 1,26 g / cm ³ pri 20 ° C.

Par = 2,67 krat večji od zraka.

Njeni hlapi so več kot dvakrat težji od zraka, tekočina pa je težja od vode.

Parni tlak

279 mmHg pri 25 ° C.

To je visok parni tlak.

Topnost

Zelo rahlo topen v vodi: 2,16 g / L pri 25 ° C. Topen v kloroformu. Se meša z etanolom, metanolom, etrom, benzenom, kloroformom in tetrakloridom ogljika.

Kemijske lastnosti

CS ₂ izhlapi pri sobni temperaturi, saj je vrelišče zelo nizko in parni tlak zelo visok.

Ogljikov sulfid je izredno vnetljiv. Njeni hlapi se vnamejo zelo enostavno, tudi pri vročini električne žarnice. To pomeni, da reagira s kisikom zelo hitro:

CS ₂ + 3 O ₂ → CO ₂ + 2 SO ₂

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

Ko se segreje do razpada, lahko zlahka eksplodira, pri čemer oddaja strupene pline žveplove okside. Nad 90 ° C se vname spontano.

Pri daljšem shranjevanju razpade. Napada baker in njegove zlitine. Prav tako reagira z nekaj plastike, gumami in premazi.

Se odziva pod določenimi pogoji z vodo, ki tvorijo OKS karbonilno sulfid, CO ₂ ogljikov dioksid in H ₂ S vodika disulfid :

CS ₂ + H ₂ O → OCS + H ₂ S

CS ₂ + 2 H ₂ O → CO ₂ + 2 H ₂ S

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

CS ₂ + ROH + NaOH → H ₂ O + RO - C (= S) –SNa

Pridobitev

Ogljikov sulfid se pripravi komercialno z reakcijo žvepla z ogljikom. Postopek poteka pri temperaturah 750-900 ° C.

C + 2 S → CS ₂

Namesto premoga lahko uporabimo tudi metan ali zemeljski plin, uporabimo celo etan, propan in propilen, v tem primeru se reakcija pojavi pri 400-700 ° C z visokim izkoristkom.

Lahko pripravimo tudi z reakcijo plinskega vodikovega sulfida H ₂ S pri zelo visoki temperaturi.

Prisotnost v naravi

CS ₂ je naravni izdelek, ki je v ozračju prisoten v zelo majhnih količinah (sledi). Fotokemično se proizvaja v površinskih vodah.

Delovanje sončne svetlobe na nekatere spojine, ki so prisotne v morski vodi, kot je cistein (aminokislina), vodi do nastanka ogljikovega sulfida.

Ogljikov sulfid lahko nastane z delovanjem sončne svetlobe na nekatere organske spojine, prisotne v morski vodi. Avtor: Pexels. Vir: Pixabay.

Sprošča se tudi naravno med vulkanskimi izbruhi in ga najdemo v majhnih količinah v močvirjih.

Običajno smo mu izpostavljeni, da ga dihamo v zelo majhnih razmerjih in je prisoten v nekaterih živilih. Najdemo ga tudi v cigaretnem dimu.

V okolju ga razpade sončna svetloba. Na tleh se premika po njem. Nekateri mikroorganizmi v tleh ga razgradijo.

Prijave

V kemični industriji

Ogljikov sulfid je pomembna kemična spojina, saj se uporablja za pripravo drugih kemikalij. Lahko deluje kot kemični vmesnik.

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

Med drugim omogoča proizvodnjo farmacevtskih izdelkov in herbicidov.

V proizvodnji rajonov in celofanov

S CS ₂ pripravimo ksantate, ki so spojine, ki se uporabljajo pri proizvodnji rajona in celofana.

Za pridobivanje umetne svile ali rajona se začne celuloza, ki jo obdelujemo z alkalijskim in ogljikovim sulfidom CS ₂ in preoblikujemo v celulozni ksantat, topen v alkaliji. Ta raztopina je viskozna in se zato imenuje "viskozna".

Viskoza se prisili skozi zelo majhne luknje v kisli kopeli. Pri tem se celulozni ksantat pretvori nazaj v celulozo, ki je netopna in nastanejo dolge svetleče niti.

Niti ali nitke se lahko vlečejo v material, znan kot rajonski.

(1) Celuloza + NaOH → Alkalijsko celuloza

ROH + NaOH → RONa

(2) Alkal-celuloza + Ogljikov sulfid → Celulozni ksantat

RONa + S = C = S → RO - C (= S) –SNa

(3) Celulozni ksantat + kislina → celuloza (nitke)

RO - C (= S) –SNa + kislina → ROH

Oblačila iz rajona, vlakna, v katerem sodeluje ogljikov sulfid. Tobias "ToMar" Maier. Vir: Wikimedia Commons.

Če se celuloza obori s prehajanjem ksantata skozi ozko režo, se celuloza regenerira v obliki tankih listov, ki sestavljajo celofan. Ta se zmehča z glicerolom in se uporablja kot zaščitni film za predmete.

Celofan je narejen s pomočjo ogljikovega sulfida. Avtor: Hans Braxmeier. Vir: Pixabay.

Pri proizvodnji ogljikovega tetraklorida

Ogljikovim disulfidom reagira s klorom Cl ₂ , da dobimo ogljikov tetraklorid CCL ₄ , ki je pomemben negorljiv topilo.

CS ₂ + 3 Cl ₂ → CCl ₄ + S ₂ Cl ₂

V različnih aplikacijah

Ogljikov sulfid sodeluje pri hladni vulkanizaciji gum, služi kot vmesni element pri proizvodnji pesticidov in se uporablja za pridobivanje katalizatorjev v naftni industriji in pri proizvodnji papirja.

Ksantati, pripravljeni s CS _2, se uporabljajo v flotaciji mineralov.

Starodavne rabe

CS ₂ je strup za žive organizme. Nekdaj so ga uporabljali za uničevanje škodljivcev, kot so podgane, marmoti in mravlje, nalivanje tekočine v kateri koli zaprt prostor, v katerem so te živali živele (burje in mravljišča).

Ob uporabi v ta namen so gosto strupene hlape izbrisale vsak živ organizem, ki je bil v zaprtem prostoru.

Uporabljali so ga tudi kot anthelmintik za živali in ubijali ličinke metulj iz želodca konj.

V kmetijstvu so ga uporabljali kot insekticid in nematikid, za zaplinjevanje tal, za zaplinjevanje drevesnic, kašč, silosov in žitnih mlinov. Razpršeni so bili tudi železniški avtomobili, ladje in barke.

Kmet je leta 1904 škropil zemljo z ogljikovim sulfidom za boj proti škodljivcem grozdnih rastlin. Ölgemälde von Hans Pühringer, 1904. Vir: Wikimedia Commons.

Vse te uporabe so bile prepovedane zaradi visoke vnetljivosti in strupenosti CS ₂ .

Tveganja

CS ₂ je lahko vnetljiv. Mnogo njihovih reakcij lahko povzroči požar ali eksplozijo. Mešanice njegovih hlapov z zrakom so eksplozivne. Pri vžigu proizvaja dražilne ali strupene pline.

Ogljikovega sulfida ne smemo vlivati ​​v kanalizacijo, saj v epruvetah ostane mešanica CS ₂ in zraka, ki lahko povzroči eksplozijo, če se slučajno vname.

Njeni hlapi se spontano vžgejo ob stiku z iskricami ali vročimi površinami.

Ogljikov sulfid močno draži oči, kožo in sluznico.

Če ga vdihavamo ali zaužijemo, resno vpliva na centralni živčni sistem, kardiovaskularni sistem, oči, ledvice in jetra. Lahko se absorbira tudi skozi kožo, kar povzroči škodo.

Reference

1. Ameriška nacionalna medicinska knjižnica. (2020). Ogljikov sulfid. Obnovljeno iz pubchem.ncbi.nlm.nih.gov.
2. Mopper, K. in Kieber, DJ (2002). Fotokemija in kolesarjenje ogljika, žvepla, dušika in fosforja. V biogeokemiji organske snovi, raztopljene v morju. Pridobljeno od sciencedirect.com.
3. Meyer, B. (1977). Industrijske uporabe žvepla in njegovih spojin. Ogljikov sulfid. V žveplu, energiji in okolju. Pridobljeno od sciencedirect.com.
4. Pohanish, RP (2012). C. Ogljikov sulfid. V Sittigovem priročniku o strupenih in nevarnih kemikalijah in rakotvornih snoveh (šesta izdaja). Pridobljeno od sciencedirect.com.
5. Morrison, RT in Boyd, RN (2002). Organska kemija. 6. izdaja Dvorana Prentice.
6. Windholz, M. in sod. (uredniki) (1983). Indeks Merck. Enciklopedija kemikalij, zdravil in bioloških snovi. Deseta izdaja. Merck & CO., Inc.