UGLJIKOV SULFID (CS2): STRUKTURA, SVOJSTVA, UPOTREBA, RIZICI - KEMIJA - 2026

Ugljikov disulfid je spoj formiran spajanjem ugljikovog atoma (C) i dva atoma sumpora (S). Njegova kemijska formula je CS ₂. To je bezbojna ili blago žuta tekućina neugodnog mirisa zbog nečistoća koje sadrži (sumporni spojevi). Kad je čist, njegov miris je mekan i slatkast, sličan kloroformu ili eteru.

Potječe prirodno od djelovanja sunčeve svjetlosti na organske molekule koje se nalaze u morskoj vodi. Nadalje, proizvodi se u močvarnim vodama, a izbacuje se iz vulkana zajedno s drugim plinovima.

Ugljikov disulfid CS ₂. Autor: Benjah-bmm27. Izvor: Wikimedia Commons.

Ugljikov disulfid je hlapljiva tekućina i također je lako zapaljiv, pa ga treba držati dalje od plamena i iskre ili uređaja koji ih mogu proizvesti, čak i električne žarulje.

Ima sposobnost otapanja velikog broja spojeva, materijala i elemenata, poput fosfora, sumpora, selena, smola, lakova itd. Stoga nalazi korisnost kao otapalo.

Također je posrednik u različitim industrijskim kemijskim reakcijama, kao što je proizvodnja rajona ili umjetne svile.

S njim se mora postupati oprezno i ​​zaštitnim sredstvima jer je vrlo otrovna i opasna.

Struktura

Ugljikov disulfid ima jedan atom ugljika i dva atoma sumpora na stranama.

Veze između atoma ugljika i atoma sumpora kovalentne su i dvostruke, stoga su vrlo jake. CS ₂ molekula ima linearnu strukturu, a simetrični.

Linearna struktura ugljikovog sulfida CS ₂. Crna = ugljik, žuta = sumpor. Autor: Benjah-bmm27. Izvor: Wikimedia Commons.

Nomenklatura

- Ugljični disulfid

- Ugljični bisulfid

- Ditiokarbonski anhidrid

Svojstva

Psihičko stanje

Bezbojna do žućkasta tekućina.

Molekularna težina

76,15 g / mol

Točka topljenja ili otvrdnjavanja

-110,8 ° C

Vrelište

46,0 ºC

Flashpoint

-30 ° C (metoda zatvorene čaše).

Temperatura samozapaljivanja

90 ° C

Gustoća

Tekućina = 1,26 g / cm ³ pri 20 ºC.

Para = 2,67 puta veća od zraka.

Njegove pare su više nego dvostruko teže od zraka, a tekućina je teža od vode.

Tlak pare

279 mmHg na 25 ° C.

Ovo je visoki tlak pare.

Topljivost

Vrlo slabo topljiv u vodi: 2,16 g / L pri 25 ° C. Topiv u kloroformu. Može se pomiješati s etanolom, metanolom, eterom, benzenom, kloroformom i tetrakloridom ugljika.

Kemijska svojstva

CS ₂ lako isparava na sobnoj temperaturi jer je tačka ključanja vrlo niska, a tlak pare vrlo visok.

Ugljikov disulfid je izuzetno zapaljiv. Njegove pare se zapale vrlo lako, čak i uz toplinu električne žarulje. To znači da vrlo brzo reagira s kisikom:

CS ₂ + 3 O ₂ → CO ₂ + 2 SO ₂

Činjenica da ima visoki tlak pare na sobnoj temperaturi čini opasnim biti u blizini plamena.

Kada se zagrijava do raspada, lako može eksplodirati, ispuštajući otrovne plinove sumpornih oksida. Iznad 90 ° C se spontano zapali.

Razgrađuje se ako se čuva duže vrijeme. Napada bakar i njegove legure. Također reagira s nekim plastikama, gumama i premazima.

Reagira pod određenim uvjetima s vodom, stvarajući OCS karbonil sulfida, CO ₂ ugljični dioksid i 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

Sa alkoholima (ROH) u alkalnom mediju formira ksantate (RO-CS-SNa):

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

dobivanje

Ugljikov sulfid se proizvodi komercijalno reakcijom sumpora i ugljika. Postupak se izvodi na temperaturama od 750-900 ° C.

C + 2 S → CS ₂

Umjesto ugljena može se koristiti metan ili prirodni plin, a čak su korišteni i etan, propan i propilen, u kojem se slučaju reakcija odvija na 400-700 ° C s visokim prinosom.

Također se mogu pripraviti reakcijom prirodnog plina s sumporovodika H ₂ S pri vrlo visokoj temperaturi.

Prisutnost u prirodi

CS ₂ je prirodni proizvod prisutan u atmosferi u vrlo malim količinama (tragovi). Proizvodi se fotokemijski u površinskim vodama.

Djelovanje sunčeve svjetlosti na određene spojeve prisutne u morskoj vodi, poput cisteina (aminokiseline), dovodi do stvaranja ugljikovog sulfida.

Ugljikov disulfid može nastati djelovanjem sunčeve svjetlosti na neke organske spojeve prisutne u morskoj vodi. Autor: Pexels. Izvor: Pixabay.

Također se prirodno oslobađa tijekom vulkanskih erupcija, a nalazi se u malim količinama u močvarama.

Obično smo izloženi disanju u vrlo malim omjerima, a prisutan je u nekim namirnicama. Nalazi se i u cigaretnom dimu.

U okolišu se razgrađuje sunčevom svjetlošću. Na tlu se kreće kroz njega. Neki mikroorganizmi u tlu razgrađuju ga.

Prijave

U kemijskoj industriji

Ugljikov disulfid važan je kemijski spoj jer se koristi za pripremu drugih kemikalija. Može djelovati kao kemijski posrednik.

Također se koristi kao procesno otapalo, na primjer za otapanje fosfora, sumpora, selena, broma, joda, masti, smola, voska, lakova i guma.

Omogućuje proizvodnju farmaceutskih proizvoda i herbicida, među ostalim.

U proizvodnji zraka i celofana

Sa CS ₂ pripremaju se ksantati, koji su spojevi koji se koriste u proizvodnji rajona i celofana.

Da bi se dobila umjetna svila ili zona, pokreće se celuloza koja se obrađuje s alkalijskim i ugljikovim sulfidom CS ₂ i pretvara u ksantat celuloze, topiv u alkaliji. Ovo rješenje je viskozno i ​​zbog toga se naziva "viskozno".

Viskoza se forsira kroz vrlo male rupe u kiseloj kupki. Ovdje se celulozni ksantat transformira natrag u celulozu koja je netopljiva i stvaraju se duge sjajne niti.

Niti ili niti mogu se uviti u materijal poznat pod nazivom rajon.

(1) Celuloza + NaOH → Alkal-celuloza

ROH + NaOH → RONa

(2) Alkal-celuloza + Ugljikov disulfid → Celulozni ksantat

RONa + S = C = S → RO - C (= S) –SNa

(3) Celulozni ksantat + kiselina → Celuloza (filamenti)

RO - C (= S) –SNa + kiselina → ROH

Odjeća od rajona, vlakno u kojem sudjeluje ugljikov sulfid. Tobias "ToMar" Maier. Izvor: Wikimedia Commons.

Ako se celuloza istaloži propuštanjem ksantata kroz uski utor, celuloza se regenerira u obliku tankih listova koji čine celofan. To se omekšava glicerolom i koristi se kao zaštitni film za predmete.

Celofan se izrađuje uz pomoć ugljikovog sulfida. Autor: Hans Braxmeier. Izvor: Pixabay.

U proizvodnji ugljikovog tetraklorida

Ugljikov disulfid reagira s klor Cl ₂ kako bi se dobilo ugljik tetraklorid CCL ₄, koji je važan negorivo otapala.

CS ₂ + 3 Cl ₂ → CCl ₄ + S ₂ Cl ₂

U raznim primjenama

Ugljikov disulfid sudjeluje u hladnoj vulkanizaciji guma, služi kao posrednik u proizvodnji pesticida, a koristi se za stvaranje katalizatora u naftnoj industriji i proizvodnji papira.

Ksantati pripremljeni s CS ₂ koriste se u flotaciji minerala.

Drevne namjene

CS ₂ je otrov za žive organizme. Ranije je korišteno za uništavanje štetočina poput štakora, marmota i mrava, izlijevanje tekućine u bilo koji zatvoreni prostor u kojem su te životinje živjele (bura i mravinjak).

Kad se koristi u tu svrhu, guste otrovne pare izbrisale su svaki živi organizam koji se nalazio u skučenom prostoru.

Također je korišten kao anthelmintik za životinje i ubijanje ličinki lanaca iz želuca konja.

U poljoprivredi se koristio kao insekticid i nematikid, za sagorijevanje tla, za zaplinjavanje rasadnika, žita, silosa i mlinova za žitarice. Prskani su i željeznički automobili, brodovi i teglenice.

Zemljoradnik 1904. godine prskao je tlo ugljikovim sulfidom u borbi protiv štetočina biljaka grožđa. Ölgemälde von Hans Pühringer, 1904. Izvor: Wikimedia Commons.

Sve su ove uporabe bile zabranjene zbog velike zapaljivosti i toksičnosti CS ₂.

rizici

CS ₂ je vrlo zapaljiv. Mnogo njihovih reakcija može izazvati požar ili eksploziju. Mješavine njegovih para sa zrakom eksplozivne su. Prilikom paljenja stvara iritantne ili otrovne plinove.

Ugljični disulfid se ne smije izliti kroz kanale jer u epruvetama ostaje smjesa CS ₂ i zraka koji mogu izazvati eksploziju ako se slučajno zapale.

Njegove pare spontano se zapale pri kontaktu sa iskrama ili vrućim površinama.

Ugljikov disulfid snažno nadražuje oči, kožu i sluznicu.

Ako se udiše ili guta, ozbiljno utječe na središnji živčani sustav, kardiovaskularni sustav, oči, bubrege i jetru. Također se može apsorbirati kroz kožu uzrokujući oštećenja.

Reference

1. Američka nacionalna medicinska knjižnica. (2020). Ugljikov disulfid. Oporavak od pubchem.ncbi.nlm.nih.gov.
2. Mopper, K. i Kieber, DJ (2002). Fotokemija i biciklizam ugljika, sumpora, dušika i fosfora. U biogeokemiji organske materije otopljene u moru. Oporavljeno od sciencedirect.com.
3. Meyer, B. (1977). Industrijske uporabe sumpora i njegovih spojeva. Ugljični disulfid. U sumporu, energiji i okolišu. Oporavljeno od sciencedirect.com.
4. Pohanish, RP (2012). C. Ugljični disulfid. U Sittigovom priručniku o toksičnim i opasnim kemikalijama i kancerogenima (Šesto izdanje). Oporavljeno od sciencedirect.com.
5. Morrison, RT i Boyd, RN (2002). Organska kemija. 6. izdanje Prentice-Hall.
6. Windholz, M. i sur. (urednici) (1983). Merck indeks. Enciklopedija kemikalija, lijekova i bioloških proizvoda. Deseto izdanje. Merck & CO., Inc.