CARBON DISULFIDE (CS2): STRUKTUR, EGENSKABER, ANVENDELSER, RISICI - KEMI - 2025

Den carbondisulfid er en forbindelse dannet ved foreningen af et carbonatom (C) og to svovlatomer (S). Dens kemiske formel er CS ₂. Det er en farveløs eller let gul væske med en ubehagelig lugt på grund af urenhederne, den indeholder (svovlforbindelser). Når den er ren, er lugten blød og sød, svarende til chloroform eller ether.

Det stammer naturligt fra virkningen af ​​sollys på organiske molekyler, der findes i havvand. Desuden produceres det i sumpfarvande og udvises også fra vulkaner sammen med andre gasser.

Kulstofsulfid CS ₂. Forfatter: Benjah-bmm27. Kilde: Wikimedia Commons.

Carbondisulfid er en flygtig væske, og det er også meget brandfarligt, så det bør holdes væk fra flammer og gnister eller apparater, der kan producere dem, også elektriske pærer.

Det har evnen til at opløse et stort antal forbindelser, materialer og elementer, såsom fosfor, svovl, selen, harpikser, lakker osv. Derfor finder den brugbarhed som et opløsningsmiddel.

Det er også en formidler i forskellige industrielle kemiske reaktioner, såsom produktion af rayon eller kunstig silke.

Det skal håndteres med forsigtighed og med beskyttelsesredskaber, da det er meget giftigt og farligt.

Struktur

Carbondisulfid har et carbonatom og to svovlatomer på siderne af det.

Bindingerne mellem carbonatomet og svovlatomerne er kovalente og dobbelt, derfor er de meget stærke. CS _2- molekylet har en lineær og symmetrisk struktur.

Lineær struktur af carbondisulfid CS ₂. Sort = kulstof, gul = svovl. Forfatter: Benjah-bmm27. Kilde: Wikimedia Commons.

nomenklatur

- Kulstofsulfid

- Kulstofbisulfid

- Dithiocarbonanhydrid

Ejendomme

Fysisk tilstand

Farveløs til gullig væske.

Molekylær vægt

76,15 g / mol

Smelte- eller størkningspunkt

-110,8 ° C

Kogepunkt

46,0 ºC

Flashpoint

-30 ºC (metode til lukket kop).

Selvantændelsestemperatur

90 ° C

Massefylde

Flydende = 1,26 g / cm ³ ved 20 ºC.

Damp = 2,67 gange luftens.

Dampene er mere end dobbelt så tunge som luft, og væsken er tungere end vand.

Damptryk

279 mmHg ved 25 ° C

Dette er et højt damptryk.

Opløselighed

Meget let opløselig i vand: 2,16 g / L ved 25 ° C. Opløselig i chloroform. Blandbar med ethanol, methanol, ether, benzen, chloroform og carbontetrachlorid.

Kemiske egenskaber

CS ₂ fordamper let ved stuetemperatur, da kogepunktet er meget lavt og dens damptryk er meget høj.

Kulstofsulfid er ekstremt brandfarligt. Dampe antændes meget let, selv med varmen fra en elektrisk lyspære. Det betyder, at det reagerer med ilt meget hurtigt:

CS ₂ + 3 O ₂ → CO ₂ + 2 SO ₂

Det faktum, at det har et højt damptryk ved stuetemperatur, gør det farligt at være i nærheden af ​​en flamme.

Når den opvarmes til nedbrydning, kan den let eksplodere og udsende giftige gasser af svovloxider. Over 90 ° C antændes det spontant.

Det nedbrydes, når det opbevares i lang tid. Angriber kobber og dets legeringer. Det reagerer også med nogle plastmaterialer, gummier og belægninger.

Reagerer visse betingelser, med vand, danner OCS carbonylsulfid, CO ₂ carbondioxid og H ₂ S hydrogen disulfid:

CS ₂ + H ₂ O → OCS + H ₂ S

CS ₂ + 2 H ₂ O → CO ₂ + 2 H ₂ S

Med alkoholer (ROH) i alkalisk medium dannes xanthater (RO-CS-SNa):

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

Indhentning

Carbondisulfid fremstilles kommercielt ved omsætning af svovl med carbon. Processen udføres ved temperaturer på 750-900 ° C.

C + 2 S → CS ₂

I stedet for kul, kan methan eller naturgas også anvendes, og endda er der anvendt ethan, propan og propylen, i hvilket tilfælde reaktionen finder sted ved 400-700 ° C med højt udbytte.

Det kan også fremstilles ved omsætning af naturgas med hydrogensulfid H ₂ S ved en meget høj temperatur.

Tilstedeværelse i naturen

CS ₂ er et naturligt produkt til stede i atmosfæren i meget små mængder (spor). Det produceres fotokemisk i overfladevand.

Sollysets virkning på visse forbindelser, der findes i havvand, såsom cystein (en aminosyre) fører til dannelse af carbondisulfid.

Kulstofdisulfid kan dannes ved hjælp af sollys på nogle organiske forbindelser, der findes i havvand. Forfatter: Pexels. Kilde: Pixabay.

Det frigøres også naturligt under vulkanudbrud og findes i små mængder over sumpe.

Vi udsættes normalt for at indånde det i meget små proportioner, og det er til stede i nogle fødevarer. Det findes også i cigaretrøg.

I miljøet nedbrydes det af sollys. På jorden bevæger det sig gennem det. Nogle mikroorganismer i jorden nedbryder den.

Applikationer

I den kemiske industri

Carbondisulfid er en vigtig kemisk forbindelse, da den bruges til at fremstille andre kemikalier. Det kan fungere som et kemisk mellemprodukt.

Det bruges også som et procesopløsningsmiddel for eksempel til at opløse fosfor, svovl, selen, brom, iod, fedt, harpikser, voks, lakker og tandkød.

Det muliggør blandt andet fremstilling af farmaceutiske produkter og herbicider.

I rayon- og cellofanproduktion

Med CS ₂ fremstilles xanthater, som er forbindelser, der anvendes til fremstilling af rayon og cellophan.

For at opnå kunstig silke eller rayon startes cellulose, der behandles med alkali og carbondisulfid CS ₂ og omdannes til cellulose xanthat, opløselig i alkali. Denne opløsning er viskøs og kaldes derfor "viskøs".

Viskosen tvinges gennem meget små huller i et surt bad. Her omdannes cellulose-xanthatet tilbage til cellulose, som er uopløselig, og der dannes lange, skinnende tråde.

Trådene eller filamenterne kan spindes til et materiale kendt som rayon.

(1) Cellulose + NaOH → Alkali-cellulose

ROH + NaOH → RONa

(2) Alkali-cellulose + Carbondisulfid → Cellulose xanthate

RONa + S = C = S → RO - C (= S) –SNa

(3) Cellulose xanthate + Acid → Cellulose (filamenter)

RO - C (= S) –SNa + syre → ROH

Tøj lavet af rayon, en fiber, hvor carbon disulfide deltager. Tobias "ToMar" Maier. Kilde: Wikimedia Commons.

Hvis cellulosen udfældes ved at føre xanthatet gennem en smal spalte, regenereres cellulosen i form af tynde lag, der udgør cellofanen. Dette blødgøres med glycerol og bruges som en beskyttende film til genstande.

Cellofan fremstilles ved hjælp af carbondisulfid. Forfatter: Hans Braxmeier. Kilde: Pixabay.

I produktionen af ​​kulstoftetrachlorid

Carbondisulfid reagerer med chlor Cl ₂ til opnåelse af tetrachlormethan CCI ₄, som er en vigtig ikke-brændbart opløsningsmiddel.

CS ₂ + 3 Cl ₂ → CCl ₄ + S ₂ Cl ₂

I forskellige applikationer

Carbondisulfid deltager i den kolde vulkanisering af gummi, fungerer som et mellemprodukt i fremstilling af pesticider og bruges til at generere katalysatorer i olieindustrien og i fremstilling af papir.

Xanthates fremstillet med CS ₂ anvendes i mineralflotation.

Gamle anvendelser

CS ₂ er en gift for levende organismer. Tidligere blev det brugt til at ødelægge skadedyr som rotter, marmotter og myrer og hældte væsken i ethvert lukket rum, hvor disse dyr boede (huler og myrbakker).

Når de blev brugt til dette formål, udslettet de tætte giftige dampe enhver levende organisme, der var i det trange rum.

Det blev også brugt som anthelmintikum til dyr og til at dræbe blæserlarver fra hestens mave.

I landbruget blev det brugt som et insekticid og nematicid til at berøve jorden til fumigation af planteskoler, korn, siloer og kornmøller. Jernbanevogne, skibe og pramme blev også sprøjtet.

En landmand i 1904 sprøjtede jorden med kuldisulfid for at bekæmpe en skadedyr af drueplanter. Ölgemälde von Hans Pühringer, 1904. Kilde: Wikimedia Commons.

Alle disse anvendelser var forbudt på grund af CS ₂ 's høje antændelighed og toksicitet.

Risici

CS ₂ er meget brandfarlig. Mange af deres reaktioner kan forårsage brand eller eksplosion. Blandinger af dens dampe med luft er eksplosive. Når det antændes, producerer det irriterende eller giftige gasser.

Kulstofsulfid må ikke hældes ned i drænene, da der er en blanding af CS ₂ og luft tilbage i rørene, der kan forårsage en eksplosion, hvis det antændes ved et uheld.

Dampe antændes spontant ved kontakt med gnister eller varme overflader.

Carbondisulfid irriterer alvorligt øjne, hud og slimhinder.

Hvis det indåndes eller indtages, påvirker det alvorligt centralnervesystemet, det kardiovaskulære system, øjnene, nyrerne og leveren. Det kan også optages gennem huden og forårsage skade.

Referencer

1. US National Library of Medicine. (2020). Kulstofsulfid. Gendannes fra pubchem.ncbi.nlm.nih.gov.
2. Mopper, K. og Kieber, DJ (2002). Fotokemi og cykling af kulstof, svovl, kvælstof og fosfor. I biogeokemi af marine opløst organisk stof. Gendannes fra sciencedirect.com.
3. Meyer, B. (1977). Industrielle anvendelser af svovl og dets forbindelser. Kulstofsulfid. I svovl, energi og miljø. Gendannes fra sciencedirect.com.
4. Pohanish, RP (2012). C. Kulstofsulfid. I Sittigs håndbog om giftige og farlige kemikalier og kræftfremkaldende stoffer (sjette udgave). Gendannes fra sciencedirect.com.
5. Morrison, RT og Boyd, RN (2002). Organisk kemi. 6. udgave. Prentice-Hall.
6. Windholz, M. et al. (redaktører) (1983). Merck-indekset. En encyklopædi af kemikalier, lægemidler og biologiske stoffer. Tiende udgave. Merck & CO., Inc.