KARBONDISULFID (CS2): STRUKTUR, EGENSKAPER, BRUK, RISIKO - KJEMI - 2025

Den karbondisulfid er en forbindelse dannet ved foreningen av et karbonatom (C) og to svovelatomer (S). Den kjemiske formelen er CS ₂ . Det er en fargeløs eller svakt gul væske med en ubehagelig lukt på grunn av urenhetene den inneholder (svovelforbindelser). Når den er ren, er lukten myk og søt, lik kloroform eller eter.

Det stammer naturlig fra virkningen av sollys på organiske molekyler som finnes i sjøvann. Videre produseres det i sumpfarvann og blir også utvist fra vulkaner sammen med andre gasser.

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

Karbondisulfid er en flyktig væske, og den er også svært brannfarlig, så den bør holdes borte fra flammer og gnister eller apparater som kan produsere dem, til og med elektriske pærer.

Det har evnen til å løse opp et stort antall forbindelser, materialer og elementer, for eksempel fosfor, svovel, selen, harpikser, lakk osv. Derfor finner den nytten som et løsningsmiddel.

Det er også en mellommann i forskjellige industrielle kjemiske reaksjoner, for eksempel produksjon av rayon eller kunstig silke.

Det må håndteres med forsiktighet og med beskyttelsesredskaper, da det er veldig giftig og farlig.

Struktur

Karbondisulfid har ett karbonatom og to svovelatomer på sidene av det.

Bindingene mellom karbonatom og svovelatomer er kovalente og doble, derfor er de veldig sterke. CS _2- molekylet har en lineær og symmetrisk struktur.

Lineær struktur av karbondisulfid CS ₂ . Svart = karbon, gult = svovel. Forfatter: Benjah-bmm27. Kilde: Wikimedia Commons.

nomenklatur

- Karbon disulfid

- Karbonbisulfid

- Dithiocarbon anhydride

Egenskaper

Fysisk tilstand

Fargeløs til gulaktig væske.

Molekylær vekt

76,15 g / mol

Smelte- eller størkningspunkt

-110,8 ° C

Kokepunkt

46,0 ºC

Flashpoint

-30 ºC (lukket koppmetode).

Selvantennelsestemperatur

90 ° C

tetthet

Flytende = 1,26 g / cm ³ ved 20 ° C.

Damp = 2,67 ganger luftens luft.

Dampene er mer enn dobbelt så tunge som luft, og væsken er tyngre enn vann.

Damptrykk

279 mmHg ved 25 ° C.

Dette er et høyt damptrykk.

løselighet

Svært lite løselig i vann: 2,16 g / L ved 25 ° C. Løselig i kloroform. Blandbart med etanol, metanol, eter, benzen, kloroform og karbontetraklorid.

Kjemiske egenskaper

CS ₂ fordamper lett ved romtemperatur da kokepunktet er veldig lavt og damptrykket er veldig høyt.

Karbondisulfid er ekstremt brannfarlig. Dampene antennes veldig enkelt, selv med varmen fra en elektrisk lyspære. Dette betyr at den reagerer med oksygen veldig raskt:

CS ₂ + 3 O ₂ → CO ₂ + 2 SO ₂

At det har et høyt damptrykk ved romtemperatur gjør det farlig å være i nærheten av en flamme.

Når den varmes opp til spaltning, kan den lett eksplodere og avgi giftige gasser av svoveloksider. Over 90 ° C antenner den spontant.

Den brytes ned når den er lagret i lang tid. Angriper kobber og legeringer. Den reagerer også med litt plast, gummi og belegg.

Reagerer under visse forhold med vann, og danner OCS karbonylsulfid, CO ₂ karbondioksid og H ₂ S hydrogendisulfid :

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 danner xantater (RO-CS-SNa):

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

Å skaffe

Karbondisulfid fremstilles kommersielt ved å omsette svovel med karbon. Prosessen utføres ved temperaturer mellom 750 og 900 ° C.

C + 2 S → CS ₂

I stedet for kull kan metan eller naturgass også brukes, og til og med etan, propan og propylen er blitt brukt, i hvilket tilfelle reaksjonen skjer ved 400-700 ° C med høyt utbytte.

Det kan også fremstilles ved omsetning av naturgass med hydrogensulfid H ₂ S ved en meget høy temperatur.

Tilstedeværelse i naturen

CS ₂ er et naturlig produkt som er tilstede i atmosfæren i veldig små mengder (spor). Det produseres fotokjemisk i overflatevann.

Virkningen av sollys på visse forbindelser som er tilstede i sjøvann, for eksempel cystein (en aminosyre) fører til dannelse av karbondisulfid.

Karbondisulfid kan dannes ved virkning av sollys på noen organiske forbindelser som er til stede i sjøvann. Forfatter: Pexels. Kilde: Pixabay.

Det frigjøres også naturlig under vulkanutbrudd og finnes i små mengder over sumpene.

Vi blir normalt utsatt for å puste den i veldig små proporsjoner, og den er til stede i noen matvarer. Det finnes også i sigarettrøyk.

I miljøet spaltes det av sollys. På bakken beveger den seg gjennom den. Noen mikroorganismer i jorda bryter den ned.

applikasjoner

I den kjemiske industrien

Karbondisulfid er en viktig kjemisk forbindelse da den brukes til å tilberede andre kjemikalier. Det kan fungere som et kjemisk mellomprodukt.

Det brukes også som et prosessoppløsningsmiddel for å oppløse fosfor, svovel, selen, brom, jod, fett, harpiks, voks, lakk og tannkjøtt.

Det gjør det mulig å produsere farmasøytiske produkter og ugressmidler.

I rayon- og cellofanproduksjon

Med CS ₂ blir xanthater fremstilt, som er forbindelser som brukes til fremstilling av rayon og cellofan.

For å oppnå kunstig silke eller rayon startes cellulose, som behandles med alkali og karbondisulfid CS ₂ og transformeres til cellulosekantanat, oppløselig i alkali. Denne løsningen er tyktflytende og kalles derfor "viskøs".

Viskosen tvinges gjennom veldig små hull i et surt bad. Her blir cellulose xanthate transformert tilbake til cellulose som er uoppløselig og det dannes lange, blanke tråder.

Trådene eller filamentene kan spinnes til et materiale kjent som rayon.

(1) Cellulose + NaOH → Alkali-cellulose

ROH + NaOH → RONa

(2) Alkali-cellulose + karbondisulfid → Cellulose xanthate

RONa + S = C = S → RO - C (= S) –SNa

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

RO - C (= S) –SNa + Syre → ROH

Plagg laget av rayon, en fiber som karbondisulfid deltar i. Tobias "ToMar" Maier. Kilde: Wikimedia Commons.

Hvis cellulosen blir utfelt ved å føre xanthatet gjennom en smal spalte, regenereres cellulosen i form av tynne ark som utgjør cellofanen. Dette mykes med glyserol og brukes som en beskyttende film for gjenstander.

Cellofan lages ved hjelp av karbondisulfid. Forfatter: Hans Braxmeier. Kilde: Pixabay.

I produksjonen av karbontetraklorid

Karbondisulfid reagerer med klor Cl ₂ for å gi karbontetraklorid CCU ₄ , som er et viktig ikke-brennbart løsningsmiddel.

CS ₂ + 3 Cl ₂ → CCl ₄ + S ₂ Cl ₂

I forskjellige bruksområder

Karbondisulfid deltar i kald vulkanisering av gummi, fungerer som et mellomprodukt i fremstilling av plantevernmidler, og brukes til å generere katalysatorer i oljeindustrien og i fremstilling av papir.

Xanthates fremstilt med CS ₂ blir brukt i mineralflotasjon.

Gamle bruksområder

CS ₂ er en gift for levende organismer. Tidligere ble den brukt til å ødelegge skadedyr som rotter, marmoter og maur, og hellet væsken i et lukket rom hvor disse dyrene bodde (huler og myra åser).

Når de ble brukt til dette formålet, utslettet de tette giftige damper all levende organisme som var i det lukkede rommet.

Den ble også brukt som en anthelmintikum for dyr og for å drepe blæsjlarver fra magen til hester.

I landbruket ble det brukt som et insektmiddel og nematicide, for å fumigere jorda, til fumigation av gartnerier, korn, siloer og kornmøller. Jernbanevogner, skip og lektere ble også sprayet.

En bonde i 1904 og sprayet jorden med karbondisulfid for å bekjempe en skadedyr av drueplanter. Ölgemälde von Hans Pühringer, 1904. Kilde: Wikimedia Commons.

Alle disse bruksområdene ble forbudt på grunn av den høye brennbarheten og toksisiteten til CS ₂ .

risiko

CS ₂ er svært brannfarlig. Mange av reaksjonene deres kan forårsake brann eller eksplosjon. Blandinger av dampene med luft er eksplosive. Ved antenning produserer det irriterende eller giftige gasser.

Karbondisulfid må ikke helles ned i avløpene, da det er en blanding av CS ₂ og luft igjen i rørene som kan forårsake en eksplosjon hvis de blir antent ved et uhell.

Dampene antennes spontant ved kontakt med gnister eller varme overflater.

Karbondisulfid irriterer alvorlig øynene, huden og slimhinnene.

Ved innånding eller inntak, påvirker det alvorlig sentralnervesystemet, det kardiovaskulære systemet, øynene, nyrene og leveren. Det kan også tas opp gjennom huden og forårsake skade.

referanser

1. US National Library of Medicine. (2020). Karbon disulfid. Gjenopprettet fra pubchem.ncbi.nlm.nih.gov.
2. Mopper, K. og Kieber, DJ (2002). Fotokjemi og sykling av karbon, svovel, nitrogen og fosfor. In Biogeochemistry of Marine Dissolved Organic Matter. Gjenopprettet fra sciencedirect.com.
3. Meyer, B. (1977). Industriell bruk av svovel og dens forbindelser. Karbondisulfid. I svovel, energi og miljø. Gjenopprettet fra sciencedirect.com.
4. Pohanish, RP (2012). C. Karbondisulfid. I Sittigs håndbok for giftige og farlige kjemikalier og kreftfremkallende stoffer (sjette utgave). Gjenopprettet fra sciencedirect.com.
5. Morrison, RT og Boyd, RN (2002). Organisk kjemi. 6. utgave. Prentice-Hall.
6. Windholz, M. et al. (redaktører) (1983). Merck-indeksen. Et leksikon av kjemikalier, medikamenter og biologiske stoffer. Tiende utgave. Merck & CO., Inc.