Sulfeto de carbonila

Definição Sulfeto de carbonila

O sulfeto de carbonila é um gás incolor, venenoso e inflamável com um odor distinto de sulfeto. O gás é tóxico e narcótico em baixas concentrações e apresenta risco moderado de incêndio.

O sulfeto de carbonila também pode ser chamado de sulfeto de óxido de carbono e oxissulfeto de carbono.

Sob exposição prolongada ao fogo ou calor intenso, o recipiente pode se romper violentamente ou explodir.

É usado na síntese de compostos tio orgânicos.

Em química inorgânica o sulfeto de carbonila é a mistura de óxido e sulfeto de carbono COS.

O sulfeto de carbonila é um composto de um carbono no qual o átomo de carbono está ligado a um átomo de oxigênio e a um átomo de enxofre por meio de ligações duplas.

Fórmula molecular: COS

Estrutura química do Sulfeto de carbonila

O que é sulfeto de carbonila?

O sulfeto de carbonila é um composto químico de carbono, enxofre e oxigênio, com cada molécula contendo um átomo de cada elemento.

Tem a fórmula química OCS, mas é comumente escrito como COS.

É um gás incolor e inflamável com um odor desagradável de enxofre. Tem vários usos industriais, mas é mais comumente usado como um composto intermediário na fabricação de herbicidas orgânicos.

Os principais usos do sulfeto de carbonila são na fabricação de herbicidas orgânicos; na fabricação de outros produtos químicos, como compostos orgânicos de enxofre; e como fumigante.

É um subproduto da produção de dissulfeto de carbono. A hidrólise do sulfeto de carbonila é um processo que produz sulfeto de hidrogênio, que é usado para produzir ácido sulfúrico.

Ele também é usado na produção de uma classe de produtos químicos chamados carbonatos de alquila.

O sulfeto de carbonila também é encontrado como uma impureza em certos produtos de petróleo, bem como em subprodutos de refinaria.

Também é encontrado nos gases de escapamento de alguns combustíveis que contêm enxofre.

Também ocorre naturalmente e é lançado no ar por vulcões, pântanos e em pequenas quantidades por muitos tipos de árvores.

De acordo com a World Wide Science Organization (Organização Mundial de Ciência), o sulfeto de carbonila é uma das principais fontes de corrosão atmosférica por enxofre de metais como cobre e bronze, entre outros.

É considerado pela Agência de Proteção Ambiental dos Estados Unidos (EPA) como um poluente sob a Lei do Ar Limpo. De acordo com a EPA, mais de cerca de 7,2 milhões de kg foram lançados no ar nos EUA em 1992, e as informações sugerem que os valores recentes podem ser maiores.

Poucas pesquisas foram feitas sobre a toxicidade direta do sulfeto de carbonila para humanos, mas a EPA relata que, em quantidades suficientes, a inalação pode causar efeitos narcóticos em humanos e é irritante para a pele e os olhos. Outros dados sugerem que altas doses podem causar convulsões e morte devido à insuficiência respiratória.

Um estudo feito em ratos mostrou que a exposição ao sulfeto de carbonila por um determinado período de tempo pode ser fatal para alguns dos animais.

O sulfeto de carbonila é classificado como um perigo de incêndio e é muito inflamável e potencialmente explosivo quando exposto a chamas. Os métodos aceitáveis de supressão de incêndio são dióxido de carbono, spray de água e extintores de pó químico. Quando queimado, emite altos níveis de monóxido de carbono, um gás venenoso, incolor e inodoro, além de sulfeto de hidrogênio, que também é um material tóxico.

Antes considerado relativamente inofensivo, o sulfeto de carbonila é agora considerado indesejável como componente de muitos combustíveis e produtos e subprodutos da refinaria.

A remoção do sulfeto de carbonila está sujeita a várias patentes. Muitas empresas usam o processo para remover essa substância nociva de produtos como o propano e o gás natural.

Quais são as propriedades do enxofre?

As propriedades do enxofre são que ele é um elemento químico amarelo, inodoro e muito comum perto de regiões vulcânicas e fontes termais.

Os compostos contendo enxofre são de grande importância na indústria e na biologia. O enxofre é conhecido como enxofre, que remonta aos tempos antigos. Uma grafia alternativa comum é ‘enxofre’.

O enxofre sólido predomina como um anel de oito átomos, mas outros anéis com menos átomos também são encontrados. Quando queimado, o enxofre exibe uma chama azul que libera dióxido de enxofre, SO₂.

Este composto pode combinar-se com água nas membranas mucosas de uma pessoa para formar ácido sulfuroso diluído, H₂SO₄, que atua como um ácido fraco.

O cheiro comumente associado ao enxofre não é devido ao enxofre elementar, mas a outros compostos de enxofre que se formaram. Por exemplo, o sulfeto de hidrogênio, H2S, é um gás venenoso que exala cheiro de ovo podre. Pequenas quantidades são formadas quando a umidade do ar causa a oxidação do enxofre. Uma de suas fontes é o esgoto e, ocasionalmente, pode ser fatal para os trabalhadores das valas de esgoto. O dióxido de enxofre formado a partir da queima de enxofre cheira a fósforo queimado.

O enxofre exibe um fenômeno conhecido como alotropismo, o que significa que pode existir em diferentes formas. Possui cristais de diversos tipos dependendo da temperatura.

As formas mais comuns são conhecidas como rômbica e monoclínica. Acima de 356 ° F (96 ° C), a forma monoclínica é estável, e abaixo dessa temperatura a forma rômbica é a forma estável.

As propriedades do enxofre, em sua forma fundida, são incomuns, pois é como um líquido xaroposo em temperaturas mais altas. Geralmente, os compostos tornam-se líquidos puros em altas temperaturas.

A 160 ° C, os anéis de oito átomos se abrem e se unem. Eles formam cadeias de comprimentos variados, variando de oito a vários milhares de átomos. Se o enxofre líquido é despejado na água rapidamente, ele forma polímeros conhecidos como plástico, ou amorfo, enxofre, que podem durar vários dias.

Uma propriedade do enxofre é sua tendência de se combinar com outros compostos e formar minerais. É freqüentemente encontrado como sulfato e minerais de sulfeto.

Um exemplo é o sulfeto de ferro ou pirita, FeS₂, mais comumente conhecido como ‘ouro de tolo’.

Os sais de Epsom compostos industriais e medicinais comumente usados, MgSO₄ é outro exemplo.

O enxofre é muito importante na biologia e é necessário para todas as células vivas. Vários dos aminoácidos que compõem as proteínas contêm enxofre como parte de sua estrutura.

Um desses aminoácidos é a cisteína e pode formar ligações de dois grupos de enxofre que conferem uma grande força às proteínas. Isso é chamado de ligação dissulfeto.

Os processos comerciais que empregam enxofre geralmente utilizam enxofre combinado com outros compostos, embora a vulcanização da borracha seja um processo que emprega enxofre elementar.

O enxofre também é usado como fungicida e na fabricação de pólvora. O ácido sulfúrico, H₂SO₄, é um produto químico industrial altamente produzido em todo o mundo.

É utilizado na produção de fertilizantes fosfatados, em refinarias de petróleo e extração mineral.

As propriedades físicas do enxofre são de número atômico 16 e peso atômico de 32,06. Tem um ponto de fusão de 113 ° C e um ponto de ebulição de 444 ° C. Sua densidade é de 2,067 gramas por centímetro cúbico. Existem quatro isótopos estáveis encontrados naturalmente.

Nenhum deles é radioativo, mas o isótopo radioativo 35S é usado experimentalmente.

As propriedades químicas do enxofre incluem ter estados de oxidação comuns de 6, 4, 2 e -2. Compostos como o ácido sulfúrico, que têm um estado de oxidação de 6, são agentes oxidantes.

Outros compostos com estados de oxidação de -2, como o sulfeto de hidrogênio, atuam apenas como agentes redutores. O enxofre elementar não é solúvel em água, mas pode ser dissolvido em dissulfeto de carbono.

Origem

J. P. Couërbe descreveu o que ele pensava ser COS em 1841, mas o gás acabou sendo uma mistura de CO₂ e sulfeto de hidrogênio (H₂S).

Em 1867, o químico húngaro Carl von Than o caracterizou corretamente; ele o fez pela reação entre o tiocianato de potássio (KSCN) e o ácido sulfúrico (H₂SO₄), embora outros gases tenham sido coproduzidos.

Para uma molécula simples, o COS tem relativamente poucas aplicações em pesquisa e fabricação. Mas com ˜0,5 ppb, é o composto contendo enxofre mais abundante na atmosfera da Terra, uma circunstância que se mostra surpreendentemente útil nas ciências da Terra.

Cerca de 10 anos atrás, J. Elliott Campbell, então na University of California, Merced, e outros cientistas começaram a avaliar se o COS é um bom substituto do CO₂ para rastrear quanto carbono é absorvido pela fotossíntese em todo o mundo. Mesmo que a concentração de COS na atmosfera seja menor do que a de CO₂ por um fator de ˜106, seu “sinal” atmosférico é 6 vezes maior do que CO2; e evita algumas das complicações que acompanham as medições de CO₂.

No início deste ano, Campbell, agora na Universidade da Califórnia, Santa Cruz, e cerca de duas dúzias de co-autores em várias instituições relataram que o COS é provavelmente superior ao CO₂ para rastrear a atividade de fotossíntese em todo o mundo, apesar das próprias complicações do COS.

Resumo

Vários anos se passaram desde que a última revisão abrangente das propriedades químicas do sulfeto de carbonila (COS) foi apresentada em 1957.

Desde aquela época, algumas novas questões importantes surgiram em relação a este fluido.

A presença de COS em fluxos de produtos industriais sempre foi uma consideração importante para engenheiros químicos.

Um exemplo de um problema industrial relativamente novo é a presença de COS que ocorre naturalmente no gás liquefeito de petróleo (GLP).

Acredita-se que a hidrólise deste COS seja a causa de falhas nos testes de corrosão e conformidade na indústria de GLP.

Novas aplicações do COS surgiram nos últimos anos, como seu uso como fumigante agrícola.

As questões ambientais também se tornaram mais uma preocupação recentemente. Essas questões, bem como muitas outras questões de propriedades químicas e físicas na ciência e na indústria, tornam este um momento apropriado para revisitar a química deste fluido interessante, prestando atenção especial às observações recentes.

Fonte: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov/dtsc.ca.gov/www.chemspider.com/cameochemicals.noaa.gov/www.wisegeek.org/www.acs.org/www.chemicalbook.com/pubs.acs.org/webbook.nist.gov/www.atsdr.cdc.gov