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Monóxido de carbono

El monóxido de carbono ( fórmula química CO ) es un gas venenoso e inflamable, incoloro, inodoro, insípido y ligeramente menos denso que el aire. El monóxido de carbono está formado por un átomo de carbono y un átomo de oxígeno conectados por un triple enlace . Es el óxido de carbono más simple . En los complejos de coordinación , el ligando de monóxido de carbono se denomina carbonilo . Es un ingrediente clave en muchos procesos de la química industrial. [5]

La fuente más común de monóxido de carbono es la combustión parcial de compuestos que contienen carbono. Numerosas fuentes ambientales y biológicas generan monóxido de carbono. En la industria, el monóxido de carbono es importante en la producción de muchos compuestos, incluidos medicamentos, fragancias y combustibles. [6] Al emitirse a la atmósfera, el monóxido de carbono afecta a varios procesos que contribuyen al cambio climático . [7]

El CO en espacios interiores es uno de los contaminantes más tóxicos que afectan la calidad del aire en espacios interiores . El CO puede emitirse a partir del humo del tabaco y generarse a partir de estufas que queman combustible (madera, queroseno, gas natural, propano) y sistemas de calefacción que queman combustible (madera, petróleo, gas natural) que no funcionan correctamente, y a partir de conductos de humos bloqueados conectados a estos aparatos. [8] La intoxicación por monóxido de carbono es el tipo más común de intoxicación atmosférica mortal en muchos países. [9] [8] [10]

El monóxido de carbono tiene importantes funciones biológicas en todos los reinos filogenéticos. Es producido por muchos organismos, incluidos los humanos. En la fisiología de los mamíferos, el monóxido de carbono es un ejemplo clásico de hormesis , en la que las concentraciones bajas actúan como neurotransmisor endógeno ( gasotransmisor ) y las concentraciones altas son tóxicas , lo que provoca intoxicación por monóxido de carbono . Es isoelectrónico tanto con el anión cianuro CN − como con el nitrógeno molecular N 2 .

Propiedades físicas y químicas

El monóxido de carbono es el oxocarbono más simple y es isoelectrónico con otras especies diatómicas triplemente enlazadas que poseen 10 electrones de valencia, incluyendo el anión cianuro , el catión nitrosonio , el monofluoruro de boro y el nitrógeno molecular . Tiene una masa molar de 28,0, lo que, según la ley de los gases ideales , lo hace ligeramente menos denso que el aire, cuya masa molar promedio es 28,8.

El carbono y el oxígeno están conectados por un triple enlace que consiste en dos enlaces pi netos y un enlace sigma . La longitud del enlace entre el átomo de carbono y el átomo de oxígeno es de 112,8  pm . [11] [12] Esta longitud de enlace es consistente con un triple enlace, como en el nitrógeno molecular (N 2 ), que tiene una longitud de enlace similar (109,76 pm) y casi la misma masa molecular . Los dobles enlaces carbono-oxígeno son significativamente más largos, 120,8 pm en formaldehído , por ejemplo. [13] El punto de ebullición (82 K) y el punto de fusión (68 K) son muy similares a los del N 2 (77 K y 63 K, respectivamente). La energía de disociación de enlace de 1072 kJ/mol es más fuerte que la del N 2 (942 kJ/mol) y representa el enlace químico más fuerte conocido. [14]

El estado electrónico fundamental del monóxido de carbono es un estado singlete [15] ya que no hay electrones desapareados.

Enlace y momento dipolar

La fuerza del enlace CO en el monóxido de carbono está indicada por la alta frecuencia de su vibración, 2143 cm -1 . [18] A modo de comparación, los carbonilos orgánicos como las cetonas y los ésteres absorben alrededor de 1700 cm -1 .

El carbono y el oxígeno juntos tienen un total de 10 electrones en la capa de valencia . Siguiendo la regla del octeto tanto para el carbono como para el oxígeno, los dos átomos forman un triple enlace , con seis electrones compartidos en tres orbitales moleculares de enlace, en lugar del doble enlace habitual que se encuentra en los compuestos carbonílicos orgánicos. Dado que cuatro de los electrones compartidos provienen del átomo de oxígeno y solo dos del carbono, un orbital de enlace está ocupado por dos electrones del oxígeno, formando un enlace dativo o dipolar . Esto provoca una polarización C←O de la molécula, con una pequeña carga negativa en el carbono y una pequeña carga positiva en el oxígeno. Los otros dos orbitales de enlace están ocupados cada uno por un electrón del carbono y uno del oxígeno, formando enlaces covalentes (polares) con una polarización C→O inversa, ya que el oxígeno es más electronegativo que el carbono. En la molécula de monóxido de carbono libre, una carga negativa neta δ permanece en el extremo del carbono y la molécula tiene un pequeño momento dipolar de 0,122  D. [19]

La molécula es por tanto asimétrica: el oxígeno es más denso en electrones que el carbono y además tiene una carga ligeramente positiva, mientras que el carbono tiene una carga negativa.

La forma de resonancia más importante del monóxido de carbono es C≡O + . Un importante contribuyente de resonancia menor es la estructura carbénica no octet :C=O.

El monóxido de carbono tiene un orden de enlace fraccionario calculado de 2,6, lo que indica que el "tercer" enlace es importante pero constituye algo menos que un enlace completo. [20] Por lo tanto, en términos de enlace de valencia, C≡O + es la estructura más importante, mientras que :C=O no es un octeto, pero tiene una carga formal neutra en cada átomo y representa el segundo contribuyente de resonancia más importante. Debido al par solitario y la divalencia del carbono en esta estructura de resonancia, el monóxido de carbono a menudo se considera un carbeno extraordinariamente estabilizado . [21] Los isocianuros son compuestos en los que el O se reemplaza por un grupo NR (R = alquilo o arilo) y tienen un esquema de enlace similar.

Si el monóxido de carbono actúa como ligando , la polaridad del dipolo puede invertirse con una carga negativa neta en el extremo del oxígeno, dependiendo de la estructura del complejo de coordinación . [22] Véase también la sección "Química de coordinación" a continuación.

Polaridad de enlace y estado de oxidación

Estudios teóricos y experimentales muestran que, a pesar de la mayor electronegatividad del oxígeno, el momento dipolar apunta desde el extremo más negativo del carbono hacia el extremo más positivo del oxígeno. [23] [24] Los tres enlaces son, de hecho, enlaces covalentes polares que están fuertemente polarizados. La polarización calculada hacia el átomo de oxígeno es del 71% para el enlace σ y del 77% para ambos enlaces π . [25]

El estado de oxidación del carbono en el monóxido de carbono es +2 en cada una de estas estructuras. Se calcula contando todos los electrones enlazantes como pertenecientes al oxígeno, que es más electronegativo. Solo los dos electrones no enlazantes del carbono se asignan al carbono. En este recuento, el carbono tiene solo dos electrones de valencia en la molécula, en comparación con los cuatro del átomo libre.

Aparición

Promedios mensuales de concentraciones globales de monóxido de carbono troposférico a una altitud de aproximadamente 12.000 pies. Los datos fueron recopilados por el sensor MOPITT (Medición de la contaminación en la troposfera) del satélite Terra de la NASA. [26]

El monóxido de carbono se produce en diversos entornos naturales y artificiales. La degradación fotoquímica de la materia vegetal, por ejemplo, genera unas 60 millones de toneladas al año. [27] Las concentraciones típicas en partes por millón son las siguientes:

Presencia atmosférica

La raya roja, naranja y amarilla que atraviesa Sudamérica , África y el Océano Atlántico en esta animación indica altos niveles de monóxido de carbono el 30 de septiembre de 2005.
Concentraciones de monóxido de carbono en primavera en el hemisferio norte medidas con el instrumento MOPITT

El monóxido de carbono (CO) está presente en pequeñas cantidades (alrededor de 80 ppb ) en la atmósfera de la Tierra . La mayor parte del resto proviene de reacciones químicas con compuestos orgánicos emitidos por actividades humanas y de orígenes naturales debido a reacciones fotoquímicas en la troposfera que generan alrededor de 5 × 10 12 kilogramos por año. [35] Otras fuentes naturales de CO incluyen volcanes, incendios forestales y forestales , y otras formas diversas de combustión como combustibles fósiles . [36] También se emiten pequeñas cantidades del océano y de la actividad geológica porque el monóxido de carbono se presenta disuelto en roca volcánica fundida a altas presiones en el manto de la Tierra . [37] Debido a que las fuentes naturales de monóxido de carbono varían de un año a otro, es difícil medir con precisión las emisiones naturales del gas.

El monóxido de carbono tiene un efecto indirecto en el forzamiento radiativo al elevar las concentraciones de gases de efecto invernadero directos , incluidos el metano y el ozono troposférico . El CO puede reaccionar químicamente con otros componentes atmosféricos (principalmente el radical hidroxilo , OH) que de otro modo destruirían el metano. [38] A través de procesos naturales en la atmósfera, se oxida a dióxido de carbono y ozono. El monóxido de carbono tiene una vida corta en la atmósfera (con una vida media de alrededor de uno a dos meses) y una concentración espacialmente variable. [39]

Debido a su larga vida útil en la troposfera media, el monóxido de carbono también se utiliza como trazador de columnas contaminantes. [40]

Astronomía

Más allá de la Tierra, el monóxido de carbono es la segunda molécula diatómica más común en el medio interestelar , después del hidrógeno molecular . Debido a su asimetría, esta molécula polar produce líneas espectrales mucho más brillantes que la molécula de hidrógeno, lo que hace que el CO sea mucho más fácil de detectar. El CO interestelar se detectó por primera vez con radiotelescopios en 1970. Ahora es el trazador más comúnmente utilizado de gas molecular en general en el medio interestelar de las galaxias, ya que el hidrógeno molecular solo se puede detectar utilizando luz ultravioleta, lo que requiere telescopios espaciales . Las observaciones de monóxido de carbono proporcionan gran parte de la información sobre las nubes moleculares en las que se forman la mayoría de las estrellas . [41] [42]

Beta Pictoris , la segunda estrella más brillante de la constelación de Pictor , muestra un exceso de emisión infrarroja en comparación con las estrellas normales de su tipo, lo cual es causado por grandes cantidades de polvo y gas (incluido monóxido de carbono) [43] [44] cerca de la estrella.

En la atmósfera de Venus, el monóxido de carbono se produce como resultado de la fotodisociación del dióxido de carbono por la radiación electromagnética de longitudes de onda inferiores a 169 nm . También se ha identificado espectroscópicamente en la superficie de la luna Tritón de Neptuno . [45]

El monóxido de carbono sólido es un componente de los cometas . [46] El componente volátil o "hielo" del cometa Halley es aproximadamente un 15% de CO. [47] A temperatura ambiente y a presión atmosférica, el monóxido de carbono en realidad solo es metaestable (ver reacción de Boudouard ) y lo mismo es cierto a bajas temperaturas donde el CO y el CO
2
Son sólidos, pero pueden existir durante miles de millones de años en los cometas. Hay muy poco CO en la atmósfera de Plutón , que parece haberse formado a partir de cometas. Esto puede deberse a que hay (o había) agua líquida en el interior de Plutón.

El monóxido de carbono puede reaccionar con el agua para formar dióxido de carbono e hidrógeno:

CO + H2OH
2
+ CO
2

Esta reacción se denomina reacción de desplazamiento de agua a gas cuando se produce en fase gaseosa, pero también puede producirse (muy lentamente) en una solución acuosa. Si la presión parcial de hidrógeno es lo suficientemente alta (por ejemplo, en un mar subterráneo), se formará ácido fórmico :

CO + H2O → HCOOH

Estas reacciones pueden tener lugar en unos pocos millones de años incluso a temperaturas como las que se encuentran en Plutón. [48]

Contaminación y efectos sobre la salud

Contaminación urbana

El monóxido de carbono es un contaminante atmosférico temporal en algunas zonas urbanas, proveniente principalmente de los gases de escape de los motores de combustión interna (incluidos vehículos, generadores portátiles y de respaldo, cortadoras de césped, hidrolavadoras, etc.), pero también de la combustión incompleta de varios otros combustibles (incluidos madera, carbón, carbón vegetal, petróleo, parafina, propano, gas natural y basura).

Se pueden observar grandes eventos de contaminación por CO desde el espacio sobre las ciudades. [49]

Papel en la formación de ozono a nivel del suelo

El monóxido de carbono es, junto con los aldehídos , parte de la serie de ciclos de reacciones químicas que forman el smog fotoquímico . Reacciona con el radical hidroxilo ( OH) para producir un intermediario radical HOCO, que transfiere rápidamente su hidrógeno radical a O 2 para formar el radical peroxi (HO 2 ) y dióxido de carbono (CO 2 ). [50] El radical peroxi reacciona posteriormente con óxido de nitrógeno (NO) para formar dióxido de nitrógeno (NO 2 ) y radical hidroxilo. NO 2 da O( 3 P) a través de fotólisis, formando así O 3 tras la reacción con O 2 . Dado que el radical hidroxilo se forma durante la formación de NO 2 , el balance de la secuencia de reacciones químicas que comienzan con el monóxido de carbono y conducen a la formación de ozono es:

CO + 2O 2 + hν → CO 2 + O 3

(donde hν se refiere al fotón de luz absorbido por la molécula de NO 2 en la secuencia)

Aunque la creación de NO 2 es el paso crítico que conduce a la formación de ozono de bajo nivel , también aumenta este ozono de otra manera, algo mutuamente excluyente, al reducir la cantidad de NO que está disponible para reaccionar con el ozono. [51]

Contaminación del aire en interiores

El monóxido de carbono es uno de los contaminantes del aire interior más tóxicos . El monóxido de carbono puede emitirse a partir del humo del tabaco y generarse a partir de estufas que queman combustible (madera, queroseno, gas natural, propano) y sistemas de calefacción que queman combustible (madera, petróleo, gas natural) que funcionan mal y a partir de conductos de humos bloqueados conectados a estos aparatos. [8] En los países desarrollados, las principales fuentes de emisión de CO en interiores provienen de aparatos de cocina y calefacción que queman combustibles fósiles y que son defectuosos, están instalados incorrectamente o tienen un mantenimiento deficiente. [52] El mal funcionamiento de los aparatos puede deberse a una instalación defectuosa o a la falta de mantenimiento y uso adecuado. [8] En los países de ingresos bajos y medios, las fuentes más comunes de CO en los hogares son la quema de combustibles de biomasa y el humo del cigarrillo. [52]

Minería

Los mineros se refieren al monóxido de carbono como " humedad blanca " o "asesino silencioso". Se puede encontrar en áreas confinadas con poca ventilación tanto en minas de superficie como en minas subterráneas. Las fuentes más comunes de monóxido de carbono en las operaciones mineras son el motor de combustión interna y los explosivos; sin embargo, en las minas de carbón, el monóxido de carbono también se puede encontrar debido a la oxidación a baja temperatura del carbón. [53] La expresión " canario en la mina de carbón " se refería a una advertencia temprana de la presencia de monóxido de carbono. [54]

Efectos sobre la salud

La intoxicación por monóxido de carbono es el tipo de intoxicación atmosférica mortal más común en muchos países. La exposición aguda también puede provocar efectos neurológicos a largo plazo, como cambios cognitivos y conductuales. La intoxicación grave por CO puede provocar pérdida de conocimiento, coma y muerte. La exposición crónica a bajas concentraciones de monóxido de carbono puede provocar letargo, dolores de cabeza, náuseas, síntomas similares a los de la gripe y problemas neuropsicológicos y cardiovasculares. [9] [8] [10]

Química

El monóxido de carbono tiene una amplia gama de funciones en todas las disciplinas de la química. Las cuatro categorías principales de reactividad incluyen la catálisis de metal-carbonilo , la química radical y la química de cationes y aniones . [55]

Química de coordinación

Esquema de niveles de energía de los orbitales σ y π del monóxido de carbono
El HOMO del CO es un σ MO .
El LUMO de CO es un MO antienlazante π* .

La mayoría de los metales forman complejos de coordinación que contienen monóxido de carbono unido de forma covalente. Estos derivados, que se denominan carbonilos metálicos , tienden a ser más robustos cuando el metal se encuentra en estados de oxidación más bajos. Por ejemplo, el pentacarbonilo de hierro (Fe(CO) 5 ) es un líquido destilable y estable al aire. El carbonilo de níquel es un ejemplo de un complejo de carbonilo metálico que se forma por la combinación directa de monóxido de carbono con el metal: C. Elschenbroich (2006). Organometallics . VCH. ISBN 978-3-527-29390-2.

Ni + 4 CO → Ni(CO) 4 (1 bar , 55 °C)

Estos complejos volátiles suelen ser muy tóxicos. Algunos complejos de metal-CO se preparan mediante la descarbonilación de disolventes orgánicos, no a partir de CO. Por ejemplo, el tricloruro de iridio y la trifenilfosfina reaccionan en 2-metoxietanol o DMF en ebullición para producir IrCl(CO)(PPh 3 ) 2 .

Como ligando, el CO se une a través del carbono, formando una especie de triple enlace. El par solitario del átomo de carbono dona densidad electrónica para formar un enlace sigma M-CO . Los dos orbitales π* del CO se unen a orbitales metálicos llenos. El efecto está relacionado con el modelo de Dewar-Chatt-Duncanson . Los efectos del enlace cuasi-triple MC se reflejan en el espectro infrarrojo de estos complejos. Mientras que el CO libre vibra a 2143 cm-1, sus complejos tienden a absorber cerca de 1950 cm-1.Estructura del pentacarbonilo de hierro.

Química orgánica y de grupos principales

En presencia de ácidos fuertes, los alquenos reaccionan con los ácidos carboxílicos . La hidrólisis de esta especie (un ion acilio ) da lugar al ácido carboxílico, un proceso neto conocido como reacción de Koch-Haaf . [56] En la reacción de Gattermann-Koch , los arenos se convierten en derivados de benzaldehído en presencia de CO, AlCl 3 y HCl . [57]

Una mezcla de gas hidrógeno y CO reacciona con alquenos para dar aldehídos. El proceso requiere la presencia de catalizadores metálicos. [58]

Con los reactivos del grupo principal, el CO experimenta varias reacciones notables. La cloración del CO es la ruta industrial para obtener el importante compuesto fosgeno . Con el borano, el CO forma el aducto H 3 BCO , que es isoelectrónico con el catión acilio [H 3 CCO] + . El CO reacciona con el sodio para dar productos resultantes del acoplamiento C−C, como el acetilendiolato de sodio 2 Na+
· C
2
Oh2−
2
Reacciona con potasio fundido para dar una mezcla de un compuesto organometálico, acetilendiolato de potasio 2 K+
· C
2
Oh2−
2
, bencenohexolato de potasio 6 K+
do
6
Oh6−
6
, [59] y rodizonato de potasio 2 K+
· C
6
Oh2−
6
. [60]

Los compuestos ciclohexanohexona o triquinoilo (C 6 O 6 ) y ciclopentanopentona o ácido leucónico (C 5 O 5 ), que hasta ahora sólo se han obtenido en cantidades traza, pueden considerarse polímeros de monóxido de carbono. A presiones superiores a 5 GPa , el monóxido de carbono se convierte en policarbonilo , un polímero sólido que es metaestable a presión atmosférica pero es explosivo. [61] [62]

Preparación de laboratorio

El monóxido de carbono se produce convenientemente en el laboratorio mediante la deshidratación del ácido fórmico o del ácido oxálico , por ejemplo con ácido sulfúrico concentrado . [56] [57] [63] Otro método es calentar una mezcla íntima de metal de zinc en polvo y carbonato de calcio , que libera CO y deja óxido de zinc y óxido de calcio :

Zn + CaCO3 ZnO + CaO + CO

El nitrato de plata y el yodoformo también producen monóxido de carbono:

CHI 3 + 3AgNO 3 + H 2 O → 3HNO 3 + CO + 3AgI

Finalmente, las sales de oxalato metálico liberan CO al calentarse, dejando un carbonato como subproducto:

N / A
2
do
2
Oh
4

2
CO
3
+ CO

Producción

La combustión térmica es la fuente más común de monóxido de carbono. El monóxido de carbono se produce a partir de la oxidación parcial de compuestos que contienen carbono ; se forma cuando no hay suficiente oxígeno para producir dióxido de carbono (CO2 ) , como cuando se utiliza una estufa o un motor de combustión interna en un espacio cerrado.

Durante los procesos oxidativos para la producción de sustancias químicas se genera una gran cantidad de CO como subproducto, por lo que es necesario depurar los gases de escape del proceso.

Se han desarrollado muchos métodos para la producción de monóxido de carbono. [64]

Producción industrial

Una fuente industrial importante de CO es el gas pobre , una mezcla que contiene principalmente monóxido de carbono y nitrógeno, formada por la combustión de carbono en el aire a alta temperatura cuando hay un exceso de carbono. En un horno, el aire pasa a través de un lecho de coque . El CO2 producido inicialmente se equilibra con el carbono caliente restante para dar CO. [65] La reacción del CO2 con el carbono para dar CO se describe como la reacción de Boudouard . [66] Por encima de los 800 °C, el CO es el producto predominante:

CO 2 (g) + C (s) → 2 CO (g) (Δ H r = 170 kJ/mol)

Otra fuente es el " gas de agua ", una mezcla de hidrógeno y monóxido de carbono producida mediante la reacción endotérmica de vapor y carbono:

H 2 O (g) + C (s) → H 2 (g) + CO (g) (Δ H r = 131 kJ/mol)

Otros " gases de síntesis " similares pueden obtenerse a partir del gas natural y otros combustibles.

El monóxido de carbono también se puede producir mediante electrólisis a alta temperatura del dióxido de carbono con celdas electrolizadoras de óxido sólido . [67] Un método desarrollado en DTU Energy utiliza un catalizador de óxido de cerio y no tiene problemas de ensuciamiento del catalizador. [68] [69]

2CO2 2CO + O2

El monóxido de carbono también es un subproducto de la reducción de minerales de óxido metálico con carbono, que se muestra de forma simplificada a continuación:

MO + C → M + CO

El monóxido de carbono también se produce por la oxidación directa del carbono en un suministro limitado de oxígeno o aire.

2C + O2 2CO

Como el CO es un gas, el proceso de reducción puede ser impulsado por el calor, aprovechando la entropía positiva (favorable) de la reacción. El diagrama de Ellingham muestra que la formación de CO es favorecida por sobre la de CO 2 a altas temperaturas.

Usar

Industria química

El monóxido de carbono es un gas industrial que tiene muchas aplicaciones en la fabricación de productos químicos a granel. [70] Se producen grandes cantidades de aldehídos mediante la reacción de hidroformilación de alquenos , monóxido de carbono y H 2 . La hidroformilación está acoplada al proceso de olefinas superiores de Shell para dar precursores a los detergentes .

El fosgeno , útil para preparar isocianatos, policarbonatos y poliuretanos, se produce haciendo pasar monóxido de carbono purificado y gas cloro a través de un lecho de carbón activado poroso , que actúa como catalizador . Se estimó que la producción mundial de este compuesto era de 2,74 millones de toneladas en 1989. [71]

CO + Cl2COCl2

El metanol se produce mediante la hidrogenación del monóxido de carbono. En una reacción relacionada, la hidrogenación del monóxido de carbono está asociada a la formación de enlaces C-C, como en el proceso Fischer-Tropsch, en el que el monóxido de carbono se hidrogena para formar combustibles de hidrocarburos líquidos. Esta tecnología permite convertir el carbón o la biomasa en diésel.

En el proceso Cativa , el monóxido de carbono y el metanol reaccionan en presencia de un catalizador homogéneo de iridio y ácido yodhídrico para producir ácido acético . Este proceso es responsable de la mayor parte de la producción industrial de ácido acético.

Metalurgia

El monóxido de carbono es un potente agente reductor y se ha utilizado en pirometalurgia para reducir metales de menas desde tiempos antiguos. El monóxido de carbono elimina el oxígeno de los óxidos metálicos, reduciéndolos a metal puro a altas temperaturas, formando dióxido de carbono en el proceso. El monóxido de carbono no suele suministrarse tal cual, en fase gaseosa, en el reactor, sino que se forma a alta temperatura en presencia de mena portadora de oxígeno o de un agente carbonífero como el coque y a alta temperatura. El proceso de alto horno es un ejemplo típico de un proceso de reducción de metal de mena con monóxido de carbono.

De la misma manera, el gas de alto horno recogido en la parte superior del alto horno todavía contiene entre un 10% y un 30% de monóxido de carbono, y se utiliza como combustible en estufas Cowper y en hornos Siemens-Martin para la fabricación de acero en hogar abierto .

Uso propuesto como combustible para cohetes

El investigador de la NASA Geoffrey Landis ha propuesto el uso del monóxido de carbono como combustible en Marte . Se han sugerido motores de monóxido de carbono/oxígeno para el uso en el transporte de superficie temprano, ya que tanto el monóxido de carbono como el oxígeno se pueden producir directamente a partir de la atmósfera de dióxido de carbono de Marte mediante electrólisis de circonio , sin utilizar ningún recurso hídrico marciano para obtener hidrógeno, que sería necesario para producir metano o cualquier combustible basado en hidrógeno. [72]

Landis también propuso fabricar el combustible a partir de la atmósfera de dióxido de carbono similar a la de Venus para una misión de retorno de muestras, en combinación con vehículos aéreos no tripulados alimentados con energía solar y el ascenso en globo cohete. [73]

Propiedades biológicas y fisiológicas

Fisiología

El monóxido de carbono es una molécula bioactiva que actúa como molécula de señalización gaseosa . Se produce de forma natural mediante muchas vías enzimáticas y no enzimáticas, [74] la mejor comprendida de las cuales es la acción catabólica de la hemooxigenasa sobre el hemo derivado de hemoproteínas como la hemoglobina . [75] Tras el primer informe de que el monóxido de carbono es un neurotransmisor normal en 1993, [54] el monóxido de carbono ha recibido una importante atención clínica como regulador biológico.

Debido al papel del monóxido de carbono en el cuerpo, las anormalidades en su metabolismo se han relacionado con una variedad de enfermedades, incluyendo neurodegeneraciones, hipertensión, insuficiencia cardíaca e inflamación patológica. [76] En muchos tejidos, el monóxido de carbono actúa como antiinflamatorio , vasodilatador y estimulador del crecimiento neovascular . [77] En estudios con modelos animales, el monóxido de carbono redujo la gravedad de la sepsis bacteriana inducida experimentalmente , pancreatitis, lesión por isquemia/reperfusión hepática , colitis, osteoartritis, lesión pulmonar, rechazo de trasplante de pulmón y dolor neuropático, al tiempo que promueve la cicatrización de heridas de la piel. Por lo tanto, existe un interés significativo en el potencial terapéutico del monóxido de carbono como agente farmacéutico y estándar de atención clínica. [78]

Medicamento

En muchos laboratorios de todo el mundo se han realizado estudios sobre el monóxido de carbono por sus propiedades antiinflamatorias y citoprotectoras. [79] Estas propiedades tienen el potencial de usarse para prevenir el desarrollo de una serie de condiciones patológicas, incluidas la lesión por isquemia-reperfusión, el rechazo de trasplantes, la aterosclerosis, la sepsis grave, la malaria grave o la autoinmunidad. [78] Muchas iniciativas de administración de fármacos farmacéuticos han desarrollado métodos para administrar de forma segura el monóxido de carbono, y los ensayos clínicos controlados posteriores han evaluado el efecto terapéutico del monóxido de carbono. [80]

Microbiología

La microbiota también puede utilizar el monóxido de carbono como gasotransmisor . [81] La detección de monóxido de carbono es una vía de señalización facilitada por proteínas como CooA . [82] [83] [84] El alcance de las funciones biológicas de la detección de monóxido de carbono aún se desconoce.

El microbioma humano produce, consume y responde al monóxido de carbono. [74] Por ejemplo, en ciertas bacterias, el monóxido de carbono se produce a través de la reducción del dióxido de carbono por la enzima monóxido de carbono deshidrogenasa con bioenergética favorable para impulsar las operaciones celulares posteriores. [85] [74] En otro ejemplo, el monóxido de carbono es un nutriente para las arqueas metanogénicas que lo reducen a metano utilizando hidrógeno. [86]

El monóxido de carbono tiene ciertas propiedades antimicrobianas que se han estudiado para tratar enfermedades infecciosas. [74]

Ciencia de los alimentos

En los EE. UU., el monóxido de carbono se utiliza en sistemas de envasado en atmósfera modificada , principalmente en productos cárnicos frescos, como carne de res, cerdo y pescado, para mantener su aspecto fresco. El beneficio es doble: el monóxido de carbono protege contra el deterioro microbiano y mejora el color de la carne para que resulte atractiva para el consumidor. [87] El monóxido de carbono se combina con la mioglobina para formar carboximioglobina, un pigmento rojo cereza brillante. La carboximioglobina es más estable que la forma oxigenada de la mioglobina, la oximioglobina, que puede oxidarse al pigmento marrón metmioglobina . Este color rojo estable puede persistir mucho más tiempo que en la carne envasada normalmente. Los niveles típicos de monóxido de carbono utilizados en las instalaciones que utilizan este proceso están entre el 0,4 % y el 0,5 %. [87]

La Administración de Alimentos y Medicamentos de los Estados Unidos (FDA) otorgó por primera vez a esta tecnología el estatus de " generalmente reconocida como segura " (GRAS) en 2002 para su uso como sistema de envasado secundario, y no requiere etiquetado. En 2004, la FDA aprobó el CO como método de envasado primario, declarando que el CO no enmascara el olor a descomposición. [88] El proceso actualmente no está autorizado en muchos otros países, incluidos Japón, Singapur y la Unión Europea . [89] [90] [91]

Armamentización

En la historia antigua, Aníbal ejecutó a prisioneros romanos con humo de carbón durante la Segunda Guerra Púnica . [54]

El monóxido de carbono se había utilizado para el genocidio durante el Holocausto en algunos campos de exterminio , el más notable de los cuales fueron los camiones de gas en Chelmno , y en el programa de " eutanasia " Acción T4 . [92]

Historia

Prehistoria

Los seres humanos han mantenido una relación compleja con el monóxido de carbono desde que aprendieron a controlar el fuego alrededor del año 800.000 a. C. Es probable que los primeros humanos descubrieran la toxicidad del envenenamiento por monóxido de carbono al introducir fuego en sus viviendas. El desarrollo temprano de las tecnologías de metalurgia y fundición que surgieron alrededor del año 6000 a. C. hasta la Edad del Bronce también afectó a la humanidad con la exposición al monóxido de carbono. Aparte de la toxicidad del monóxido de carbono, los nativos americanos indígenas pueden haber experimentado las propiedades neuroactivas del monóxido de carbono a través de rituales chamánicos junto al fuego. [54]

Historia antigua

Las civilizaciones antiguas desarrollaron relatos mitológicos para explicar el origen del fuego, como Prometeo de la mitología griega, que compartía el fuego con los humanos. Aristóteles (384-322 a. C.) fue el primero en registrar que la quema de carbón producía humos tóxicos. El médico griego Galeno (129-199 d. C.) especuló que había un cambio en la composición del aire que causaba daño cuando se inhalaba, y muchos otros de la época desarrollaron una base de conocimiento sobre el monóxido de carbono en el contexto de la toxicidad de los humos de carbón . Cleopatra puede haber muerto por envenenamiento por monóxido de carbono . [54]

Revolución preindustrial

Georg Ernst Stahl mencionó el carbonarii halitus en 1697 en referencia a los vapores tóxicos que se pensaba que eran monóxido de carbono. Friedrich Hoffmann llevó a cabo la primera investigación científica moderna sobre el envenenamiento por monóxido de carbono del carbón en 1716. Herman Boerhaave llevó a cabo los primeros experimentos científicos sobre el efecto del monóxido de carbono (humos de carbón) en animales en la década de 1730. [54]

Se considera que Joseph Priestley fue el primero en sintetizar monóxido de carbono en 1772. Carl Wilhelm Scheele aisló de manera similar el monóxido de carbono del carbón vegetal en 1773 y pensó que podría ser la entidad carbónica que hace que los humos sean tóxicos. Torbern Bergman aisló el monóxido de carbono del ácido oxálico en 1775. Más tarde, en 1776, el químico francés de Lassone  [fr] produjo CO calentando óxido de zinc con coque , pero concluyó erróneamente que el producto gaseoso era hidrógeno , ya que ardía con una llama azul. En presencia de oxígeno, incluidas las concentraciones atmosféricas, el monóxido de carbono arde con una llama azul, produciendo dióxido de carbono. Antoine Lavoisier realizó experimentos no concluyentes similares a los de Lassone en 1777. El gas fue identificado como un compuesto que contenía carbono y oxígeno por William Cruickshank en 1800. [54] [93]

En 1793, Thomas Beddoes y James Watt descubrieron que el monóxido de carbono (como hidrocarbonato ) aclaraba la sangre venosa. Watt sugirió que los humos de carbón podrían actuar como un antídoto contra el oxígeno en la sangre, y Beddoes y Watt también sugirieron en 1796 que el hidrocarbonato tiene una mayor afinidad por la fibra animal que el oxígeno. En 1854, Adrien Chenot sugirió de manera similar que el monóxido de carbono elimina el oxígeno de la sangre y luego es oxidado por el cuerpo a dióxido de carbono. [54] El mecanismo de envenenamiento por monóxido de carbono se atribuye ampliamente a Claude Bernard, cuyas memorias que comenzaron en 1846 y se publicaron en 1857 decían: "evita que la sangre arterial se vuelva venosa". Felix Hoppe-Seyler publicó de forma independiente conclusiones similares al año siguiente. [54]

El advenimiento de la química industrial

El monóxido de carbono ganó reconocimiento como un reactivo esencial en la década de 1900. [5] Tres procesos industriales ilustran su evolución en la industria. En el proceso Fischer-Tropsch , el carbón y las materias primas relacionadas ricas en carbono se convierten en combustibles líquidos a través de la intermediación del CO. Originalmente desarrollada como parte del esfuerzo de guerra alemán para compensar su falta de petróleo doméstico, esta tecnología continúa hoy. También en Alemania, se descubrió que una mezcla de CO e hidrógeno se combinaba con olefinas para dar aldehídos . Este proceso, llamado hidroformilación , se utiliza para producir muchos productos químicos a gran escala, como surfactantes , así como compuestos especiales que son fragancias y medicamentos populares. Por ejemplo, el CO se utiliza en la producción de vitamina A. [94] En un tercer proceso importante, atribuido a investigadores de Monsanto , el CO se combina con metanol para dar ácido acético . La mayor parte del ácido acético se produce mediante el proceso Cativa . La hidroformilación y las síntesis de ácido acético son dos de los innumerables procesos de carbonilación .

Véase también

Referencias

  1. ^ ab Guía de bolsillo del NIOSH sobre peligros químicos. "#0105". Instituto Nacional de Seguridad y Salud Ocupacional (NIOSH).
  2. ^ ab "Monóxido de carbono". Concentraciones inmediatamente peligrosas para la vida o la salud (IDLH) . Instituto Nacional de Seguridad y Salud Ocupacional (NIOSH).
  3. ^ Richard, Pohanish (2012). Manual de Sittig sobre sustancias químicas tóxicas y peligrosas y carcinógenos (2.ª edición). Elsevier. pág. 572. ISBN 978-1-4377-7869-4. Recuperado el 5 de septiembre de 2015 .
  4. ^ "Monóxido de carbono - Productos químicos CAMEO". cameochemicals.noaa.gov . Oficina de Respuesta y Restauración de la NOAA de EE. UU.
  5. ^ ab Bierhals, Jürgen (2001). "Monóxido de carbono". Enciclopedia de química industrial de Ullmann . Weinheim: Wiley-VCH. doi :10.1002/14356007.a05_203. ISBN 3527306730.
  6. ^ Bierhals, Jürgen (2001). "Monóxido de carbono". Enciclopedia de química industrial de Ullmann . doi :10.1002/14356007.a05_203. ISBN 3527306730.
  7. ^ Voiland, Adam. "Catorce años de monóxido de carbono de MOPITT". Cambio climático: signos vitales del planeta . Consultado el 4 de marzo de 2022 .
  8. ^ abcde Myers, Isabella (febrero de 2022). El funcionamiento eficiente de la regulación y la legislación: un enfoque holístico para comprender el efecto del monóxido de carbono en la mortalidad (PDF) . CO Research Trust.
  9. ^ ab "Monóxido de carbono: descripción toxicológica". Agencia de Seguridad Sanitaria del Reino Unido . 24 de mayo de 2022. Consultado el 17 de abril de 2024 .
  10. ^ ab Dent, Matthew R.; Rose, Jason J.; Tejero, Jesús; Gladwin, Mark T. (29 de enero de 2024). "Intoxicación por monóxido de carbono: de los microbios a la terapéutica". Revista Anual de Medicina . 75 (1): 337–351. doi :10.1146/annurev-med-052422-020045. ISSN  0066-4219. PMC 11160397 . PMID  37582490. 
  11. ^ Gilliam, OR; Johnson, CM; Gordy, W. (1950). "Espectroscopia de microondas en la región de dos a tres milímetros". Physical Review . 78 (2): 140–144. Bibcode :1950PhRv...78..140G. doi :10.1103/PhysRev.78.140.
  12. ^ Haynes, William M. (2010). Manual de química y física (91.ª ed.). Boca Raton, Florida, EE. UU.: CRC Press . pp. 9–33. ISBN. 978-1-43982077-3.
  13. ^ Haynes, William M. (2010). Manual de química y física (91.ª ed.). Boca Raton, Florida, EE. UU.: CRC Press . pp. 9–39. ISBN. 978-1-43982077-3.
  14. ^ Energías de enlace comunes (D) y longitudes de enlace (r). wiredchemist.com
  15. ^ Vidal, CR (28 de junio de 1997). «Estados tripletes altamente excitados del monóxido de carbono». Archivado desde el original el 28 de agosto de 2006. Consultado el 16 de agosto de 2012 .
  16. ^ Holman, Jack P. (2002). Transferencia de calor (novena edición). Nueva York, NY: McGraw-Hill Companies, Inc., págs. 600-606. ISBN 9780072406559.OCLC 46959719  .
  17. ^ Incropera 1 Dewitt 2 Bergman 3 Lavigne 4 Frank P. 1 David P. 2 Theodore L. 3 Adrienne S. 4 (2007). Fundamentos de transferencia de calor y masa (6.ª ed.). Hoboken, Nueva Jersey: John Wiley and Sons, Inc., págs. 941–950. ISBN 9780471457282.OCLC 62532755  .{{cite book}}: CS1 maint: nombres numéricos: lista de autores ( enlace )
  18. ^ Little, LH; Amberg, CH (1962). "Espectros infrarrojos de monóxido de carbono y dióxido de carbono adsorbidos en cromia-alúmina y en alúmina". Revista canadiense de química . 40 (10): 1997–2006. doi :10.1139/v62-306.
  19. ^ Scusería, Gustavo E.; Miller, Michael D.; Jensen, Frank; Geertsen, enero (1991). "El momento dipolar del monóxido de carbono". J. química. Física . 94 (10): 6660. Código bibliográfico : 1991JChPh..94.6660S. doi : 10.1063/1.460293.
  20. ^ Martinie, Ryan J.; Bultema, Jarred J.; Vander Wal, Mark N.; Burkhart, Brandon J.; Vander Griend, Douglas A.; DeKock, Roger L. (1 de agosto de 2011). "Orden de enlace y propiedades químicas de BF, CO y N2". Revista de educación química . 88 (8): 1094–1097. Código Bibliográfico :2011JChEd..88.1094M. doi :10.1021/ed100758t. ISSN  0021-9584. S2CID  11905354.
  21. ^ Ulrich, Henri (2009). Cumulenos en reacciones de clic . Wiley InterScience (servicio en línea). Chichester, Reino Unido: Wiley. p. 45. ISBN 9780470747957.OCLC 476311784  .
  22. ^ Lupinetti, Anthony J.; Fau, Stefan; Frenking, Gernot; Strauss, Steven H. (1997). "Análisis teórico del enlace entre CO y átomos con carga positiva". J. Phys. Chem. A . 101 (49): 9551–9559. Bibcode :1997JPCA..101.9551L. doi :10.1021/jp972657l.
  23. ^ Blanco, Fernando; Alkorta, Ibon; Solimannejad, Mohammad; Elguero, Jose (2009). "Estudio teórico de los complejos 1:1 entre monóxido de carbono y ácidos hipohalosos". J. Phys. Chem. A . 113 (13): 3237–3244. Bibcode :2009JPCA..113.3237B. doi :10.1021/jp810462h. hdl : 10261/66300 . PMID  19275137.
  24. ^ Meerts, W; De Leeuw, FH; Dymanus, A. (1 de junio de 1977). "Propiedades eléctricas y magnéticas del monóxido de carbono mediante espectroscopia de resonancia eléctrica de haz molecular". Química Física . 22 (2): 319–324. Bibcode :1977CP.....22..319M. doi :10.1016/0301-0104(77)87016-X.
  25. ^ Stefan, Thorsten; Janoschek, Rudolf (2000). "¿Qué relevancia tienen los enlaces dobles S=O y P=O para la descripción de las moléculas de ácido H 2 SO 3 , H 2 SO 4 y H 3 PO 3 , respectivamente?". Journal of Molecular Modeling . 6 (2): 282–288. doi :10.1007/PL00010730. S2CID  96291857.
  26. ^ Mapas globales. Monóxido de carbono. earthobservatory.nasa.gov
  27. ^ Khalil, MAK; Pinto, JP; Shearer, MJ (1999). "Monóxido de carbono atmosférico". Chemosphere - Ciencia del cambio global . 1 (1–3): ix–xi. Código Bibliográfico :1999ChGCS...1D...9K. doi :10.1016/S1465-9972(99)00053-7.
  28. ^ Fuente de las cifras: dióxido de carbono, Laboratorio de Investigación del Sistema Terrestre de la NOAA (actualizado en junio de 2010). Metano, tabla TAR 6.1 del IPCC , archivada el 15 de junio de 2007 en Wayback Machine (actualizada en 1998). El total de la NASA fue de 17 ppmv por encima del 100%, y el CO2 aumentó aquí en 15 ppmv. Para normalizar, el N2 debería reducirse en aproximadamente 25 ppmv y el O2 en aproximadamente 7 ppmv.
  29. ^ Comité sobre los efectos médicos y biológicos de los contaminantes ambientales (1977). Monóxido de carbono . Washington, DC: Academia Nacional de Ciencias. p. 29. ISBN 978-0-309-02631-4.
  30. ^ Green W. "Introducción a la calidad del aire en interiores: monóxido de carbono (CO)". Agencia de Protección Ambiental de los Estados Unidos . Consultado el 16 de diciembre de 2008 .
  31. ^ Gosink, Tom (28 de enero de 1983). "¿Qué significan los niveles de monóxido de carbono?". Alaska Science Forum . Instituto Geofísico, Universidad de Alaska Fairbanks. Archivado desde el original el 25 de diciembre de 2008. Consultado el 1 de diciembre de 2007 .
  32. ^ Singer, Siegfried Fred (1975). El cambiante entorno global . Springer. pág. 90. ISBN 978-9027704023.
  33. ^ ab "Intoxicación por monóxido de carbono: vehículos (AEN-208)". abe.iastate.edu . Consultado el 11 de febrero de 2018 .
  34. ^ Gosink T (28 de enero de 1983). "¿Qué significan los niveles de monóxido de carbono?". Alaska Science Forum . Instituto Geofísico, Universidad de Alaska Fairbanks. Archivado desde el original el 25 de diciembre de 2008. Consultado el 16 de diciembre de 2008 .
  35. ^ Weinstock, B.; Niki, H. (1972). "Balance del monóxido de carbono en la naturaleza". Science . 176 (4032): 290–2. Bibcode :1972Sci...176..290W. doi :10.1126/science.176.4032.290. PMID  5019781. S2CID  25223868.
  36. ^ Seinfeld, John; Pandis, Spyros (2006). Química y física atmosférica: de la contaminación del aire al cambio climático . John Wiley & Sons. ISBN 978-0-471-72018-8.
  37. ^ Sigel, Astrid; Sigel, Roland KO (2009). Enlaces metal-carbono en enzimas y cofactores. Royal Society of Chemistry. pág. 243. ISBN 978-1-84755-915-9.
  38. ^ White, James Carrick; et al. (1989). Vínculos con el cambio climático global: lluvia ácida, calidad del aire y ozono estratosférico. Springer. p. 106. ISBN 978-0-444-01515-0.
  39. ^ Drummond, James (2 de febrero de 2018). "MOPITT, contaminación atmosférica y yo: una historia personal". Sociedad Meteorológica y Oceanográfica Canadiense . Consultado el 1 de agosto de 2018 .
  40. ^ Pommier, M.; Law, KS; Clerbaux, C.; Turquety, S.; Hurtmans, D.; Hadji-Lazaro, J.; Coheur, P.-F.; Schlager, H.; Ancellet, G.; Paris, J.-D.; Nédélec, P.; Diskin, GS; Podolske, JR; Holloway, JS; Bernath, P. (2010). "Validación de monóxido de carbono IASI sobre el Ártico durante las campañas de primavera y verano de POLARCAT". Química atmosférica y física . 10 (21): 10655–10678. Código Bibliográfico :2010ACP....1010655P. doi : 10.5194/acp-10-10655-2010 .
  41. ^ Combes, Françoise (1991). "Distribución de CO en la Vía Láctea". Revista Anual de Astronomía y Astrofísica . 29 : 195–237. Bibcode :1991ARA&A..29..195C. doi :10.1146/annurev.aa.29.090191.001211.
  42. ^ Hamed, M. (2021). "Disección multilongitud de onda de una galaxia masiva muy oscurecida por polvo y su compañera azul en z~2". Astronomía y Astrofísica . 646 : A127. arXiv : 2101.07724 . Bibcode :2021A&A...646A.127H. doi :10.1051/0004-6361/202039577. S2CID  231639096.
  43. ^ Khan, Amina. "¿Chocaron dos planetas alrededor de una estrella cercana? Un gas tóxico contiene pistas". Los Angeles Times . Consultado el 9 de marzo de 2014 .
  44. ^ Dent, WR, Wyatt, MC, Roberge, A, Augereau, JC, Casassus, S, Corder, S, Greaves, JS, de Gregorio-Monsalvo, I, Hales, A, Jackson, AP, Hughes, AM, Meredith A, Lagrange, AM, Matthews, B, Wilner, D (6 de marzo de 2014). "Grumos de gas molecular de la destrucción de cuerpos helados en el disco de escombros β Pictoris". Science . 343 (6178): 1490–1492. arXiv : 1404.1380 . Código Bibliográfico :2014Sci...343.1490D. doi :10.1126/science.1248726. PMID  24603151. S2CID  206553853. Consultado el 9 de marzo de 2014 .
  45. ^ Lellouch, E.; de Bergh, C.; Sicardy, B.; Ferron, S.; Käufl, H.-U. (2010). "Detección de CO en la atmósfera de Tritón y la naturaleza de las interacciones entre la superficie y la atmósfera". Astronomía y Astrofísica . 512 : L8. arXiv : 1003.2866 . Bibcode :2010A&A...512L...8L. doi :10.1051/0004-6361/201014339. ISSN  0004-6361. S2CID  58889896.
  46. ^ Greenberg, J. Mayo (1998). "Formación del núcleo de un cometa". Astronomía y Astrofísica . 330 : 375. Bibcode :1998A&A...330..375G.
  47. ^ Yeomans, Donald K. (2005). "Comets (World Book Online Reference Center 125580)". NASA. Archivado desde el original el 29 de abril de 2005. Consultado el 18 de agosto de 2022. Alrededor del 80 por ciento del hielo es hielo de agua y el monóxido de carbono congelado constituye otro 15 por ciento.
  48. ^ Christopher Glein y Hunter Waite (11 de mayo de 2018). "El N2 primordial proporciona una explicación cosmoquímica para la existencia de Sputnik Planitia, Plutón". Icarus . 313 : 79–92. arXiv : 1805.09285 . Bibcode :2018Icar..313...79G. doi :10.1016/j.icarus.2018.05.007. S2CID  102343522.
  49. ^ Pommier, M.; McLinden, CA; Deeter, M. (2013). "Cambios relativos en las emisiones de CO en megaciudades según observaciones desde el espacio". Geophysical Research Letters . 40 (14): 3766. Bibcode :2013GeoRL..40.3766P. doi : 10.1002/grl.50704 .
  50. ^ Reeves, Claire E.; Penkett, Stuart A.; Bauguitte, Stephane; Law, Kathy S.; Evans, Mathew J.; Bandy, Brian J.; Monks, Paul S.; Edwards, Gavin D.; Phillips, Gavin; Barjat, Hannah; Kent, Joss; Dewey, Ken; Schmitgen, Sandra; Kley, Dieter (2002). "Potencial de formación de ozono fotoquímico en la troposfera sobre el Atlántico Norte derivado de observaciones aéreas durante el ACSOE". Revista de investigación geofísica . 107 (D23): 4707. Código Bibliográfico :2002JGRD..107.4707R. doi : 10.1029/2002JD002415 .
  51. ^ Ozono y otros oxidantes fotoquímicos. Academias Nacionales. 1977. p. 23. ISBN 978-0-309-02531-7.
  52. ^ ab Penney, David; Benignus, Vernon; Kephalopoulos, Stylianos; Kotzias, Dimitrios; Kleinman, Michael; Verrier, Agnes (2010), "Monóxido de carbono", Directrices de la OMS para la calidad del aire en interiores: contaminantes seleccionados , Organización Mundial de la Salud, ISBN 978-92-890-0213-4, OCLC  696099951, archivado desde el original el 8 de marzo de 2021 , consultado el 18 de marzo de 2024
  53. ^ "MSHA - Programa de prevención de lesiones y enfermedades ocupacionales - Temas de salud - Monóxido de carbono". arlweb.msha.gov . Archivado desde el original el 2017-12-31 . Consultado el 2017-12-31 .
  54. ^ abcdefghi Hopper, Christopher P.; Zambrana, Paige N.; Goebel, Ulrich; Wollborn, Jakob (1 de junio de 2021). "Una breve historia del monóxido de carbono y sus orígenes terapéuticos". Óxido nítrico . 111–112: 45–63. doi :10.1016/j.niox.2021.04.001. ISSN  1089-8603. PMID  33838343. S2CID  233205099.
  55. ^ Peng, Jin-Bao; Geng, Hui-Qing; Wu, Xiao-Feng (14 de marzo de 2019). "La química del CO: carbonilación". Chem . 5 (3): 526–552. Bibcode :2019Chem....5..526P. doi : 10.1016/j.chempr.2018.11.006 . ISSN  2451-9294.
  56. ^ ab Koch, H.; Haaf, W. (1964). "Ácido 1-adamantanocarboxílico". Síntesis orgánicas . 44 : 1. doi : 10.15227/orgsyn.044.0001.
  57. ^ ab Coleman, GH; Craig, David (1932). " p -Tolualdehído". Síntesis orgánicas . 12 : 80. doi :10.15227/orgsyn.012.0080.
  58. ^ Chatani, N.; Murai, S. "Monóxido de carbono" en Enciclopedia de reactivos para síntesis orgánica (Ed: L. Paquette) 2004, J. Wiley & Sons, Nueva York. doi :10.1002/047084289X
  59. ^ Büchner, W.; Weiss, E. (1964). "Zur Kenntnis der sogenannten" Alkalicarbonyle "IV[1] Über die Reaktion von geschmolzenem Kalium mit Kohlenmonoxid". Helvetica Chimica Acta . 47 (6): 1415-1423. doi :10.1002/hlca.19640470604.
  60. ^ Fownes, George (1869). Manual de química elemental. HC Lea. pág. 678.
  61. ^ Katz, Allen I.; Schiferl, David; Mills, Robert L. (1984). "Nuevas fases y reacciones químicas en monóxido de carbono sólido bajo presión". The Journal of Physical Chemistry . 88 (15): 3176–3179. doi :10.1021/j150659a007.
  62. ^ Evans, WJ; Lipp, MJ; Yoo, C.-S.; Cynn, H.; Herberg, JL; Maxwell, RS; Nicol, MF (2006). "Polimerización inducida por presión de monóxido de carbono: desproporción y síntesis de un polímero lactónico energético". Química de materiales . 18 (10): 2520–2531. doi :10.1021/cm0524446.
  63. ^ Brauer, Georg (1963). Manual de química inorgánica preparativa, vol. 1, 2.ª ed., Nueva York: Academic Press, pág. 646. ISBN 978-0121266011.
  64. ^ Holleman, AF; Wiberg, E. "Química inorgánica" Academic Press: San Diego, 2000. ISBN 0-12-352651-5
  65. ^ "Monóxido de carbono" . Consultado el 21 de mayo de 2021 .
  66. ^ Higman, C; van der Burgt, M (2003). Gasificación . Publicaciones profesionales del Golfo. pag. 12.ISBN 978-0-7506-7707-3.
  67. ^ Zheng, Yun; Wang, Jianchen; Yu, Bo; Zhang, Wenqiang; Chen, Jing; Qiao, Jinli; Zhang, Jiujun (2017). "Una revisión de la coelectrólisis a alta temperatura de HO y CO para producir combustibles sustentables utilizando celdas de electrólisis de óxido sólido (SOEC): materiales y tecnología avanzados". Chem. Soc. Rev. 46 ( 5): 1427–1463. doi :10.1039/C6CS00403B. PMID  28165079.
  68. ^ "El equipo de Stanford-DTU descubre una nueva ruta hacia combustibles neutros en carbono a partir del dióxido de carbono - DTU". dtu.dk .
  69. ^ Skafte, Theis L.; Guan, Zixuan; Machala, Michael L.; Gopal, Chirranjeevi B.; Monti, Mateo; Martínez, Lev; Stamate, Eugen; Sanna, Simone; Garrido Torres, José A.; Crumlin, Ethan J.; García-Melchor, Max; Bajdich, Michal; Chueh, William C.; Graves, Christopher (8 de octubre de 2019). "Electrólisis selectiva de CO 2 a alta temperatura habilitada por intermedios de carbono oxidado". Energía de la naturaleza . 4 (10): 846–855. Código Bib :2019NatEn...4..846S. doi :10.1038/s41560-019-0457-4. hdl : 2262/93685 . S2CID  202640892 – a través de www.nature.com.
  70. ^ Elschenbroich, C.; Salzer, A. (2006). Organometálicos: una introducción concisa (2ª ed.). Weinheim: Wiley-VCH. ISBN 978-3-527-28165-7.
  71. ^ Wolfgang Schneider; Werner Diller. "Fosgeno". Enciclopedia de química industrial de Ullmann . Weinheim: Wiley-VCH. doi :10.1002/14356007.a19_411. ISBN 978-3527306732.
  72. ^ Landis (2001). "Vehículo cohete marciano que utiliza propulsores in situ". Revista de naves espaciales y cohetes . 38 (5): 730–735. Código Bibliográfico :2001JSpRo..38..730L. doi :10.2514/2.3739.
  73. ^ "Muestra de retorno desde la superficie de Venus". NASA . 2024-01-04 . Consultado el 2024-05-29 .
  74. ^ abcd Hopper, Christopher P.; De La Cruz, Ladie Kimberly; Lyles, Kristin V.; Wareham, Lauren K.; Gilbert, Jack A.; Eichenbaum, Zehava; Magierowski, Marcin; Poole, Robert K.; Wollborn, Jakob; Wang, Binghe (23 de diciembre de 2020). "El papel del monóxido de carbono en la comunicación entre el huésped y el microbioma intestinal". Chemical Reviews . 120 (24): 13273–13311. doi :10.1021/acs.chemrev.0c00586. ISSN  0009-2665. PMID  33089988. S2CID  224824871.
  75. ^ Ryter, Stefan W.; Alam, Jawed; Choi, Augustine MK (1 de abril de 2006). "Heme Oxygenase-1/Carbon Monoxide: From Basic Science to Therapeutic Applications" (Hemooxigenasa-1/monóxido de carbono: de la ciencia básica a las aplicaciones terapéuticas). Physiological Reviews . 86 (2): 583–650. doi :10.1152/physrev.00011.2005. ISSN  0031-9333. PMID  16601269.
  76. ^ Wu, L; Wang, R (diciembre de 2005). "Monóxido de carbono: producción endógena, funciones fisiológicas y aplicaciones farmacológicas". Pharmacol Rev . 57 (4): 585–630. doi :10.1124/pr.57.4.3. PMID  16382109. S2CID  17538129.
  77. ^ Campbell, Nicole K.; Fitzgerald, Hannah K.; Dunne, Aisling (29 de enero de 2021). "Regulación de la inflamación por la enzima antioxidante hemo oxigenasa 1". Nature Reviews Immunology . 21 (7): 411–425. doi :10.1038/s41577-020-00491-x. ISSN  1474-1741. PMID  33514947. S2CID  231762031.
  78. ^ ab Motterlini, Roberto; Otterbein, Leo E. (2010). "El potencial terapéutico del monóxido de carbono". Nature Reviews Drug Discovery . 9 (9): 728–743. doi :10.1038/nrd3228. ISSN  1474-1784. PMID  20811383. S2CID  205477130.
  79. ^ Motterlini, Roberto; Foresti, Roberta (11 de enero de 2017). "Señalización biológica por monóxido de carbono y moléculas liberadoras de monóxido de carbono". Revista estadounidense de fisiología. Fisiología celular . 312 (3): C302–C313. doi : 10.1152/ajpcell.00360.2016 . ISSN  0363-6143. PMID  28077358.
  80. ^ Hopper, Christopher P.; Meinel, Lorenz; Steiger, Christoph; Otterbein, Leo E. (11 de octubre de 2018). "¿Dónde está el avance clínico de la terapia con hemooxigenasa-1/monóxido de carbono?". Current Pharmaceutical Design . 24 (20): 2264–2282. doi :10.2174/1381612824666180723161811. PMID  30039755. S2CID  51712930.
  81. ^ Wareham, Lauren K.; Southam, Hannah M.; Poole, Robert K. (6 de septiembre de 2018). "¿El óxido nítrico, el monóxido de carbono y el sulfuro de hidrógeno realmente califican como 'gasotransmisores' en bacterias?". Biochemical Society Transactions . 46 (5): 1107–1118. doi :10.1042/BST20170311. ISSN  0300-5127. PMC 6195638 . PMID  30190328. 
  82. ^ Roberts, GP; Youn, H.; Kerby, RL (2004). "Mecanismos de detección de CO". Microbiology and Molecular Biology Reviews . 68 (3): 453–473. doi :10.1128/MMBR.68.3.453-473.2004. PMC 515253 . PMID  15353565. 
  83. ^ Shimizu, Toru; Lengalova, Alzbeta; Martínek, Václav; Martínková, Markéta (9 de diciembre de 2019). "Hemo: funciones emergentes del hemo en la transducción de señales, regulación funcional y como centros catalíticos". Reseñas de la sociedad química . 48 (24): 5624–5657. doi :10.1039/C9CS00268E. ISSN  1460-4744. PMID  31748766. S2CID  208217502.
  84. ^ Shimizu, Toru; Huang, Dongyang; Yan, colmillo; Stranava, Martín; Bartosova, Martina; Fojtíková, Verónica; Martínková, Markéta (8 de julio de 2015). "O2, NO y CO gaseosos en la transducción de señales: relaciones de estructura y función de sensores de gas basados ​​en hemo y sensores de hemo-redox". Reseñas químicas . 115 (13): 6491–6533. doi : 10.1021/acs.chemrev.5b00018. ISSN  0009-2665. PMID  26021768.
  85. ^ Jaouen, G., ed. (2006). Bioorganometálicos: Biomoléculas, Etiquetado, Medicina . Weinheim: Wiley-VCH. ISBN 978-3-527-30990-0.
  86. ^ Thauer, RK (1998). "Bioquímica de la metanogénesis: un tributo a Marjory Stephenson. Conferencia del Premio Marjory Stephenson 1998" (Gratis) . Microbiología . 144 (9): 2377–2406. doi : 10.1099/00221287-144-9-2377 . PMID:  9782487.
  87. ^ ab Van Rooyen, Lauren Anne; Allen, Paul; O'Connor, David I. (octubre de 2017). "Es necesario reevaluar la aplicación de monóxido de carbono en el envasado de carne en la UE: una descripción general". Meat Science . 132 : 179–188. doi : 10.1016/j.meatsci.2017.03.016 . PMID  28465017.
  88. ^ Eilert EJ (2005). "Nuevas tecnologías de envasado para el siglo XXI". Journal of Meat Science . 71 (1): 122–127. doi :10.1016/j.meatsci.2005.04.003. PMID  22064057.
  89. ^ "¿Prueba de color rosa? Carne tratada para darle un aspecto fresco". ABC News. 14 de noviembre de 2007. Consultado el 5 de mayo de 2009 .
  90. ^ Monóxido de carbono en los envases de carne: mitos y realidades. American Meat Institute. 2008. Archivado desde el original el 14 de julio de 2011. Consultado el 5 de mayo de 2009 .
  91. ^ "CO en la carne envasada". Campaña "El monóxido de carbono mata". Archivado desde el original el 26 de septiembre de 2010. Consultado el 5 de mayo de 2009 .
  92. ^ Kitchen, Martin (2006). Una historia de la Alemania moderna, 1800-2000. Wiley-Blackwell. pág. 323. ISBN 978-1-4051-0041-0.
  93. ^ Stromeyer, Friedrich (1808). Grundriß der theoretischen Chemie: zum Behuf seiner Vorlesungen entworfen (en alemán). Remero. págs. 1–18.
  94. ^ Kelkar, AA (2016). "Carbonilaciones e hidroformilaciones para productos químicos finos". Procesos catalíticos industriales para productos químicos finos y especializados . págs. 663–692. doi :10.1016/B978-0-12-801457-8.00014-8. ISBN 9780128014578.

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