이황화 탄소 (CS2) : 구조, 특성, 용도, 위험 - 화학 - 2025

이황화 탄소는 탄소 원자 (C)과 두 개의 황 원자 (S)의 결합에 의해 형성되는 화합물이다. 그것의 화학식은 CS ₂ 입니다. 함유 된 불순물 (황화합물)로 인해 불쾌한 냄새가 나는 무색 또는 약간 노란색의 액체입니다. 순수하면 클로로포름이나 에테르와 비슷한 부드럽고 달콤합니다.

그것은 해수에서 발견되는 유기 분자에 대한 햇빛의 작용에서 자연적으로 발생합니다. 또한 습지에서 생산되며 다른 가스와 함께 화산에서도 배출됩니다.

이황화 탄소 CS ₂ . 저자 : Benjah-bmm27. 출처 : Wikimedia Commons.

이황화 탄소는 휘발성 액체이며 인화성이 매우 높으므로 화염 및 스파크 또는이를 생성 할 수있는 장치 (전구 포함)에서 멀리 떨어져 있어야합니다.

인, 황, 셀레늄, 수지, 래커 등과 같은 많은 화합물, 재료 및 원소를 용해시키는 능력이 있습니다. 따라서 용매로서의 유용성을 찾습니다.

또한 레이온 또는 인공 실크 생산과 같은 다양한 산업 화학 반응의 매개체입니다.

매우 독성이 있고 위험하므로주의하여 보호 도구로 취급해야합니다.

구조

이황화 탄소는 측면에 탄소 원자 1 개와 황 원자 2 개가 있습니다.

탄소 원자와 황 원자 사이의 결합은 공유 및 이중이므로 매우 강합니다. CS ₂ 분자 는 선형 및 대칭 구조를 가지고 있습니다.

이황화 탄소 CS ₂ 의 선형 구조 . 검은 색 = 탄소, 노란색 = 황. 저자 : Benjah-bmm27. 출처 : Wikimedia Commons.

명명법

-이황화 탄소

-중황 화탄소

-디티 오카 본 무수물

속성

몸 상태

무색 내지 황색 액체.

분자 무게

76.15g / 몰

녹는 점 또는 응고점

-110.8 ° C

비점

46.0ºC

인화점

-30ºC (닫힌 컵 방식).

자연 발화 온도

90 ° C

밀도

액체 = 1.26 g / cm ³ 20 ºC에서.

증기 = 공기의 2.67 배.

증기는 공기보다 두 배 이상 무겁고 액체는 물보다 무겁습니다.

증기압

25 ° C에서 279mmHg

이것은 높은 증기압입니다.

용해도

물에 매우 약간 용해 됨 : 25 ° C에서 2.16g / L 클로로포름에 용해 됨. 에탄올, 메탄올, 에테르, 벤젠, 클로로포름 및 사염화탄소와 혼합 가능합니다.

화학적 특성

CS ₂ 는 끓는점이 매우 낮고 증기압이 매우 높기 때문에 실온에서 쉽게 증발합니다.

이황화 탄소는 가연성이 매우 높습니다. 그것의 증기는 전구의 열에도 매우 쉽게 발화합니다. 즉, 산소와 매우 빠르게 반응합니다.

CS ₂ + 3 O ₂ → CO ₂ + 2 SO ₂

실온에서 증기압이 높기 때문에 화염 근처에 있으면 위험합니다.

가열되어 분해되면 쉽게 폭발하여 유독성 가스 인 황산화물을 방출합니다. 90 ° C 이상에서는 자연 발화됩니다.

장기간 보관하면 분해됩니다. 구리와 그 합금을 공격합니다. 또한 일부 플라스틱, 고무 및 코팅과도 반응합니다.

특정 조건에서 물과 반응하여 OCS 카보 닐 설파이드, CO ₂ 이산화탄소 및 H ₂ S 이황화 수소를 형성합니다 .

CS ₂ + H ₂ O → OCS + H ₂ S

CS ₂ + 2 H ₂ O → CO ₂ + 2 H ₂ S

알칼리성 매체 형태의 알코올 (ROH)과 함께 크산 테이트 (RO-CS-SNa) :

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

구하기

이황화 탄소는 황을 탄소와 반응시켜 상업적으로 제조됩니다. 이 과정은 750-900 ° C의 온도에서 수행됩니다.

C + 2 S → CS ₂

석탄 대신 메탄 또는 천연 가스를 사용할 수도 있으며 에탄, 프로판 및 프로필렌도 사용되어 400-700 ° C에서 높은 수율로 반응이 발생합니다.

또한 매우 높은 온도에서 천연 가스를 황화수소 H ₂ S 와 반응시켜 제조 할 수 있습니다 .

자연의 존재

CS ₂ 는 대기 중에 매우 소량 (미량)으로 존재하는 천연 제품입니다. 지표수에서 광 화학적으로 생성됩니다.

시스테인 (아미노산)과 같은 해수에 존재하는 특정 화합물에 대한 햇빛의 작용은 이황화 탄소를 형성합니다.

이황화 탄소는 해수에 존재하는 일부 유기 화합물에 대한 햇빛의 작용에 의해 형성 될 수 있습니다. 저자 : Pexels. 출처 : Pixabay.

또한 화산 폭발 중에 자연적으로 방출되며 늪에서 소량으로 발견됩니다.

우리는 일반적으로 매우 적은 비율로 호흡에 노출되며 일부 음식에 존재합니다. 담배 연기에서도 발견됩니다.

환경에서는 햇빛에 의해 분해됩니다. 지상에서 그것은 그것을 통해 이동합니다. 토양의 일부 미생물이 그것을 분해합니다.

응용

화학 산업에서

이황화 탄소는 다른 화학 물질을 제조하는 데 사용되기 때문에 중요한 화합물입니다. 화학적 중간체 역할을 할 수 있습니다.

또한 인, 황, 셀레늄, 브롬, 요오드, 지방, 수지, 왁스, 래커 및 검을 용해하기위한 공정 용매로도 사용됩니다.

이를 통해 의약품 및 제초제의 제조가 가능합니다.

레이온 및 셀로판 생산

CS _2를 사용하면 레이온 및 셀로판 제조에 사용되는 화합물 인 크산 테이트가 제조됩니다.

인공 실크 또는 레이온을 얻기 위해 셀룰로오스를 시작하고 알칼리 및 이황화 탄소 CS ₂ 로 처리하고 알칼리 에 용해되는 셀룰로오스 크산 테이트로 변환합니다. 이 용액은 점성이 있으므로 "점성"이라고합니다.

비스코스는 산성 욕조에있는 아주 작은 구멍을 통해 강제됩니다. 여기서 셀룰로오스 크산 테이트는 다시 불용성 인 셀룰로오스로 변형되고 길고 반짝이는 실이 형성됩니다.

실이나 필라멘트는 레이온으로 알려진 재료로 회전시킬 수 있습니다.

(1) 셀룰로오스 + NaOH → 알칼리 셀룰로오스

ROH + NaOH → RONa

(2) 알칼리 셀룰로오스 + 이황화 탄소 → 셀룰로오스 크산 테이트

RONa + S = C = S → RO – C (= S) –SNa

(3) 셀룰로오스 크산 테이트 + 산 → 셀룰로오스 (필라멘트)

RO – C (= S) –SNa + 산 → ROH

이황화 탄소가 참여하는 섬유 인 레이온으로 만든 의류입니다. Tobias "ToMar"Maier. 출처 : Wikimedia Commons.

크산 테이트를 좁은 슬롯을 통해 통과시켜 셀룰로오스가 침전되면 셀룰로오스는 셀로판을 구성하는 얇은 시트 형태로 재생됩니다. 이것은 글리세롤로 부드러워지며 물체의 보호 필름으로 사용됩니다.

셀로판은 이황화 탄소의 도움으로 만들어집니다. 저자 : Hans Braxmeier. 출처 : Pixabay.

사염화탄소 생산

이황화 탄소는 염소 Cl ₂ 와 반응 하여 중요한 불연성 용매 인 사염화탄소 CCl ₄ 를 생성합니다.

CS ₂ + 3 Cl ₂ → CCl ₄ + S ₂ Cl ₂

다양한 애플리케이션에서

이황화 탄소는 고무의 저온 가황에 참여하고 농약 제조의 중간체 역할을하며 석유 산업 및 종이 제조에서 촉매를 생성하는 데 사용됩니다.

CS ₂ 로 준비된 크산 테이트 는 광물 부양에 사용됩니다.

고대 용도

CS ₂ 는 살아있는 유기체의 독입니다. 이전에는 쥐, 마모 트 및 개미와 같은 해충을 파괴하는 데 사용되어이 동물이 사는 폐쇄 공간 (굴과 개미 언덕)에 액체를 붓습니다.

이 목적을 위해 사용되었을 때, 빽빽한 ​​독성 증기는 밀폐 된 공간에있는 모든 생물체를 쓸어 버렸습니다.

그것은 또한 동물의 구충제로 사용되었고 말의 뱃속에서 날아 다니는 애벌레를 죽이는 데 사용되었습니다.

농업에서는 종묘장, 곡물 창고, 사일로 및 곡물 공장의 훈증을 위해 토양을 훈증하기 위해 살충제 및 살충제로 사용되었습니다. 철도 차량, 선박 및 바지선도 살포되었습니다.

1904 년 한 농부가 포도 식물의 해충과 싸우기 위해 토양에 이황화 탄소를 뿌렸습니다. Ölgemälde von Hans Pühringer, 1904 년. 출처 : Wikimedia Commons.

CS ₂ 의 높은 인화성과 독성으로 인해 이러한 모든 사용이 금지되었습니다 .

위험

CS ₂ 는 가연성이 높습니다. 많은 반응이 화재 나 폭발을 일으킬 수 있습니다. 증기와 공기의 혼합물은 폭발적입니다. 점화되면 자극성 또는 독성 가스를 생성합니다.

CS ₂ 와 공기 의 혼합물이 파이프에 남아있어 사고로 발화 될 경우 폭발을 일으킬 수 있으므로 이황화 탄소를 배수구에 쏟아서는 안됩니다 .

그 증기는 스파크 또는 뜨거운 표면과 접촉하면 자연적으로 발화합니다.

이황화 탄소는 눈, 피부 및 점막을 심하게 자극합니다.

흡입하거나 섭취하면 중추 신경계, 심혈 관계, 눈, 신장 및간에 심각한 영향을 미칩니다. 또한 피부를 통해 흡수되어 손상을 일으킬 수 있습니다.

참고 문헌

1. 미국 국립 의학 도서관. (2020). 이황화 탄소. pubchem.ncbi.nlm.nih.gov에서 복구되었습니다.
2. Mopper, K. 및 Kieber, DJ (2002). 탄소, 황, 질소 및 인의 광화학 및 순환. 해양 용존 유기 물질의 생지 화학에서. sciencedirect.com에서 복구되었습니다.
3. Meyer, B. (1977). 유황 및 그 화합물의 산업적 용도. 이황화 탄소. 유황, 에너지 및 환경에서. sciencedirect.com에서 복구되었습니다.
4. Pohanish, RP (2012). C. 이황화 탄소. Sittig의 독성 및 유해 화학 물질 및 발암 물질 핸드북 (6 판). sciencedirect.com에서 복구되었습니다.
5. Morrison, RT 및 Boyd, RN (2002). 유기 화학. 6 판. Prentice-Hall.
6. Windholz, M. et al. (편집자) (1983). 머크 지수. 화학, 약물 및 생물학의 백과 사전. 10 판. 머크 앤코 (주)