Monóxido de carbono
estructura de la molécula de monóxido de carbono
Representación en 3D de una molécula de monóxido de carbono
Nombre IUPAC
Monóxido de carbono
General
Otros nombres	Óxido de carbono(II) Anhídrido carbonoso Gas carbonoso Oxometilideno ...
Fórmula estructural
Fórmula molecular	CO
Identificadores
Número CAS	630-08-0[1]​
Número RTECS	FG3500000
ChEBI	17245
ChEMBL	CHEMBL1231840
ChemSpider	275
DrugBank	DB11588
PubChem	281
UNII	7U1EE4V452
KEGG	C00237 D09706, C00237
InChI InChI=InChI=1S/CO/c1-2 Key: UGFAIRIUMAVXCW-UHFFFAOYSA-N
Propiedades físicas
Apariencia	Sin color
Densidad	1,184 kg/m³; 0,001184 g/cm³
Masa molar	28 g/mol
Punto de fusión	68 K (−205 °C)
Punto de ebullición	81 K (−192 °C)
Propiedades químicas
Solubilidad en agua	0,0026 g en 100 g de agua
Termoquímica
ΔfH0gas	–110,53 kJ/mol
S0gas, 1 bar	197,66 J·mol–1·K
Peligrosidad
NFPA 704	4 4 0
Temperatura de autoignición	882 K (609 °C)
Frases H	H331, H220, H360, H372, H280
Límites de explosividad	12.5% - 74.0%[2]​
Riesgos
Ingestión	Puede causar vómito y asientos.
Inhalación	Muy peligroso, puede ser fatal.
Piel	Inhalación puede causar lesiones cutáneas. Evitar contacto con líquido criogénico.
Ojos	Inhalación puede causar problemas a largo plazo en la visión.
Compuestos relacionados
Dióxido de carbono Trióxido de carbono	Tetróxido de carbono
Valores en el SI y en condiciones estándar (25 ℃ y 1 atm), salvo que se indique lo contrario.
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El monóxido de carbono, también denominado óxido de carbono(II), gas carbonoso y anhídrido carbonoso (los dos últimos cada vez más en desuso), cuya fórmula química es CO es un gas incoloro y altamente tóxico. Puede causar la muerte cuando se respira en niveles elevados. Se produce por la combustión deficiente de sustancias como gas, gasolina, queroseno, carbón, petróleo, tabaco o madera. Las chimeneas, las calderas, los calentadores de agua o calefactores y los aparatos domésticos que queman combustible, como las estufas u hornillas de la cocina o los calentadores a queroseno, también pueden producirlo si no están funcionando bien. Los vehículos con el motor encendido también lo expulsan.^[3]​^[4]​ Grandes cantidades de CO se forman como subproducto durante los procesos oxidativos para la producción de productos químicos, lo que hace necesaria la purificación de los gases residuales. Por otro lado, se están realizando considerables esfuerzos de investigación para desarrollar nuevos procesos^[5]​ y catalizadores para la maximización de la producción del producto útil.^[6]​^[7]​^[8]​ También se puede encontrar en las atmósferas de las estrellas de carbono.

El homínido ha mantenido una relación compleja con el monóxido de carbono desde que aprendió a controlar el fuego hacia el año 800 000 a. C. Los primeros humanos probablemente descubrieron la toxicidad del envenenamiento por monóxido de carbono al introducir el fuego en sus viviendas. El desarrollo temprano de la metalurgia y de las tecnologías de fundición, que surgieron alrededor del 6000 a.C. hasta la Edad de Bronce, también afectó a la humanidad por la exposición al monóxido de carbono. Aparte de la toxicidad del monóxido de carbono, los indígenas nativos americanos pueden haber experimentado las propiedades neuroactivas del monóxido de carbono a través de rituales chamánicos junto al fuego.^[9]​

Las primeras civilizaciones desarrollaron relatos mitológicos para explicar el origen del fuego, como Prometeo de la mitología griega que compartió el fuego con los humanos. Aristóteles (384-322 a. C.) fue el primero en registrar que los carbones encendidos producían humos tóxicos. El médico griego Galeno (129-199 d. C.) especuló que había un cambio en la composición del aire que causaba daño al inhalarlo, 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 del carbón. Cleopatra pudo haber muerto por envenenamiento por monóxido de carbono.^[9]​

Georg Ernst Stahl mencionó carbonarii halitus en 1697 en referencia a vapores tóxicos que se creía que eran monóxido de carbono. Friedrich Hoffmann realizó la primera investigación científica moderna sobre el envenenamiento por monóxido de carbono del carbón en 1716. Herman Boerhaave realizó los primeros experimentos científicos sobre el efecto del monóxido de carbono (vapores del carbón) en animales en la década de 1730.^[9]​

Se considera que Joseph Priestley sintetizó por primera vez el monóxido de carbono en 1772. Carl Wilhelm Scheele aisló de forma similar el monóxido de carbono del carbón vegetal en 1773 y pensó que podía ser la entidad carbónica que hacía tóxicos los humos. Torbern Bergman aisló el monóxido de carbono a partir del ácido oxálico en 1775. Más tarde, en 1776, el químico francés Joseph-Marie-François de Lassone 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 contiene carbono y oxígeno por William Cruickshank en 1800.^[9]​^[10]​

Thomas Beddoes y James Watt reconocieron el monóxido de carbono (como hidrocarbonato) para aclarar la sangre venosa en 1793. Watt sugirió que los humos del carbón podrían actuar como antídoto para el oxígeno de la sangre, y Beddoes y Watt sugirieron igualmente que el hidrocarbonato tiene mayor afinidad por la fibra animal que el oxígeno en 1796. En 1854, Adrien Chenot sugirió de manera similar el monóxido de carbono para eliminar el oxígeno de la sangre y luego ser oxidado por el cuerpo a dióxido de carbono.^[9]​ El mecanismo para el envenenamiento por monóxido de carbono es ampliamente acreditado a Claude Bernard cuyas memorias a partir de 1846 y publicado en 1857 frase, "impide que la sangre arterial se convierta en venosa". Felix Hoppe-Seyler publicó independientemente conclusiones similares al año siguiente.^[9]​

El monóxido de carbono fue reconocido como un reactivo muy valioso en la década de 1900.^[11]​ Tres procesos industriales ilustran su evolución en la industria. En el proceso Fischer-Tropsch, el carbón y otras materias primas ricas en carbono se convierten en combustibles líquidos a través del CO. Esta tecnología, desarrollada originalmente en Alemania durante la guerra para compensar la falta de petróleo nacional, sigue utilizándose en la actualidad. También en Alemania, se descubrió que una mezcla de CO e hidrógeno se combinaba con alqueno para dar aldehídos. Este proceso, denominado hidroformilación, se utiliza para producir muchos productos químicos a gran escala, como tensioactivos, así como compuestos especiales que son fragancias y fármacos populares. Por ejemplo, el CO se utiliza en la producción de vitamina A.^[12]​ 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 la síntesis del ácido acético son dos de los innumerables procesos de carbonilación.

El monóxido de carbono es el oxocarbono más simple y es isoelectrónico con otras especies diatómicas de triple enlace 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 media es de 28,8. | El carbono y el oxígeno están unidos por un triple enlace formado por 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.^[13]​^[14]​ Esta longitud de enlace es consistente con un enlace triple, como en el nitrógeno molecular (N₂), que tiene una longitud de enlace similar (109,76 p.m.) y casi la misma masa molecular. Los dobles enlaces carbono-oxígeno son significativamente más largos, 120,8 p.m. en el formaldehído, por ejemplo.^[15]​ El punto de ebullición (82 K) y el punto de fusión (68 K) son muy similares a los del N₂ (77 K y 63 K, respectivamente). La energía de disociación de enlace de 1072 kJ/mol es mayor que la del N₂ (942 kJ/mol) y representa el enlace químico más fuerte conocido.^[16]​

El ground estado electrónico del monóxido de carbono es un estado singlete^[17]​ ya que no hay electrones no apareados.

Si se respira, aunque sea en moderadas cantidades, el monóxido de carbono puede causar la muerte por envenenamiento en pocos minutos porque sustituye al oxígeno en la hemoglobina de la sangre. Tiene una afinidad por el grupo hemo 250 veces mayor que el oxígeno.^[18]​

La carboxihemoglobina, producto formado, no puede transportar oxígeno; aún más, la presencia de ese compuesto interfiere en la disociación del oxígeno de la oxihemoglobina restante, dificultando así la transferencia de oxígeno a los tejidos.^[18]​

Una vez respirada una cantidad bastante grande de monóxido de carbono (teniendo un 75 % de la hemoglobina con monóxido de carbono) la única forma de sobrevivir es respirando oxígeno puro. Cada año un gran número de personas pierde la vida accidentalmente debido al envenenamiento con este gas. Las mujeres embarazadas y sus fetos, los niños pequeños, las personas mayores y las que sufren de anemia, problemas del corazón o respiratorios pueden ser mucho más sensibles al monóxido de carbono.

Se calcula que los adultos normales no fumadores tienen niveles de carboxihemoglobina menores de la saturación de 1 %; es decir, el 1 % de la hemoglobina está unida a monóxido de carbono. Esta cifra se ha atribuido a la formación endógena de CO. Los fumadores pueden tener una saturación de 5 a 10 %, de acuerdo a la intensidad de su tabaquismo. Una persona que respira aire con 0,1 % de CO (1000 ppm) tiene un nivel de carboxihemoglobina de 50 %.^[18]​

El tratamiento consiste en alejar a la persona de la fuente de exposición, y emprender medidas para asegurar su respiración. El oxígeno funciona como antagonista específico de CO y por esa razón se administra como tratamiento. La vida media del CO en sangre es de 320 minutos; con oxígeno puro se reduce a 80 minutos y con oxígeno hiperbárico (2 o 3 atmósferas) puede disminuir a 20 minutos.^[18]​

La combustión del CO se da por la siguiente ecuación:

${\displaystyle {\ce {2CO + O2 -> 2CO2}}}$

• Sistemas Químicos. Escrito por Chemical Bond Approach Project , p. 85, en Google Libros

• Wikimedia Commons alberga una categoría multimedia sobre Monóxido de carbono.
• Global map of carbon monoxide distribution
• Explanation of the structure
• International Chemical Safety Card 0023
• CDC NIOSH Pocket Guide to Chemical Hazards: Carbon monoxide—National Institute for Occupational Safety and Health (NIOSH), US Centers for Disease Control and Prevention (CDC)
  • Carbon Monoxide—NIOSH Workplace Safety and Health Topic—CDC
  • Carbon Monoxide Poisoning—Frequently Asked Questions—CDC
• External MSDS data sheet
• Carbon Monoxide Detector Placement
• Microscale Gas Chemistry Experiments with Carbon Monoxide
• «Instant insight: Don't blame the messenger». Chemical Biology (11: Research News). 18 de octubre de 2007. Archivado desde el original el 28 de octubre de 2007. Consultado el 27 de octubre de 2019. «Outlining the physiology of carbon monoxide from the Royal Society of Chemistry.» 
• Instituto Nacional de Seguridad e Higiene en el Trabajo de España: Ficha internacional de seguridad química del monóxido de carbono.
• U.S Environmental Protection Agency
• The National Institute for Occupational Safety and Health (NIOSH), Monoxido de carbono