Struktura, vlastnosti, rizika, použití kyanidu sodného (NaCN)

The Kyanid sodný je anorganická sůl tvořená sodným kationtem Na⁺ a kyanidový anion CN^-. Jeho chemický vzorec je NaCN. Také známý jako kyanid sodný, je to bílá krystalická pevná látka. Je hygroskopický, to znamená, že absorbuje vodu z prostředí a jeho krystaly jsou krychlové jako chlorid sodný NaCl.

Po rozpuštění ve vodě má sklon k tvorbě kyanovodíku HCN. Jeho řešení snadno rozpouští zlato a stříbro. Díky této vlastnosti se používá k těžbě zlata a stříbra z minerálů. Řešení použitá k tomuto účelu jsou recyklována, to znamená, že jsou několikrát znovu použita.

Některým z kyanidů se však podaří uniknout do určitých odpadních rybníků, což představuje nebezpečí pro divokou zvěř i pro lidi, protože kyanid je velmi toxický a může způsobit smrt..

NaCN se používá v chemickém průmyslu jako meziprodukt k přípravě různých typů sloučenin, jako jsou barviva, zemědělské chemikálie a léky nebo léky..

Kyanid sodný je velmi nebezpečná sloučenina, protože může způsobit smrt, a proto s ní musí být zacházeno s maximální opatrností.

Rejstřík článků

• 1 Struktura
• 2 Názvosloví
• 3 Vlastnosti
  • 3.1 Fyzický stav
  • 3,2 Molekulová hmotnost
  • 3.3 Teplota tání
  • 3.4 Bod varu
  • 3.5 Bod vzplanutí
  • 3.6 Hustota
  • 3.7 Rozpustnost
  • 3.8 Disociační konstanta
  • 3,9 pH
  • 3.10 Chemické vlastnosti
• 4 Rizika
• 5 Získání
• 6 použití
  • 6.1 Při těžbě zlatých a stříbrných minerálů. Důsledky
  • 6.2 Při výrobě dalších chemických sloučenin
  • 6.3 V kovoprůmyslu
  • 6.4 V jiných použitích
  • 6.5 Nepoužívané, dotazované nebo velmi vzácné aplikace
• 7 Reference

Struktura

Kyanid sodný se skládá z iontu Na + a iontu CN-.

Kyanidový iont má atom uhlíku C a atom dusíku N navzájem spojené trojnou vazbou..

NaCN má stejnou krystalickou strukturu jako NaCl, takže jeho krystaly jsou krychlové.

Nomenklatura

-Kyanid sodný

-Kyanid sodný

Vlastnosti

Fyzický stav

Hygroskopická bílá krystalická pevná látka (absorbuje vodu z prostředí).

Molekulární váha

49,007 g / mol

Bod tání

563,7 ° C

Bod varu

1496 ° C

Bod vzplanutí

Není hořlavý. Pokud je však vystaven ohni, vzniká kyanovodík HCN a oxidy dusíku..

Hustota

1595 g / cm³ při 20 ° C

Rozpustnost

Velmi dobře rozpustný ve vodě: 48 g / 100 ml při 10 ° C, 82 g / 100 ml při 35 ° C. Mírně rozpustný v alkoholu

Disociační konstanta

Hydrolyzuje se ve vodném roztoku za vzniku kyanovodíku HCN. Konstanta této hydrolýzy je K._h = 2,5 x 10^-5.

pH

Vodné roztoky NaCN jsou silně zásadité

Chemické vlastnosti

Po rozpuštění ve vodě se rozdělí na své ionty Na⁺ a CN^-. Ve vodném roztoku kyanidový ion CN^- vezměte proton H⁺ vody H_dvaNebo tvoří HCN a OH iont^-, takže roztok zalkalizuje.

CN^- + H_dvaO → HCN + OH^-

Z tohoto důvodu se jeho vodné roztoky při skladování rychle rozkládají a tvoří kyanovodík HCN..

Je korozivní vůči hliníku. Jeho řešení snadno rozpouští zlato Au a stříbro Ag za přítomnosti vzduchu..

Je to chelatační činidlo, protože kyanidový anion CN^- snadno se váže na jiné kovy, jako je stříbro, zlato, rtuť, zinek, kadmium atd..

Má slabý hořký mandlový zápach.

Rizika

Musí s ním být zacházeno velmi opatrně. Je to vysoce jedovatá sloučenina, inhibuje důležité metabolické procesy a vede ke smrti požitím, vdechnutím, absorpcí kůží nebo kontaktem s očima..

Při vdechování se NaCN rozpouští ve sliznici dýchacích cest a přechází do krevního řečiště. Kyanidový ion NaCN má silnou afinitu k železu v oxidačním stavu +3, tj. Železitý kation Fe³⁺.

Když je kyanid absorbován, reaguje rychle s Fe³⁺ důležitého enzymu mitochondrií buněk (cytochromoxidáza), zabraňující určitým procesům dýchání tohoto.

Proto je buněčné dýchání inhibováno nebo zpomaleno a dochází k cytotoxické hypoxii. To znamená, že buňky a tkáně nejsou schopny využívat kyslík, zejména mozkové a srdeční buňky.

Tímto způsobem dochází k trvalému nebo smrtelnému poškození těla. K tomu může dojít u lidí i zvířat..

Při požití kromě výše uvedených způsobí přetížení cév a korozi žaludeční sliznice..

Není hořlavý, ale při kontaktu s kyselinami uvolňuje HCN, který je vysoce hořlavý a toxický.

Pokud se roztaví s dusitany nebo chlorečnany, může explodovat.

Získávání

Lze získat sodíkem sodným, amoniakem NH₃ a uhlík C. Sodík reaguje s amoniakem za vzniku amidu sodného NaNH_dva:

2 Na + 2 NH₃ → 2 NaNH_dva + H_dva↑

Amid sodný se zahřívá uhlím na 600 ° C a produkuje kyanamid sodný Na_dvaNCN, který se poté při 800 ° C převede na kyanid sodný s aktivním uhlím:

2 NaNH_dva + C → 2 H_dva↑ + Na_dvaNCN

Na_dvaNCN + C → 2 NaCN

Další metodou je roztavení kyanamidu vápenatého CaNCN a uhlíku C s uhličitanem sodným Na_dvaCO₃:

CaNCN + C + Na_dvaCO₃ → CaCO₃ + 2 NaCN

Může být také připraven průchodem plynného dusíku N_dva horkou směsí uhličitanu sodného Na_dvaCO₃ a práškový uhlík C s použitím železa Fe jako katalyzátoru nebo urychlovače reakce:

Na_dvaCO₃ + 4 C + N_dva → 2 NaCN + 3 CO ↑

Aplikace

Při těžbě zlatých a stříbrných minerálů. Důsledky

Kyanid sodný se již dlouho používá k extrakci kovů, zlata a stříbra z jejich rud..

Kyanid použitý v tomto procesu se recykluje, ale něco unikne do odpadního jezírka spolu s neobnovenými těžkými kovy.

Ptáci, netopýři a další zvířata, kteří pijí z těchto lakyň s kyanidem, byli otráveni.

Existují záznamy o přehradě v Rumunsku, která izolovala odpadní jezírko a byla poškozena povětrnostními událostmi..

V důsledku toho byly do řeky Sasar a blízkých vodonosných systémů, jako jsou řeky Lapus, Somes a Tisa, vypuštěny tuny kyanidu, které končí v Dunaji..

To způsobilo kaskádu úmrtí zvířat, nebo jinými slovy ekologickou katastrofu..

Při výrobě dalších chemických sloučenin

NaCN kyanid sodný se používá při syntéze různých typů organických sloučenin.

Připravují se například pigmenty a barviva (včetně optických zjasňovačů), sloučeniny pro použití v zemědělství nebo agrochemikálie a různá farmaceutika..

Používá se také k získání chelatačních nebo sekvestračních činidel pro ionty kovů..

Sloučeniny zvané nitrily se připravují s kyanidem sodným NaCN, který při zpracování horkým kyselým nebo alkalickým vodným roztokem umožňuje získat karboxylové kyseliny.

Umožňuje přípravu mastných kyselin s kyanoskupinami, kyanidy těžkých kovů a kyselinou kyanovodíkovou nebo HCN kyanovodík.

V kovoprůmyslu

NaCN se používá v roztocích používaných při galvanickém pokovování nebo galvanickém pokovování kovů (potahování kovů jinými), například zinku.

Je to součást kalené oceli. Slouží také k čištění kovů.

V jiných použitích

Kyanid sodný je meziproduktem při výrobě nylonu.

Slouží k oddělení minerálů plovoucí flotací.

Aplikace mimo provoz, zpochybňované nebo velmi vzácné

NaCN byl použit k zabíjení hlodavců, jako jsou králíci a krysy, a jejich nor, a k zabíjení hnízd termitů.

V současné době se příležitostně používá k eliminaci kojotů, lišek a divokých psů. Používá se ve formě tobolek jako jedna nebo více dávek na pastvinách, lovištích a lesích.

Kvůli extrémní toxicitě by NaCN měli používat pouze vyškolení jednotlivci..

Toto použití je považováno za velmi nebezpečné pro člověka, ale existují lidé, kteří jej stále používají.

V zemědělství se dříve používal k fumigaci stromů citrusových plodů a jiného ovoce. Používal se také jako insekticid a miticid (odstraňovač roztočů), které se mají aplikovat po sklizni, na neskladované citrusové plody nebo na fumigaci nákladních vozidel používaných k jejich přepravě. To bylo také používáno k fumigaci lodí, železničních vozů a skladů..

Všechna tato použití byla zpochybněna kvůli vysoké toxicitě kyanidu sodného. Z tohoto důvodu se již nepoužívá nebo jen velmi zřídka a za velmi kontrolovaných podmínek..

Reference

1. NÁS. Národní lékařská knihovna. (2019). Kyanid sodný. Obnoveno z pubchem.ncbi.nlm.nih.gov.
2. Kirk-Othmer (1994). Encyclopedia of Chemical Technology. Čtvrté vydání. John Wiley & Sons.
3. Hurst, HE a Martin, M.D. (2017). Toxikologie. Kyanid. In Pharmacology and Therapeutics for Dentistry (Sedmé vydání). Obnoveno ze sciencedirect.com.
4. Coppock, R.W. a Dziwenka, M. (2015). Hrozby pro divokou zvěř agenty chemické války. In Handbook of Toxicology of Chemical Warfare Agents (Second Edition). Obnoveno ze sciencedirect.com.
5. Morrison, R.T. a Boyd, R.N. (2002). Organická chemie. 6. vydání. Prentice-Hall.