Natrijev cianid
| |||
| Identifikatorji | |||
|---|---|---|---|
3D model (JSmol)
|
|||
| ChEMBL | |||
| ChemSpider | |||
| ECHA InfoCard | 100.005.091 | ||
PubChem CID
|
|||
| RTECS število |
| ||
| UN število | 1689 | ||
CompTox Dashboard (EPA)
|
|||
| |||
| |||
| Lastnosti | |||
| NaCN | |||
| Molska masa | 49,072 g/mol | ||
| Videz | bela trdnina | ||
| Vonj | blago po mandeljnih | ||
| Gostota | 1,595 g/cm3 | ||
| Tališče | 563,7 °C (1.046,7 °F; 836,9 K) | ||
| Vrelišče | 1.496 °C (2.725 °F; 1.769 K) | ||
| 48 g/100 mL (10 °C) 82 g/100 mL (34,7 °C) | |||
| Lomni količnik (nD) | 1,452 | ||
| Nevarnosti | |||
EU klasifikacija (DSD) (zastarelo)
|
 T+  N  C [1]
| ||
| R-stavki (zastarelo) | R26/27/28, R32, R50/53 | ||
| S-stavki (zastarelo) | (S1/2), S7, S28, (S29), (S45), S60, (S61) | ||
| NFPA 704 (diamant ognja) | |||
| Plamenišče | nevnetljiv | ||
| Smrtni odmerek ali koncentracija (LD, LC): | |||
LD50 (srednji odmerek)
|
5,8–15 mg/kg (peroralno pri miših in podganah)[2] | ||
| Sorodne snovi | |||
| Drugi kationi | kalijev cianid | ||
| Sorodne snovi | vodikov cianid | ||
Če ni navedeno drugače, podatki veljajo za material v standardnem stanju pri 25 °C, 100 kPa). | |||
| Sklici infopolja | |||
Natrijev cianid je anorganska spojina s formulo NaCN. Gre za belo snov, topno v vodi. Cianid ima veliko afiniteto do kovin, kar je vzrok visoke toksičnosti te soli. Tudi njegova poglavitna uporaba v pridobivanju zlata temelji na visoki reaktivnosti s kovinami. Pri reakciji s kislinami se tvori strupen plin vodikov cianid.
Pridobivanje in kemijske značilnosti[uredi | uredi kodo]
Natrijev cianid se pridobiva z reakcijo vodikovega cianida z natrijevim hidroksidom: [3]
- HCN + NaOH → NaCN + H2O
Svetovna proizvodnja v letu 2006 je bila ocenjena na 500.000 ton.
V preteklosti se je uporabljal Castner–Kellnerjev proces, ki temelji na reakciji natrijevega amida z ogljikom pri povišani temperaturi.
- NaNH2 + C → NaCN + H2
Struktura trdnega NaCN je sorodna strukturi natrijevega klorida.[4]Tako anioni kot kationi so šestkoordinatni. Kalijev cianid (KCN) ima podobno strukturo. Vsak natrijev kation (Na+) tvori 2 vezi π z dvema CN–-skupinama in po dve ukrivljeni vezi Na---CN in Na---NC.[5]
Ker sol NaCN nastane iz šibke kisline, nastane s hidrolizo ponovno HCN; iz vlažne trdnine uhajajo majhne količine vodikovega cianida, ki ima vonj po grenkih mandeljnih (tega vonja ne zazna vsakdo, kar je odvisno od genetske predispozicije[6]). NaCN hitro reagira z močnimi kislinami, pri tem se sprošča HCN. Ta nevarni proces predstavlja znatno tveganje, povezano z natrijevim cianidom. Detoksifikacija poteka s pomočjo vodikovega peroksida (H2O2), pri čemer nastaneta NaOCN in voda:[3]
- NaCN + H2O2 → NaOCN + H2O
Uporaba[uredi | uredi kodo]
Rudarstvo[uredi | uredi kodo]
Zlatov natrijev cianid[uredi | uredi kodo]
Natrijev cianid se večinoma uporablja v rudarstvu za pridobivanje zlata in drugih plemenitih kovin. Ta postopek temelji na visoki afiniteti zlata (I) do cianida, pri čemer zlato oksidira in se raztopi v prisotnosti zraka in vode, saj se tvorita sol natrijevega zlatovega cianida (oziroma zlatovega natrijevega cianida) in natrijev hidroksid:
- 4 Au + 8 NaCN + O2 + 2 H2O → 4 Na[Au(CN)2] + 4 NaOH
V podobnem postopku se uporablja sorodna spojina kalijev cianid (KCN), pri čemer se tvori kalijev zlatov cianid (KAu(CN)2).
Obstajajo tudi nekatere druge metode za opisano ekstrahiranje zlata.
Kemična surovina[uredi | uredi kodo]
Več komercialno pomembnih kemičnih spojin pridobivajo iz cianida, na primer cianurična kislina, klorcian in različni nitrili. V organskih sintezah se uporablja kot močan nukleofil pri pripravi nitrilov, na primer pri pridobivanju zdravilnih učinkovin.
Druge oblike uporabe[uredi | uredi kodo]
Zaradi močne strupenosti se natrijev cianid uporablja na primer pri ubijanju ali paraliziranju živali (npr. pri t. i. cianidnem ribolovu, ki je marsikje prepovedan, in v posodah za lovljenje žuželk)
Strupenost[uredi | uredi kodo]
Cianidne soli so med najhitreje delujočimi strupi. Cianid je močan zaviralec celičnega dihanja; deluje na mitohondrijsko citokromsko oksidazo in prepreči prenos elektronov. Posledično zavre presnovo in celično izrabo kisika. Zaradi anaerobne presnove nastopi laktična acidoza.
Sklici[uredi | uredi kodo]
- ↑ Oxford MSDS
- ↑ Martel, B.; Cassidy, K. (2004). Chemical Risk Analysis: A Practical Handbook. Butterworth–Heinemann. str. 361. ISBN 1-903996-65-1.
- ↑ 3,0 3,1 Andreas Rubo, Raf Kellens, Jay Reddy, Norbert Steier, Wolfgang Hasenpusch "Alkali Metal Cyanides" in Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry 2006 Wiley-VCH, Weinheim, Germany. DOI: 10.1002/14356007.i01_i01
- ↑ Wells, A.F. (1984). Structural Inorganic Chemistry (5 izd.). Oxford: Clarendon Press. COBISS 621359. ISBN 0-19-855370-6.
- ↑ Stokes, H.T.; Decker, D.L.; Nelson, H.M.; Jorgensen, J.D. (1993). »Structure of potassium cyanide at low temperature and high pressure determined by neutron diffraction«. Phys. Rev. B. 47 (17): 11082–11092. doi:10.1103/PhysRevB.47.11082.
- ↑ Online 'Mendelian Inheritance in Man' (OMIM) 304300