NATRIJEV CIANID (NACN): STRUKTURA, LASTNOSTI, TVEGANJA, UPORABE - KEMIJA - 2025

Natrijev cianid je anorganska sol tvorjen z natrijevo kationom Na ⁺ in cianidnim anionom CN ^- . Njegova kemijska formula je NaCN. Znan tudi kot natrijev cianid, je bela kristalna trdna snov. Je higroskopičen, torej absorbira vodo iz okolja, njegovi kristali pa so kubični kot natrijev klorid NaCl.

Ko se raztopi v vodi, teži k tvorbi vodikovega cianida HCN. Njegove raztopine zlato in srebro raztopijo zlahka. Ta značilnost omogoča pridobivanje zlata in srebra iz njegovih mineralov. Raztopine, ki se uporabljajo v ta namen, se reciklirajo, se pravi, da se večkrat uporabijo.

Trden NaCN natrijev cianid. L26. Vir: Wikimedia Commons.

Vendar nekaterim cianidom uspe pobegniti v določene odpadne jezerce, kar predstavlja nevarnost za prostoživeče živali in ljudi, saj je cianid zelo strupen in lahko povzroči smrt.

NaCN se uporablja v kemični industriji kot vmesni material za pripravo različnih vrst spojin, kot so barvila, kmetijske kemikalije ter zdravila in zdravila.

Natrijev cianid je zelo nevarna spojina, saj lahko povzroči smrt, zato je treba z njim ravnati izjemno previdno.

Struktura

Natrijev cianid je sestavljen iz Na + iona in CN-iona.

Struktura molekule natrijevega cianida NaCN. Arrowsmaster, Vir: Wikimedia Commons.

Cianidni ion ima ogljik C in dušikov atom N, ki ju povezuje trojna vez.

Ioni, ki sestavljajo natrijev cianid NaCN. Epop Vir: Wikimedia Commons.

NaCN ima enako kristalno strukturo kot NaCl, zato so njegovi kristali kubični.

Nomenklatura

-Natrijev cianid

-Natrijev cianid

Lastnosti

Fizično stanje

Higroskopska bela kristalna trdna snov (absorbira vodo iz okolja).

Molekularna teža

49.007 g / mol

Tališče

563,7 ° C

Vrelišče

1496 ºC

Plamenišče

Ni vnetljiv. Če pa je izpostavljen ognju, nastane HCN vodikov cianid in dušikovi oksidi.

Gostota

1,595 g / cm ³ pri 20 ° C

Topnost

Zelo topen v vodi: 48 g / 100 ml pri 10 ° C, 82 g / 100 ml pri 35 ° C. Rahlo topen v alkoholu

Konstanta disociacije

Hidrolizira v vodni raztopini, ki tvori vodikov cianid HCN. Konstanta te hidrolize je K _h = 2,5 x 10 ^-5 .

pH

Vodne raztopine NaCN so močno alkalne

Kemijske lastnosti

Ko se raztopi v vodi, se loči na Na ⁺ in CN ^- ione . V vodni raztopini, cianid ionska CN ^- sprejme proton H ⁺ iz vode H ₂ O tvori HCN in ion OH ^- , tako da raztopina postane alkalna.

CN ^- + H ₂ O → HCN + OH ^-

Zaradi tega se njene vodne raztopine, ko se skladiščijo, hitro razgradijo in tvorijo vodikov cianid HCN.

Je jedko proti aluminiju. Njihove raztopine zlahka raztopijo zlato Au in srebro Ag v zraku.

Je kelatno sredstvo, saj cianidni anion CN ^- zlahka se veže na druge kovine, kot so srebro, zlato, živo srebro, cink, kadmij itd.

Ima rahel vonj po grenkih mandljih.

Tveganja

Z njim je treba ravnati zelo previdno. Je zelo strupena spojina, zavira pomembne presnovne procese in vodi do smrti z zaužitjem, vdihavanjem, absorpcijo skozi kožo ali stikom z očmi.

Pri vdihavanju se NaCN raztopi v sluznici dihal in preide v krvni obtok. Cianidni ion NaCN ima močno afiniteto do železa v oksidacijskem stanju +3, torej kationu železa Fe ³⁺ .

Ko se cianid absorbira, hitro reagira s Fe ³⁺ pomembnega encima v mitohondrijih celic (citokrom oksidaza) in preprečuje, da bi se nekateri dihali odvijali.

Zato celično dihanje zavira ali upočasni in nastane citotoksična hipoksija. Pomeni, da celice in tkiva ne morejo uporabljati kisika, zlasti celice možganov in srca.

Na ta način pride do trajnih ali smrtonosnih poškodb telesa. To se lahko pojavi tako pri ljudeh kot pri živalih.

Če ga zaužijemo, poleg že omenjenega povzroči zastoje krvnih žil in korozijo želodčne sluznice.

NaCN natrijev cianid lahko ubije. Avtor: OpenIcons. Vir: Pixabay.

Ni gorljiv, vendar v stiku s kislinami sprošča HCN, ki je zelo vnetljiv in strupen.

Če se topi z nitriti ali klorati, lahko eksplodira.

Pridobitev

To se lahko doseže z natrijevim Na, amoniak NH ₃ in atomi C Natrijev reagira z amoniakom, da dobimo natrijev amid NaNH ₂ :

2. Na + 2 NH ₃ → 2 NaNH ₂ + H ₂ ↑

Natrijev amid segrejemo z ogljem na 600 ° C in tvori natrijev cianamid Na ₂ NCN, ki se nato pretvori v natrijev cianid z ogljem pri 800 ° C:

2 NaNH ₂ + C → 2 H ₂ ↑ + Na ₂ NCN

Na ₂ NCN + C → 2 NaCN

Druga metoda je taljenje kalcijevega cianamida CaNCN in ogljika C z natrijevim karbonatom Na ₂ CO ₃ :

CaNCN + C + Na ₂ CO ₃ → CaCO ₃ + 2 NaCN

Pripravimo ga lahko tudi tako, da dušikov plin N2 _prepustimo skozi vročo mešanico natrijevega karbonata Na ₂ CO ₃ in ogljika C v prahu z uporabo železa Fe kot katalizatorja ali pospeševalca reakcije:

Na ₂ CO ₃ + 4 C + N ₂ → 2 NaCN + 3 CO ↑

Prijave

Pri pridobivanju mineralov zlata in srebra. Posledice

Natrijev cianid se že dolgo uporablja za pridobivanje kovin iz zlata in srebra iz njihovih rud.

Cianid, uporabljen v postopku, se reciklira, nekaj pa pobegne v odpadni ribnik, skupaj z nerazkritimi težkimi kovinami.

Ptice, netopirji in druge živali, ki pijejo iz teh cianidnih lagun, so bile zastrupljene.

V Romuniji obstajajo zapisi o jezu, ki je izoliral ribnik in ga poškodoval vremenski dogodek.

Posledično se je v reko Sasar in bližnje vodonosne sisteme, kot so reke Lapus, Somes in Tisza, končalo v Donavi, izpuščene tone cianida.

To je povzročilo kaskado smrti živali ali z drugimi besedami, ekološko katastrofo.

Pridobivanje zlata s cianidom na Novi Zelandiji okoli leta 1918. Lahko vidite količino onesnažene vode, ki se je izlila v bližnje reke. Nacionalna knjižnica NZ o The Commons. Vir: Wikimedia Commons.

Pri proizvodnji drugih kemičnih spojin

Natrijev cianid NaCN se uporablja pri sintezi različnih vrst organskih spojin.

Na primer, pripravljajo se pigmenti in barvila (vključno z optičnimi svetilci), spojine za uporabo v kmetijstvu ali agrokemičnih izdelkih in različna farmacevtska zdravila.

Uporablja se tudi za pridobivanje kelatnih ali sekvestrirajočih snovi za kovinske ione.

Spojine, imenovane nitril, pripravimo z natrijevim cianidom NaCN, ki ob obdelavi z vročo kislo ali alkalno vodno raztopino omogoča pridobivanje karboksilnih kislin.

Priprava karboksilne kisline z uporabo natrijevega cianida NaCN. Roland Mattern. Vir: Wikimedia Commons.

Omogoča pripravo maščobnih kislin s ciano skupinami, cianidi težkih kovin in cianovodikovo kislino ali cianidom vodikovega hidroksida.

V kovinski industriji

NaCN se uporablja v raztopinah, ki se uporabljajo pri galvanizaciji ali galvanizaciji kovin (prevleka kovin z drugimi), na primer cink.

Je komponenta kaljenega jekla. Deluje tudi pri čiščenju kovin.

V druge namene

Natrijev cianid je vmesni element pri proizvodnji najlona.

Uporablja se za ločevanje mineralov s flotacijo s peno.

Aplikacije iz uporabe, vprašljive ali zelo redke

NaCN je bil uporabljen za ubijanje glodalcev, kot so zajci in podgane ter njihove brane, in za pobijanje gnezdilk termita.

Trenutno se občasno uporablja za odstranjevanje kojotov, lisic in divjih psov. Uporablja se v obliki kapsul v obliki enkratnih ali večkratnih odmerkov na goriščih, loviščih in gozdovih.

Zaradi izjemne strupenosti naj NaCN uporabljajo samo usposobljeni ljudje.

Ta uporaba velja za človeka zelo nevarna, vendar obstajajo tisti, ki jo še vedno uporabljajo.

Divje živali ne bi smeli odpraviti, saj se te živali že borijo za preživetje v težkih pogojih. Avtor: MaxWdhs. Vir: Pixabay.

V kmetijstvu so ga prej uporabljali za zaplinjevanje agrumov in drugega sadja. Uporabljali so ga tudi kot insekticid in miticid (sredstvo za odstranjevanje pršic), ki ga je bilo mogoče uporabiti po spravilu, za nehranjene agrume ali za zaplinjevanje tovornjakov, ki se uporabljajo za prevoz. Uporabljali so ga tudi za brizganje ladij, železniških avtomobilov in skladišč.

Vse te uporabe so bile postavljene pod vprašaj zaradi velike strupenosti natrijevega cianida. Zaradi tega se ne uporablja več ali le zelo redko in pod zelo nadzorovanimi pogoji.

Reference

1. Ameriška nacionalna medicinska knjižnica. (2019). Natrijev cianid. Obnovljeno iz pubchem.ncbi.nlm.nih.gov.
2. Kirk-Othmer (1994). Enciklopedija kemijske tehnologije. Četrta izdaja. John Wiley & Sons.
3. Hurst, HE in Martin, dr. Med. (2017). Toksikologija. Cianid. V farmakologiji in terapevtiki za zobozdravstvo (sedma izdaja). Pridobljeno od sciencedirect.com.
4. Coppock, RW in Dziwenka, M. (2015). Grožnje prostoživečim živalim, ki jih povzročajo kemična vojna. V priročniku za toksikologijo kemičnih vojn (druga izdaja). Pridobljeno od sciencedirect.com.
5. Morrison, RT in Boyd, RN (2002). Organska kemija. 6. izdaja Dvorana Prentice.