NĀTRIJA CIANĪDS (NACN): STRUKTŪRA, ĪPAŠĪBAS, RISKI, LIETOJUMI - ĶĪMIJA - 2025

Nātrija cianīda ir neorganiska sāls ar nātrija katjonu Na veidojas ⁺ un cianīda anjonu CN ^- . Tās ķīmiskā formula ir NaCN. Pazīstams arī kā nātrija cianīds, tā ir balta kristāliska cieta viela. Tas ir higroskopisks, tas ir, tas absorbē ūdeni no apkārtējās vides, un tā kristāli ir kubiski kā nātrija hlorīds NaCl.

Izšķīdis ūdenī, tas parasti veido HCN ūdeņraža cianīdu. Tā šķīdumi viegli izšķīdina zeltu un sudrabu. Šīs īpašības dēļ to izmanto zelta un sudraba ieguvei no minerāliem. Šim nolūkam izmantotie risinājumi tiek pārstrādāti, tas ir, tie tiek atkārtoti izmantoti vairākas reizes.

Cietais NaCN nātrija cianīds. L26. Avots: Wikimedia Commons.

Tomēr daļai cianīda izdodas nokļūt noteiktos atkritumu dīķos, kas rada briesmas savvaļas dzīvniekiem un cilvēkiem, jo ​​cianīds ir ļoti toksisks un var izraisīt nāvi.

NaCN ķīmiskajā rūpniecībā izmanto kā starpproduktu, lai sagatavotu dažāda veida savienojumus, piemēram, krāsvielas, lauksaimniecības ķimikālijas un narkotikas vai zāles.

Nātrija cianīds ir ļoti bīstams savienojums, jo tas var izraisīt nāvi, tāpēc ar to jārīkojas ļoti piesardzīgi.

Uzbūve

Nātrija cianīdu veido Na + jons un CN-jons.

NaCN nātrija cianīda molekulas uzbūve. Arrowsmaster, Avots: Wikimedia Commons.

Cianīda jonam ir oglekļa C un slāpekļa N atoms, kas savienoti ar trīskāršu saiti.

Joni, kas veido nātrija cianīdu NaCN. Epop. Avots: Wikimedia Commons.

NaCN ir tāda pati kristāliskā struktūra kā NaCl, tāpēc tā kristāli ir kubiski.

Nomenklatūra

-Nātrija cianīds

-Nātrija cianīds

Īpašības

Fiziskais stāvoklis

Higroskopiska balta kristāliska cieta viela (absorbē ūdeni no apkārtējās vides).

Molekulārais svars

49,007 g / mol

Kušanas punkts

563,7 ºC

Vārīšanās punkts

1496 ºC

Uzliesmošanas punkts

Tas nav viegli uzliesmojošs. Bet, ja tas ir pakļauts ugunij, rodas HCN cianīds un slāpekļa oksīdi.

Blīvums

1595 g / cm ³ pie 20 ºC

Šķīdība

Ļoti labi šķīst ūdenī: 48 g / 100 ml 10 ° C temperatūrā, 82 g / 100 ml 35 ° C temperatūrā. Nedaudz šķīst spirtā

Disociācijas konstante

Hidrolizējas ūdens šķīdumā, veidojot cianīda HCN. Šīs hidrolīzes konstante ir K _h = 2,5 x 10 ^-5 .

pH

NaCN ūdens šķīdumi ir stipri sārmaini

Ķīmiskās īpašības

Kad izšķīdina ūdenī, tas atdalās savās Na ⁺ un CN ^- joniem . Ūdens šķīdumā cianīda jons CN ^- no ūdens H ₂ O ņem protonu H ⁺ , veidojot HCN un jonu OH ^- , tāpēc šķīdums kļūst sārmains.

CN ^- + H ₂ O → HCN + OH ^-

Šī iemesla dēļ tā ūdens šķīdumi, uzglabājot, ātri sadalās, veidojot cianīdūdeņradi HCN.

Tas ir kodīgs pret alumīniju. Viņu šķīdumi gaisa klātbūtnē viegli izšķīdina zelta Au un sudraba Ag.

Tas ir helātu veidojošs līdzeklis, jo cianīda anjons CN ^- var viegli saistīties ar citiem metāliem, piemēram, sudrabu, zeltu, dzīvsudrabu, cinku, kadmiju utt.

Tai ir vāja rūgto mandeļu smarža.

Riski

Ar to jārīkojas ļoti uzmanīgi. Tas ir ļoti indīgs savienojums, kavē svarīgus vielmaiņas procesus un noved pie nāves norijot, ieelpojot, absorbējot caur ādu vai nonākot acīs.

Ieelpojot, NaCN izšķīst elpošanas trakta gļotādā un nonāk asinsritē. NaCN cianīda jonam ir spēcīga afinitāte pret dzelzi oksidācijas stāvoklī +3, tas ir, dzelzs katjonam Fe ³⁺ .

Kad cianīds tiek absorbēts, tas ātri reaģē ar svarīgu enzīmu Fe ³⁺ , kas atrodas šūnu mitohondrijās (citohroma oksidāze), neļaujot notikt noteiktiem tā elpošanas procesiem.

Tādēļ šūnu elpošana tiek kavēta vai palēnināta, un rodas citotoksiska hipoksija. Tas nozīmē, ka šūnas un audi nespēj izmantot skābekli, īpaši smadzeņu un sirds šūnas.

Tādā veidā ķermenim rodas pastāvīgs vai letāls bojājums. Tas var notikt gan cilvēkiem, gan dzīvniekiem.

Norijot, papildus iepriekšminētajam, tas izraisa asinsvadu sastrēgumus un kuņģa gļotādas koroziju.

NaCN nātrija cianīds var nogalināt. Autors: OpenIcons. Avots: Pixabay.

Tas nav degošs, bet saskarē ar skābēm izdala HCN, kas ir viegli uzliesmojošs un toksisks.

Ja tas kūst ar nitrītiem vai hlorātiem, tas var eksplodēt.

Iegūšana

To var iegūt ar nātrija Na, amonjaka NH ₃ un oglekļa C. Nātrija reaģē ar amonjaku, lai dotu nātrija amīds NaNH ₂ :

2 Na + 2 NH ₃ → 2 NaNH ₂ + H ₂ ↑

Nātrija amīdu karsē ar kokogli līdz 600 ° C un iegūst nātrija ciānamīdu Na ₂ NCN, ko 800 ° C temperatūrā ar kokogli pārvērš nātrija cianīdā:

2 NaNH ₂ + C → 2 H ₂ ↑ + Na ₂ NCN

Na ₂ NCN + C → 2 NaCN

Vēl viena metode ir kalcija ciānamīda CaNCN un oglekļa C izkausēšana ar nātrija karbonātu Na ₂ CO ₃ :

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

To var arī pagatavot, izvadot slāpekļa gāzi N ₂ caur karstu nātrija karbonāta Na ₂ CO ₃ un pulvera C maisījumu , izmantojot dzelzs Fe kā reakcijas katalizatoru vai paātrinātāju:

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

Lietojumprogrammas

Zelta un sudraba minerālu ieguvē. Sekas

Nātrija cianīds jau sen tiek izmantots, lai iegūtu metālu zeltu un sudrabu no to rūdām.

Procesa laikā izmantotais cianīds tiek pārstrādāts, bet kaut kas kopā ar neatklātajiem smagajiem metāliem nonāk atkritumu dīķī.

Ir saindēti putni, sikspārņi un citi dzīvnieki, kas dzer no šīm cianīda lagūnām.

Ir reģistrēti dati par aizsprostu Rumānijā, kas izolēja atkritumu dīķi un tika sabojāts laika apstākļu dēļ.

Rezultātā Sasar upē un tuvējās ūdens nesējslāņu sistēmās, piemēram, Lapus, Somes un Tisza upēs, kas beidzās ar Donavu, tika izlaistas tonnas cianīda.

Tas izraisīja dzīvnieku nāves kaskādi vai, citiem vārdiem sakot, ekoloģisku katastrofu.

Zelta ieguve ar cianīdu Jaunzēlandē ap 1918. gadu. Var redzēt piesārņotā ūdens daudzumu, kas tika novadīts tuvējās upēs. Nacionālā bibliotēka NZ par Commons. Avots: Wikimedia Commons.

Citu ķīmisko savienojumu ražošanā

NaCN nātrija cianīds tiek izmantots dažādu veidu organisko savienojumu sintēzē.

Piemēram, tiek sagatavoti pigmenti un krāsvielas (ieskaitot optiskos balinātājus), savienojumi izmantošanai lauksaimniecībā vai agroķīmiskās vielas, kā arī dažādas farmaceitiskās vielas.

To izmanto arī metālu jonu helātu veidošanai vai atdalīšanai.

Savienojumus, ko sauc par nitriliem, sagatavo ar nātrija cianīdu NaCN, kas, apstrādājot ar karstu skābu vai sārmainu ūdens šķīdumu, ļauj iegūt karbonskābes.

Karbonskābes sagatavošana, izmantojot NaCN nātrija cianīdu. Rolands Matterns. Avots: Wikimedia Commons.

Tas ļauj sagatavot taukskābes ar ciāngrupām, smago metālu cianīdiem un ciānūdeņražskābi vai HCN ūdeņraža cianīdu.

Metālu rūpniecībā

NaCN izmanto šķīdumos, ko izmanto metālu galvanizācijā vai galvanizācijā (metālu pārklāšanā ar citiem), piemēram, cinkā.

Tā ir rūdīta tērauda sastāvdaļa. Tas darbojas arī metāla tīrīšanā.

Citos lietojumos

Nātrija cianīds ir starpprodukts neilona ražošanā.

To izmanto minerālu atdalīšanai ar putu flotēšanu.

Lietojumprogrammas nav izmantotas, apšaubītas vai ļoti reti

NaCN tika izmantots, lai nogalinātu grauzējus, piemēram, trušus un žurkas, un viņu urvas, kā arī termītu ligzdas.

Pašlaik to laiku pa laikam izmanto koijotu, lapsu un savvaļas suņu iznīcināšanai. To lieto kapsulu formā kā vienu vai vairākas devas ganībās, gan medību vietās, gan mežos.

Tā kā NaCN ir ārkārtīgi toksisks, to drīkst lietot tikai apmācīti cilvēki.

Šī lietošana tiek uzskatīta par ļoti bīstamu cilvēkiem, taču ir cilvēki, kas to joprojām lieto.

Savvaļas dabu nevajadzētu likvidēt, jo šie dzīvnieki jau cīnās par izdzīvošanu sarežģītos apstākļos. Autors: MaxWdhs. Avots: Pixabay.

Lauksaimniecībā to agrāk izmantoja citrusaugļu koku un citu augļu fumigācijai. To izmantoja arī kā insekticīdu un miticīdu (ērces atdalītāju), ko pēc ražas novākšanas varēja izmantot citrusaugļu neuzglabāšanai vai to pārvadāšanai izmantoto kravas automašīnu fumigācijai. To izmantoja arī kuģu, dzelzceļa vagonu un noliktavu izsmidzināšanai.

Visi šie lietojumi ir apšaubīti nātrija cianīda augstās toksicitātes dēļ. Šī iemesla dēļ to vairs nelieto vai tikai ļoti reti un ļoti kontrolētos apstākļos.

Atsauces

1. ASV Nacionālā medicīnas bibliotēka. (2019. gads). Nātrija cianīds. Atgūts no pubchem.ncbi.nlm.nih.gov.
2. Kirk-Othmer (1994). Ķīmiskās tehnoloģijas enciklopēdija. Ceturtais izdevums. Džons Vilijs un dēli.
3. Hērsts, HE un Martins, MD (2017). Toksikoloģija. Cianīds. Farmakoloģijā un zobārstniecības terapijā (septītais izdevums). Atgūts no vietnes sciencedirect.com.
4. Koppoks, RW un Dziwenka, M. (2015). Draudi savvaļas dzīvniekiem, ko veic ķīmiskā kara pārstāvji. Ķīmisko kaujas līdzekļu toksikoloģijas rokasgrāmatā (otrais izdevums). Atgūts no vietnes sciencedirect.com.
5. Morisons, RT un Boids, RN (2002). Organiskā ķīmija. 6. izdevums. Prentice zāle.