Natriumcyanid
| Strukturformel | |||||||||||||
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| Allgemeines | |||||||||||||
| Name | Natriumcyanid | ||||||||||||
| Andere Namen |
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| Summenformel | NaCN | ||||||||||||
| Kurzbeschreibung |
farbloses, kristallines Pulver mit schwach bittermandelartigem Geruch[1] | ||||||||||||
| Externe Identifikatoren/Datenbanken | |||||||||||||
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| Eigenschaften | |||||||||||||
| Molare Masse | 49,01 g·mol−1 | ||||||||||||
| Aggregatzustand |
fest | ||||||||||||
| Dichte |
1,6 g·cm−3[1] | ||||||||||||
| Schmelzpunkt | |||||||||||||
| Siedepunkt |
1496 °C[1] | ||||||||||||
| Dampfdruck | |||||||||||||
| Löslichkeit |
gut löslich in Wasser (580 g·l−1 bei 20 °C)[1] | ||||||||||||
| Sicherheitshinweise | |||||||||||||
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| MAK |
DFG/Schweiz: 3,8 mg·m−3 (gemessen als einatembarer Staub)[1][5] | ||||||||||||
| Toxikologische Daten | |||||||||||||
| Thermodynamische Eigenschaften | |||||||||||||
| ΔHf0 |
−87,5 kJ/mol[7] | ||||||||||||
| Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen. | |||||||||||||
Natriumcyanid ist das Natriumsalz der Blausäure (HCN). Bei Raumtemperatur ist es ein farbloses, hygroskopisches kristallines Pulver, das leicht bittermandelartig riecht. In Gegenwart von Säuren zersetzt es sich in das hochtoxische Gas Blausäure:
- NaCN + H2SO4 → HCN + NaHSO4
Darstellung
Natriumcyanid wird durch Neutralisation von Blausäure mit Natronlauge nach dem Andrussow-Verfahren gewonnen. Ausgangsstoffe für die Synthese sind Methan, Ammoniak und Sauerstoff.
- Methan, Ammoniak und Sauerstoff reagieren bei ≈1500 °C und Anwesenheit von Platin bzw. Rhodium-Katalysatoren zu Blausäure und Wasser.
Die nachfolgende Neutralisation ergibt Natriumcyanid.
- Blausäure und Natronlauge ergeben Natriumcyanid und Wasser.
Früher wurde Natriumcyanid nach dem Castner-Kellner-Verfahren durch Reaktion von geschmolzenem Natrium mit Ammoniak zu Natriumamid und durch Glühen von Natriumamid mit Kohle gewonnen:[8]
![{\displaystyle \mathrm {2\ NaNH_{2}\ {\xrightarrow[{-2\ H_{2}}]{+C}}\ \ Na_{2}CN_{2}\ {\xrightarrow {+C}}\ 2\ NaCN} }](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/452b7749e56cb5e8ac0e9662ef809189a95053cd)
Eigenschaften
Natriumcyanid ist sehr giftig. Es ist stark fischgiftig (siehe Cyanidfischerei) und belastet in größeren Mengen das Ökosystem. Natriumcyanid zersetzt sich in warmer wässriger Lösung langsam zu Natriumformiat und Ammoniak.
Verwendung
Natriumcyanid wird zusammen mit Kaliumcyanid zur Gewinnung von Gold, Silber und anderen Metallen (Cyanidlaugerei) verwendet.[9]
In der Galvanotechnik wird es für verschiedene cyanidische Bäder genutzt,[10] so zum Beispiel cyanidische Kupfer-, Messing-, Bronze-, Zink-, Cadmium- und Goldbäder.
Bei der Metallbearbeitung kommt geschmolzenes Natriumcyanid zum Härten bestimmter Stahlsorten (Einsatzstähle) zum Einsatz.[11]
Die Organische Chemie nutzt Natriumcyanid zur Synthese von Nitrilen, wie Decannitril.[12]
Sicherheitshinweise
Es ist darauf zu achten, dass Natriumcyanidstaub und -dämpfe nicht eingeatmet werden. Behälter müssen dicht geschlossen sein sowie kühl und trocken gelagert werden.
Zersetzung
Da Natriumcyanid auf Lebewesen stark toxisch wirkt (siehe Cyanidvergiftung), darf es auf keinen Fall über das Abwasser in die Umwelt gelangen, sondern muss in einer Abwasserbehandlungsanlage vollständig oxidiert werden. Dies kann auf die folgenden vier Weisen geschehen:
- Durch Behandlung mit Natriumhypochlorit (NaClO) nach folgender Gleichung:
- Das Behandeln mit Natriumhypochlorit hat den Nachteil, dass der AOX-Wert des Abwassers stark ansteigt.
- Durch Zugabe von Wasserstoffperoxid (H2O2).
- Durch Behandlung mit Ozon (O3).
- Durch Oxidation an Kohle- oder Platinanoden mit Hilfe von Gleichstrom.
Ziel der Entgiftung ist eine vollständige Zersetzung des Natriumcyanids in Kohlendioxid und Stickstoff.
Nachweis
Nachweis von Cyanid-Ionen:
Zu einer alkalischen Cyanidlösung wird im Unterschuss Eisen(II)-sulfat-Lösung zugegeben. Sind Cyanidionen vorhanden, dann bildet sich nach dem Ansäuern und Zugabe von Eisen(III)-chlorid-Lösung Berliner Blau.[13]
Einzelnachweise
- ↑ a b c d e f g h Eintrag zu Natriumcyanid in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 1. Februar 2016. (JavaScript erforderlich)
- ↑ Datenblatt Sodium cyanide, ACS reagent, ≥97.0% bei Sigma-Aldrich, abgerufen am 8. Mai 2017 (PDF).
- ↑ a b c d E. Gail, S. Gos, R. Kulzer, J. Lorösch, A. Rubo, M. Sauer, R. Kellens, J. Reddy, N. Steier, W. Hasenpusch: Inorganic Cyano Compounds, in: Ullmanns Enzyklopädie der Technischen Chemie, Wiley-VCH Verlag GmbH & Co. KGaA, Weinheim 2012; doi:10.1002/14356007.a08_159.pub3.
- ↑ Nicht explizit in Verordnung (EG) Nr. 1272/2008 (CLP) gelistet, fällt aber mit der angegebenen Kennzeichnung unter den Gruppeneintrag Salze der Blausäure mit Ausnahme der komplexen Cyanide, z. B. Cyanoferrate (II) und (III) und Quecksilberoxidcyanid und den namentlich in diesem Anhang bezeichneten im Classification and Labelling Inventory der Europäischen Chemikalienagentur (ECHA), abgerufen am 8. Januar 2017. Hersteller bzw. Inverkehrbringer können die harmonisierte Einstufung und Kennzeichnung erweitern.
- ↑ Schweizerische Unfallversicherungsanstalt (Suva): Grenzwerte – Aktuelle MAK- und BAT-Werte (Suche nach 143-33-9 bzw. Natriumcyanid), abgerufen am 2. November 2015.
- ↑ a b Datenblatt Natriumcyanid bei Merck, abgerufen am 19. Januar 2011.
- ↑ David R. Lide (Hrsg.): CRC Handbook of Chemistry and Physics. 90. Auflage. (Internet-Version: 2010), CRC Press / Taylor and Francis, Boca Raton FL, Standard Thermodynamic Properties of Chemical Substances, S. 5-20.
- ↑ A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 102. Auflage. Walter de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1, S. 912.
- ↑ Erwin Riedel: Anorganische Chemie. 5. Auflage, de Gruyter, Berlin 2002, ISBN 3-11-017439-1, S. 731–732.
- ↑ C. F. Burgess, L. F. Richardson: Die Verwendung von Cyankalium für galvanische Bäder, in: Angew. Chem., 1914, 27, S. 211–212; doi:10.1002/ange.19140273002.
- ↑ Jan Hoinkis: Chemie für Ingenieure. John Wiley & Sons, 2015, ISBN 978-3-527-68456-4, S. 154 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).
- ↑ Kurt Peter C. Vollhardt, Neil Eric Schore: Organische Chemie. John Wiley & Sons, 2011, ISBN 3-527-32754-1, S. 1058 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).
- ↑ Jander, Blasius, Strähle: Einführung in das anorganisch-chemische Praktikum, 14. Auflage. Hirzel, Stuttgart 1995, ISBN 978-3-7776-0672-9, S. 356–357.
