Cyjanowodór: Różnice pomiędzy wersjami

Z Wikipedii, wolnej encyklopedii
Przeglądaj historię interaktywnie
[wersja przejrzana][wersja nieprzejrzana]
← poprzednia edycjanastępna edycja →
Usunięta treść Dodana treść
WizualnieWikikod
| iAnulowanie wersji 52629278 autora 2A01:112F:64B:A00:6932:5181:A19:4F83 (dyskusja) | Uściślenie.
Znacznik: Anulowanie edycji
mNie podano opisu zmian
Znaczniki: Z urządzenia mobilnego Z wersji mobilnej (przeglądarkowej)
Linia 76: Linia 76:
|wikisłownik = cyjanowodór
|wikisłownik = cyjanowodór
}}
}}
'''Cyjanowodór''', HCN – [[związki nieorganiczne|nieorganiczny związek chemiczny]] zbudowany z [[wodór|wodoru]], [[węgiel (pierwiastek)|węgla]] i [[azot]]u, będący bezbarwną, lotną i silnie [[toksyczność|trującą]] cieczą o zapachu gorzkich [[migdały|migdałów]] (który może być jednak niewyczuwalny przez niektóre osoby). Z wodą tworzy [[moc kwasu|słaby]] kwas cyjanowodorowy (''kwas pruski''), którego sole noszą nazwę [[cyjanki|cyjanków]]. Znalazł zastosowanie w [[synteza organiczna|syntezie]] i [[analiza chemiczna|analizie chemicznej]] oraz jako [[pestycydy|pestycyd]]. W czasie [[II wojna światowa|II wojny światowej]] był stosowany pod nazwą [[Cyklon B]] do trucia więźniów w [[obóz zagłady|niemieckich nazistowskich obozach zagłady]]. Zalicza się go do ogólnotrujących [[bojowy środek trujący|bojowych środków trujących]] i jest wpisany do wykazu 3. [[Konwencja o zakazie broni chemicznej|Konwencji o zakazie broni chemicznej]].
'''Cyjanowodór''', HCN – [[związki nieorganiczne|nieorganiczny związek chemiczny]] zbudowany z [[wodór|wodoru]], [[węgiel (pierwiastek)|węgla]] i [[azot]]u, będący bezbarwną, lotną i silnie [[toksyczność|trującą]] cieczą o zapachu gorzkich [[migdały|migdałów]] (który może być jednak niewyczuwalny przez niektóre osoby). Z wodą tworzy [[moc kwasu|słaby]] kwas cyjanowodorowy (''kwas pruski''), którego sole noszą nazwę [[cyjanki|cyjanków]]. Znalazł zastosowanie w [[synteza organiczna|syntezie]] i [[analiza chemiczna|analizie chemicznej]] oraz jako [[pestycydy|pestycyd]]. W czasie [[II wojna światowa|II wojny światowej]] był stosowany pod nazwą [[Cyklon B]] do trucia więźniów w [[obóz zagłady| obozach zagłady]]. Zalicza się go do ogólnotrujących [[bojowy środek trujący|bojowych środków trujących]] i jest wpisany do wykazu 3. [[Konwencja o zakazie broni chemicznej|Konwencji o zakazie broni chemicznej]].


Po raz pierwszy został otrzymany w postaci roztworu w 1782 roku przez [[Carl Scheele|Carla Scheelego]]. W postaci czystej wytworzył go [[Joseph Gay-Lussac]] w 1815 roku{{odn|Patnaik|2003|s=362}}.
Po raz pierwszy został otrzymany w postaci roztworu w 1782 roku przez [[Carl Scheele|Carla Scheelego]]. W postaci czystej wytworzył go [[Joseph Gay-Lussac]] w 1815 roku{{odn|Patnaik|2003|s=362}}.

Wersja z 08:42, 13 kwi 2018

Cyjanowodór
Ogólne informacje
Wzór sumaryczny

HCN

Inne wzory

H−C≡N

Masa molowa

27,03 g/mol

Wygląd

bezbarwna, lotna ciecz o zapachu gorzkich migdałów[1][2][3][4][5]

Identyfikacja
Numer CAS

74-90-8

PubChem

{{{nazwa}}}, [w:] PubChem, United States National Library of Medicine, CID: (ang.).

Podobne związki
Podobne związki

cyjanki, cyjan, kwas tiocyjanowy, acetylen

Jeżeli nie podano inaczej, dane dotyczą
stanu standardowego (25 °C, 1000 hPa)
Multimedia w Wikimedia Commons
Hasło w Wikisłowniku

Cyjanowodór, HCN – nieorganiczny związek chemiczny zbudowany z wodoru, węgla i azotu, będący bezbarwną, lotną i silnie trującą cieczą o zapachu gorzkich migdałów (który może być jednak niewyczuwalny przez niektóre osoby). Z wodą tworzy słaby kwas cyjanowodorowy (kwas pruski), którego sole noszą nazwę cyjanków. Znalazł zastosowanie w syntezie i analizie chemicznej oraz jako pestycyd. W czasie II wojny światowej był stosowany pod nazwą Cyklon B do trucia więźniów w obozach zagłady. Zalicza się go do ogólnotrujących bojowych środków trujących i jest wpisany do wykazu 3. Konwencji o zakazie broni chemicznej.

Po raz pierwszy został otrzymany w postaci roztworu w 1782 roku przez Carla Scheelego. W postaci czystej wytworzył go Joseph Gay-Lussac w 1815 roku[16].

Występowanie

W przyrodzie cyjanowodór występuje w postaci związanej w heterozydach. Szczególnie bogate w nie są nasiona i liście pestkowców, np. gorzkie migdały, pestki brzoskwini i moreli (zawierające amigdalinę), biała koniczyna (linamarynę i lotaustralinę), kora dzikiej wiśni (prusarynę)[3][4][5]. Cyjanowodór jest też obecny w dymie tytoniowym[3].

Otrzymywanie

Skala laboratoryjna

Znaczenie laboratoryjne mają reakcje cyjanków (lub heksacyjanożelazianów(II), jak np. heksacyjanożelazian(II) potasu) z silnymi kwasami i oddestylowanie powstałego cyjanowodoru[1][17]:

2KCN + H2SO4 → 2HCN + K2SO4
NaCN + HCl → HCN + NaCl
K4[Fe(CN)6] + 6HCl → 6HCN + 4KCl + FeCl2

lub przepuszczanie par siarkowodoru nad stałym cyjankiem rtęci(II)[1]:

H2S + Hg(CN)2 → 2HCN + HgS

Cyjanowodór można również otrzymać poprzez ogrzewanie metanolu (bez dostępu powietrza w temperaturze 600–950 °C z użyciem katalizatora) lub acetonitrylu (w temperaturze 1100–1300 °C) z amoniakiem oraz poprzez termiczny rozkład formamidu z podwyższonej temperaturze i obniżonym ciśnieniu[17]:

CH3OH + NH3 → HCN + H2O + H2
CH3CN + NH3 → 2HCN + 2H2
HCONH2 → HCN + H2O

Skala przemysłowa

Dawniej cyjanowodór otrzymywano przemysłowo przez zakwaszanie cyjanków (np. NaCN lub Ca(CN)2)[18]. Obecnie stosowane są trzy procesy przemysłowe otrzymywania cyjanowodoru – proces Andrussowa, proces BMA i proces Shawinigan. Jednakże za ok. 25% światowej produkcji cyjanowodoru odpowiada proces Sohio, w którym HCN tworzy się jako produkt uboczny otrzymywania akrylonitrylu z propylenu i amoniaku[19].

Proces Andrussowa

Najważniejszą metodą przemysłowego otrzymywania cyjanowodoru jest proces Andrussowa (opary na reakcji odkrytej w 1927 roku przez Leonida Andrussowa[20]), w którym zachodzi egzotermiczna reakcja metanu z amoniakiem przy udziale tlenu z powietrza[21]:

CH4 + NH3 + 1,5O2 → HCN + 3H2O      ΔH = −474 kJ/mol[9]

Reakcja katalizowana jest przez platynę lub jej stopy z rodem lub irydem[18] (najczęściej stosowany jest katalizator w postaci siatki ze stopu 90% platyny i 10% rodu[22]). Proces prowadzony jest w temperaturze powyżej 1000 °C. Gazy poreakcyjne oczyszcza się z nadmiaru amoniaku za pomocą roztworu siarczanu amonu z dodatkiem kwasu siarkowego. Następnie cyjanowodór jest absorbowany w wodzie (słabo zakwaszonej kwasem siarkowym) i destylowany z tego roztworu[23]. Zaletami tego procesu są długi czas pracy katalizatora, sprawdzona technologia oraz duża czystość otrzymywanego produktu, jednak używany katalizator jest podatny na zatrucie zanieczyszczeniami obecnymi w metanie (wyższe węglowodory, związki siarki i fosforu) przez co wymagana jest duża czystość surowca[9].

Proces BMA

Cyjanowodór jest również otrzymywany w procesie BMA (niem. Blausäure-Methan-Ammoniak, także: proces Degussa[24]). Dochodzi tutaj do reakcji metanu z amoniakiem w wysokiej temperaturze, również przy użyciu katalizatora platynowego[1]:

CH4 + NH3 → HCN + 3H2      ΔH = +252 kJ/mol[9]

Z uwagi na endotermiczność procesu, konieczne jest dostarczenie ciepła. Jest to realizowane poprzez przepuszczanie surowców przez wiązki rur ze spieczonego tlenku glinu od wewnątrz powleczonych warstwą katalizatora, w piecu reakcyjnym, w których mieszanina reakcyjna ogrzewa się do ponad 1200 °C. Po opuszczeniu rur, gaz jest chłodzony do 300 °C. Cyjanowodór jest oczyszczany i wydzielany w podobny sposób, jak w procesie Andrussowa, przy czym jego większa zawartość w gazach poreakcyjnych w porównaniu do pierwszego procesu, pozwala na zmniejszenie rozmiarów aparatury i kosztów[9].

Proces Shawinigan

W procesie tym dochodzi do reakcji gazowych węglowodorów (zazwyczaj propanu) z amoniakiem w koksowym złożu fluidalnym ogrzewanym elektrycznie:

NH3 + C3H8 → 3HCN + 7H2      ΔH = +634 kJ/mol

Proces zachodzi w temperaturze powyżej 1500 °C i nie wymaga użycia katalizatora. Nie ma również potrzeby stosowania aparatury do absorpcji amoniaku, gdyż przynajmniej 85% ulega przereagowaniu. Istotną wadą jest jednak duże zużycie energii elektrycznej, co ogranicza stosowanie tego procesu do obszarów, w których jest ona tania[9].

Właściwości

Cyjanowodór jest bezbarwną cieczą o intensywnym zapachu gorzkich migdałów – próg wyczuwalności wynosi 0,002–0,005 mg/dm³ powietrza[3][4]. Niektóre osoby mogą go jednak nie wyczuwać[25]. Wykazuje dużą lotność. Łatwo miesza się z wodą i alkoholami. Na powietrzu spala się niebieskim płomieniem[16]. Jego pary tworzą z powietrzem mieszaninę wybuchową (w granicach 6–41% objętościowych[26]. Kwas cyjanowodorowy jest bardzo słaby (pKa = 9,36)[9].

W zależności od warunków może polimeryzować – jego oligomery obejmują aminomalononitryl (trimer) i diaminomalononitryl (tetramer)[27]. Cyjanowodór utlenia się podczas ogrzewania (300–650 °C) na powietrzu tworząc kwas cyjanowy i w mniejszych ilościach cyjan[28]:

HCN + O2 → 2HOCN
4HCN + O2 → 2(CN)2 + 2H2O

Reakcja katalizowana jest przez złoto i srebro, przy czym katalizatory srebrowe prowadzą do otrzymania cyjanu.

W reakcjach z zasadami tworzy odpowiednie cyjanki[28]:

HCN + NaOH → NaCN + H2O
2HCN + Ca(OH)2 → Ca(CN)2 + H2O
2HCN + Na2CO3 → 2NaCN + H2O + CO2[27]

Ulega reakcji addycji do grupy karbonylowej aldehydów i większości ketonów z powstaniem cyjanohydryn:

RCOR′ + HCN → RC(OH)(CN)R′

Reakcja ta ma znaczenie przemysłowe, a z uwagi na jej niewielką szybkość, jest ona przeważnie przeprowadzana z użyciem słabych zasad (np. cyjanku potasu) w roli katalizatora[28].

Zastosowanie

Jest stosowany do dezynfekcji i deratyzacji pomieszczeń, np. statków lub magazynów. W postaci soli znajduje zastosowanie w przemyśle metalurgicznym, galwanizacji i klasycznej analizie chemicznej (jony CN− silnie kompleksują metale przejściowe)[3][4][5].

Cyjanowodór wykorzystywany jest przede wszystkim przy produkcji metakrylanu metylu w przemyśle tworzyw sztucznych oraz w syntezie do otrzymywania cyjanku potasu i sodu, adyponitrylu, metioniny, chlorku cyjanuru, cyjanu, kwasu nitrylotrioctowego i niektórych pestycydów triazynowych[16].

Stosuje się go również do wykonywania kar śmierci w komorze gazowej. Podczas II wojny światowej był stosowany przez Niemców pod nazwą handlową Cyklon B w masowych egzekucjach w obozach koncentracyjnych. W czasie I wojny światowej próbowano wykorzystywać go jako bojowy środek trujący, jednak bez szczególnego powodzenia[29]. Badania nad jego użyciem w tym celu prowadzone były już w 1915 roku i pod koniec tego roku był umieszczany w mieszaninach z chloroformem, trichlorkiem arsenu i chlorkiem cyny(IV) we francuskich pociskach No. 4[30]. Po raz pierwszy został użyty w działaniach bojowych przez Francję w lipcu 1916 roku. Jego oznaczeniami wojskowymi w tym czasie były Forestite (Francja) i CK (USA i Wielka Brytania)[31]. Obecnie jest objęty wykazem 3. Konwencji o zakazie broni chemicznej[32]

Zagrożenia

Działanie HCN zależnie od stężenia w powietrzu[3][5]:
Stężenie HCN
[mg/m³] 		Skutki działania
300 natychmiastowy zgon
200 zgon po 10 minutach
120–150 zgon po 0,5–1 h
20–40 słabe objawy po wielogodzinnym narażeniu

Jest silnie toksyczny (dawka śmiertelna dla człowieka o masie 60 kg wynosi ok. 50–60 mg)[3][4][5]. Cyjanowodór łatwo wchłania się do organizmu przez płuca, skórę i układ pokarmowy, gdzie ulega dysocjacji, a powstające jony cyjankowe CN− łatwo wiążą się z jonami Fe3+ i silnie hamują układ enzymatyczny oksydazy cytochromowej. W efekcie dochodzi do zablokowania przenoszenia tlenu z oksyhemoglobiny do tkanek (krew żylna przy zatruciu cyjankami ma jasnoczerwony kolor, co normalnie jest charakterystyczne dla krwi tętniczej). Zablokowanie enzymów oddechowych jest odwracalne, co wykorzystuje się podczas leczenia osób poszkodowanych – CN− mają znaczne powinowactwo do methemoglobiny, dlatego zatrutemu podaje się azotyn izoamylu lub azotyn sodu, w celu wywołania methemoglobinemii i przywrócenia możliwości transportu tlenu do komórek[3][4][5].

Przypisy

  1. ↑ a b c d Bielański 2010 ↓, s. 743.
  2. ↑ Cyjanowodór, [w:] Encyklopedia techniki. Chemia, Władysław Gajewski (red.), wyd. 2, Warszawa: Wydawnictwa Naukowo-Techniczne, 1966, s. 141, OCLC 864218327.
  3. ↑ a b c d e f g h i Toksykologia współczesna. Praca zbiorowa pod redakcją Witolda Seńczuka. Warszawa: Państwowy Zakład Wydawnictw Lekarskich, 2005, s. 459–463.
  4. ↑ a b c d e f g Tadeusz Dutkiewicz: Chemia toksykologiczna. Wyd. 2. Warszawa: Państwowy Zakład Wydawnictw Lekarskich, 1968, s. 174–178.
  5. ↑ a b c d e f g Podstawy toksykologii. Praca zbiorowa pod redakcją Jerzego Piotrowskiego. Warszawa: Wydawnictwo naukowo techniczne, 2006, s. 208–212.
  6. ↑ a b c A.W. Francis. Miscibility Relations of Liquid Hydrogen Cyanide. „The Journal of Physical Chemistry”. 63 (5), s. 753–755, 1959. DOI: 10.1021/j150575a033. 
  7. ↑ a b c Lide 2009 ↓, s. 3-286.
  8. ↑ Cyjanowodór, międzynarodowa karta bezpieczeństwa chemicznego, Międzynarodowa Organizacja Pracy [dostęp 2015-03-10] (pol. • ang.).
  9. ↑ a b c d e f g h i j k l Ernst Gail i inni, Cyano Compounds, Inorganic, [w:] Ullmann’s Encyclopedia of Industrial Chemistry, Weinheim: Wiley‐VCH, ISBN 978-3-527-30385-4 (ang.).
  10. ↑ Lide 2009 ↓, s. 6-62.
  11. ↑ Lide 2009 ↓, s. 15-18.
  12. ↑ Lide 2009 ↓, s. 9-56.
  13. ↑ a b Cyjanowodór, [w:] Classification and Labelling Inventory, Europejska Agencja Chemikaliów [dostęp 2015-03-10] (ang.).
  14. ↑ a b Cyjanowodór, [w:] ChemIDplus, United States National Library of Medicine [dostęp 2015-03-10] (ang.).
  15. ↑ Chemical Datasheet: Hydrogen Cyanide, Anhydrous, Stabilized (Absorbed). CAMEO Chemicals, National Oceanic and Atmospheric Administration. [dostęp 2015-03-10].
  16. ↑ a b c Patnaik 2003 ↓, s. 362.
  17. ↑ a b Patnaik 2003 ↓, s. 363.
  18. ↑ a b Greenwood i Earnshaw 1997 ↓, s. 321.
  19. ↑ Sunggyu Lee: Methane and its Derivatives. T. 70. CRC Press, 1996, s. 267, seria: Chemical Industries. ISBN 978-0-8247-9754-6.
  20. ↑ L. Andrussow. Über die schnell verlaufenden katalytischen Prozesse in strömenden Gasen und die Ammoniak-Oxydation (V). „Berichte der deutschen chemischen Gesellschaft (A and B Series)”. 60 (8), s. 2005–2018, 1927. DOI: 10.1002/cber.19270600857. 
  21. ↑ L. Andrussow. Über die katalytische Oxydation von Ammoniak-Methan-Gemischen zu Blausäure. „Angewandte Chemie”. 48 (37), s. 593–595, 1935. DOI: 10.1002/ange.19350483702. 
  22. ↑ Zhen Ma, Francisco Zaera: Heterogenous Catalysis by Metals. W: Encyclopedia of Inorganic Chemistry. R. Bruce King (red. nacz.). Wyd. 2. T. I. Chichester: Wiley, 2005, s. 2. ISBN 978-0-470-86078-6.
  23. ↑ Andrussowa metoda otrzymywania cyjanowodoru, [w:] Encyklopedia techniki. Chemia, Władysław Gajewski (red.), wyd. 2, Warszawa: Wydawnictwa Naukowo-Techniczne, 1966, s. 37, OCLC 864218327.
  24. ↑ Degussa Aktiengesellschaft. Sposób wytwarzania cyjanowodoru. „Opis patentowy”. Nr 124280 z 1985-05-15, 1981-01-02. Urząd Patentowy PRL. [dostęp 2016-09-12]. (pol.). 
  25. ↑ Medical Management Guidelines for Hydrogen Cyanide. Agency for Toxic Substances and Disease Registry, 2011-03-03. [dostęp 2011-04-10]. (ang.).
  26. ↑ Patnaik 2003 ↓, s. 366.
  27. ↑ a b Tomislav Friščić, Leonard MacGillivray: Carbon: Inorganic Chemistry. W: Encyclopedia of Inorganic Chemistry. R. Bruce King (red. nacz.). Wyd. 2. T. I. Chichester: Wiley, 2005, s. 7. ISBN 978-0-470-86078-6.
  28. ↑ a b c Patnaik 2003 ↓, s. 364.
  29. ↑ Konopski 2009 ↓, s. 52.
  30. ↑ Konopski 2009 ↓, s. 41.
  31. ↑ Konopski 2009 ↓, s. 50.
  32. ↑ Schedule 3 Chemical Weapons Convention. Organizacja ds. Zakazu Broni Chemicznej. [dostęp 2015-04-06]. (ang.).

Bibliografia

Kwasy nieorganiczne
Kwasy beztlenowe
i ich analogi
kwasy tlenowcowodorowe
kwasy halogenowodorowe
kwasy pseudohalogenowodorowe
Inne
Kwasy tlenowe
grupa 6
grupa 7
grupa 13
grupa 14
grupa 15
grupa 16
grupa 17
pochodne
Źródło: „https://pl.wikipedia.org/w/index.php?title=Cyjanowodór&oldid=53203324”