Natriumcyanid

Strukturformel
Na+-Ion Cyanid-Ion
Allgemeines
Name Natriumcyanid
Andere Namen
  • Natriumzyanid
  • Cyannatrium
  • Blausaures Natron
  • Blausaures Natrium
Summenformel NaCN
CAS-Nummer 143-33-9
PubChem 8929
Kurzbeschreibung

farbloses, kristallines Pulver mit schwach bittermandelartigem Geruch[1]

Eigenschaften
Molare Masse 49,01 g·mol−1
Aggregatzustand

fest

Dichte

1,60 g·cm−3[1]

Schmelzpunkt

561,7 °C[1]

Siedepunkt

1500 °C[1]

Dampfdruck

1 hPa[1] (800 °C[1])

Löslichkeit

gut löslich in Wasser: 580 g·l−1 in Wasser (20 °C)[1]

Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung aus EU-Verordnung (EG) 1272/2008 (CLP) [2]
06 – Giftig oder sehr giftig 09 – Umweltgefährlich

Gefahr

H- und P-Sätze H: 300-310-330-410
EUH: 032
P: 273-​280-​302+352-​304+340-​309-​310Vorlage:P-Sätze/Wartung/mehr als 5 Sätze [1]
EU-Gefahrstoffkennzeichnung aus EU-Verordnung (EG) 1272/2008 (CLP) [2]
Sehr giftig Umweltgefährlich
Sehr giftig Umwelt-
gefährlich
(T+) (N)
R- und S-Sätze R: 26/27/28-32-50/53
S: (1/2)-7-28-29-45-60-61
MAK

3,8 mg·m−3[1]

LD50
  • 2,8 mg·kg−1 (Mensch, LDLO, oral)[3]
  • 4,7 mg·kg−1 (Ratte, oral)[3]
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.
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Natriumcyanid ist das Natriumsalz der Blausäure (HCN). Bei Raumtemperatur ist es ein farbloses, hygroskopisches kristallines Pulver, das leicht bittermandelartig riecht.

Darstellung

Natriumcyanid wird durch Neutralisation von Blausäure mit Natronlauge nach dem Andrussow-Verfahren gewonnen. Ausgangsstoffe für die Synthese sind Methan, Ammoniak und Sauerstoff.

$ \mathrm{2\,CH_4 + 2\,NH_3 + 3\,O_2 \longrightarrow 2\,HCN + 6\,H_2O + 960\,kJ} $
Methan, Ammoniak und Sauerstoff reagieren bei ≈1500 °C und Anwesenheit von Platin bzw. Rhodium-Katalysatoren zu Blausäure und Wasser.

Die nachfolgende Neutralisation ergibt Natriumcyanid.

$ \mathrm{HCN + NaOH \longrightarrow NaCN + H_2O} $
Blausäure und Natronlauge ergeben Natriumcyanid und Wasser.

Früher wurde Natriumcyanid nach dem Castner-Keller-Verfahren durch Reaktion von geschmolzenem Natrium mit Ammoniak zu Natriumamid und durch Glühen von Natriumamid mit Kohle gewonnen:[4]

$ \mathrm{2 \ Na \ +\ 2 \ NH_3 \longrightarrow \ 2 \ NaNH_2 \ + \ H_2 } $
$ \mathrm{ 2 \ NaNH_2 \ \xrightarrow [-2 \ H_2] {+C}\ \ Na_2CN_2 \ \xrightarrow {+C} \ 2 \ NaCN} $

Eigenschaften

Natriumcyanid ist sehr giftig. Wenn es in größeren Mengen in die Umwelt gelangt, ist es eine starke Belastung für das Ökosystem. Natriumcyanid zersetzt sich im Gegensatz zu Kaliumcyanid leicht in warmer wässriger Lösung, dabei entsteht Natriumformiat und Ammoniak.

Verwendung

Natriumcyanid wird zusammen mit Kaliumcyanid zur Gewinnung von Gold, Silber und anderen Metallen (Cyanidlaugerei) verwendet.[5]

In der Galvanotechnik wird es für verschiedene Cyanidische Bäder genutzt[6], so zum Beispiel cyanidische Kupfer-, Messing-, Bronze-, Zink-, Cadmium- und Goldbäder.

Bei der Metallbearbeitung kommt geschmolzenes Natriumcyanid zum Härten bestimmter Stahlsorten (Einsatzstähle) zum Einsatz.[7]

Die Organische Chemie nutzt Natriumcyanid zur Synthese von Nitrilen.

Sicherheitshinweise

Es ist darauf zu achten, dass Natriumcyanidstaub und -dämpfe nicht eingeatmet werden. Behälter müssen dicht geschlossen sein sowie kühl und trocken gelagert werden.

Entgiftung

Da Natriumcyanid auf Lebewesen stark toxisch wirkt, darf es auf keinen Fall über das Abwasser in die Umwelt gelangen, sondern muss in einer Abwasserbehandlungsanlage vollständig oxidiert werden. Dies geschieht auf folgende Weise:

1. Durch Behandlung mit Natriumhypochlorit (NaClO) nach folgender Gleichung:

$ \mathrm{2\,NaCN + 5\,NaClO + 2\,NaOH \longrightarrow 2\,Na_2CO_3 + N_2 + 5\,NaCl + H_2O} $

Das Behandeln mit Natriumhypochlorit hat den Nachteil, dass der AOX-Wert des Abwassers stark ansteigt.

2. Durch Zugabe von Wasserstoffperoxid (H2O2).

3. Durch Behandlung mit Ozon (O3)

4. Durch Oxidation an Kohle- oder Platinanoden mit Hilfe von Gleichstrom.

Ziel der Entgiftung ist eine vollständige Zerlegung 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 (Vorsicht: HCN-Bildung!) Berliner Blau.[8]

Einzelnachweise

  1. 1,0 1,1 1,2 1,3 1,4 1,5 1,6 1,7 1,8 Eintrag zu Natriumcyanid in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 23. März 2011 (JavaScript erforderlich).
  2. 2,0 2,1 Nicht explizit in EU-Verordnung (EG) 1272/2008 (CLP) gelistet, fällt aber dort mit der angegebenen Kennzeichnung unter den Sammelbegriff „Salze der Blausäure“; Eintrag in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 8. April 2012 (JavaScript erforderlich) Referenzfehler: Ungültiges <ref>-Tag. Der Name „ESIS“ wurde mehrere Male mit einem unterschiedlichen Inhalt definiert.
  3. 3,0 3,1 Datenblatt Natriumcyanid bei Merck, abgerufen am 19. Januar 2011.
  4. A. F. Holleman, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie, 102. Auflage, de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 3-11-012641-9, S. 912.
  5. Erwin Riedel: Anorganische Chemie. 5. Auflage, de Gruyter, Berlin 2002, ISBN 3-11-017439-1, S. 731–732.
  6. 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.
  7. Natriumcyanid auf enius.de
  8. Jander, Blasius, Strähle: Einführung in das anorganisch-chemische Praktikum, 14. Auflage. Hirzel, Stuttgart 1995, ISBN 978-3-7776-0672-9, S. 356–357.

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