Natriumcyanid

Strukturformel
Allgemeines
Name	Natriumcyanid
Andere Namen	Natriumzyanid Cyannatrium Blausaures Natron Blausaures Natrium
Summenformel	NaCN
Kurzbeschreibung	farbloses, kristallines Pulver mit schwach bittermandelartigem Geruch
Externe Identifikatoren/Datenbanken
CAS-Nummer 143-33-9 EG-Nummer 205-599-4 ECHA-InfoCard 100.005.091 PubChem 8929 Wikidata Q410185
Eigenschaften
Molare Masse	49,01 g·mol−1
Aggregatzustand	fest
Dichte	1,6 g·cm−3
Schmelzpunkt	563 °C
Siedepunkt	1496 °C
Dampfdruck	1 hPa (817 °C) 0,10 kPa (800 °C) 1,65 kPa (1000 °C)) 11,98 kPa (1200 °C)) 39,10 kPa (1350 °C))
Löslichkeit	gut löslich in Wasser (580 g·l−1 bei 20 °C)
Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung aus Verordnung (EG) Nr. 1272/2008 (CLP), ggf. erweitert Gefahr H- und P-Sätze H: 290​‐​300+310+330​‐​372​‐​410 EUH: 032 P: 262​‐​264​‐​273​‐​280​‐​302+352+310​‐​304+340+310
MAK	DFG/Schweiz: 3,8 mg·m−3 (gemessen als einatembarer Staub)
Toxikologische Daten	2,8 mg·kg−1 (LDLo, Mensch, oral) 4,7 mg·kg−1 (LD50, Ratte, oral)
Thermodynamische Eigenschaften
ΔHf0	−87,5 kJ/mol
Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen (0 °C, 1000 hPa).

Natriumcyanid ist das Natriumsalz der Blausäure (HCN). Bei Raumtemperatur ist es ein farbloses, hygroskopisches kristallines Pulver, das leicht bittermandelartig riecht. Es gilt als hochgiftig. In Gegenwart von Säuren zersetzt es sich unter Freisetzung des ebenfalls hochtoxischen Gases Blausäure.

NaCN + H₂SO₄ → HCN + NaHSO₄

Darstellung

Im Labor lässt es sich über zwei Reaktionen in kleinem Maßstab synthetisieren:

${\displaystyle \mathrm {6\,HCl+K_{3}[Fe(CN)_{6}]\longrightarrow 6\,HCN+FeCl_{3}+3\,KCl} }$

Die mithilfe von Säure freigesetzte Blausäure wird dann (als Gas) in Natronlauge eingeleitet, wobei sie zum Natriumsalz neutralisiert:

${\displaystyle \mathrm {HCN+NaOH\longrightarrow NaCN+H_{2}O} }$

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

${\displaystyle \mathrm {2\,CH_{4}+2\,NH_{3}+3\,O_{2}\longrightarrow 2\,HCN+6\,H_{2}O+960\,kJ} }$

Methan, Ammoniak und Sauerstoff reagieren bei ≈1500 °C und Anwesenheit von Platin bzw. Rhodium-Katalysatoren zu Blausäure und Wasser.

Die nachfolgende Neutralisation ergibt Natriumcyanid.

${\displaystyle \mathrm {HCN+NaOH\longrightarrow NaCN+H_{2}O} }$

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:

${\displaystyle \mathrm {2\ Na\ +\ 2\ NH_{3}\longrightarrow \ 2\ NaNH_{2}\ +\ H_{2}} }$

${\displaystyle \mathrm {2\ NaNH_{2}\ {\xrightarrow[{-2\ H_{2}}]{+C}}\ \ Na_{2}CN_{2}\ {\xrightarrow {+C}}\ 2\ NaCN} }$

Eigenschaften

Natriumcyanid ist sehr giftig. Es ist stark fischgiftig (siehe Cyanidfischerei) und belastet in größeren Mengen das Ökosystem. Es 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.

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

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

Die Organische Chemie nutzt Natriumcyanid zur Synthese von Nitrilen, wie Decannitril (Kolbe-Nitrilsynthese).

Sicherheitshinweise

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

Nachweis von Cyanidionen

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.

Einzelnachweise

1. 1 2 3 4 5 6 7 8 Eintrag zu Natriumcyanid in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 2. Januar 2026. (JavaScript erforderlich)
2. ↑ Datenblatt Sodium cyanide, ACS reagent, ≥97.0% bei Sigma-Aldrich, abgerufen am 8. Mai 2017 (PDF).
3. 1 2 3 4 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.
4. ↑ 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 in der Datenbank ECHA CHEM der Europäischen Chemikalienagentur (ECHA), abgerufen am 8. Januar 2017. Hersteller bzw. Inverkehrbringer können die harmonisierte Einstufung und Kennzeichnung erweitern.
5. ↑ Schweizerische Unfallversicherungsanstalt (Suva): Grenzwerte – Aktuelle MAK- und BAT-Werte (Suche nach 143-33-9 bzw. Natriumcyanid), abgerufen am 2. November 2015.
6. 1 2 Datenblatt Natriumcyanid bei Merck, abgerufen am 19. Januar 2011.
7. ↑ 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.
8. ↑ 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.
9. ↑ Erwin Riedel: Anorganische Chemie. 5. Auflage, de Gruyter, Berlin 2002, ISBN 3-11-017439-1, S. 731–732.
10. ↑ C. F. Burgess, L. F. Richardson: Die Verwendung von Cyankalium für galvanische Bäder. In: Angew. Chem., Bd. 27, 1914, S. 211–212; doi:10.1002/ange.19140273002.
11. ↑ Jan Hoinkis: Chemie für Ingenieure. John Wiley & Sons, 2015, ISBN 978-3-527-68456-4, S. 154 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche). 
12. ↑ 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). 
13. ↑ Jander, Blasius, Strähle: Einführung in das anorganisch-chemische Praktikum, 14. Auflage. Hirzel, Stuttgart 1995, ISBN 978-3-7776-0672-9, S. 356–357.