Цианиды
Циани́ды — соли цианистоводородной (синильной) кислоты.
Номенклатура
[править | править код]Цианидами называют неорганические соли цианистоводородной кислоты. В номенклатуре IUPAC к цианидам относят также C-производные синильной кислоты — нитрилы[1].
Цианиды металлов (и аммония) принято называть указывая сначала анион, а затем катион со степенью окисления (в случаях, когда возможно разночтение), например — цианид меди(I) или цианид аммония. Также в справочниках и неформальной среде возможно использование слова «цианистый» вместо «цианид», например — цианистый калий.
Идентификация цианидов
[править | править код]Образование берлинской лазури при взаимодействии с ионами Fe2+ и Fe3+
[править | править код]Сначала цианиды взаимодействуют с железом(II) с образованием цианида железа(II):
![{\displaystyle {2\,\mathrm {KCN} {}+{}\mathrm {FeSO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {Fe} (\mathrm {CN} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\downarrow {}{}+{}\mathrm {K} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {SO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/284c2122f8f73a1bb7883cd1989b20df19db44ba)
![{\displaystyle {2\,\mathrm {CN} {\vphantom {A}}^{-}{}+{}\mathrm {Fe} {\vphantom {A}}^{2+}{}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {Fe} (\mathrm {CN} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\downarrow {}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/d3c99559fe20204cc889baac5e310a0f52c1aad8)
Цианид железа(II) растворим в избытке цианидов с образованием комплекса гексацианоферрата(II):
![{\displaystyle {\mathrm {Fe} (\mathrm {CN} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}4\,\mathrm {KCN} {}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {K} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}[\mathrm {Fe} (\mathrm {CN} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{6}}]}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/742f8542d2745a49483cd9bfc9b76114071b9d0e)
![{\displaystyle {\mathrm {Fe} (\mathrm {CN} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}4\,\mathrm {CN} {\vphantom {A}}^{-}{}\mathrel {\longrightarrow } {}[\mathrm {Fe} (\mathrm {CN} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{6}}]{\vphantom {A}}^{4-}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/23323db2ec128fb1b5740486bc24367e822f88ef)
После этого гексацианоферрат(II) взаимодействует с железом(III) с образованием осадка берлинской лазури характерного синего цвета:
![{\displaystyle {2\,\mathrm {Fe} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}(\mathrm {SO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}+{}3\,\mathrm {K} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}[\mathrm {Fe} (\mathrm {CN} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{6}}]{}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {Fe} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}[\mathrm {Fe} (\mathrm {CN} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{6}}]{\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}\downarrow {}{}+{}6\,\mathrm {K} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {SO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/aeaacba685f53c6987cc3d6e09020499563678f6)
![{\displaystyle {4\,\mathrm {Fe} {\vphantom {A}}^{3+}{}+{}3\,[\mathrm {Fe} (\mathrm {CN} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{6}}]{\vphantom {A}}^{4-}{}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {Fe} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}[\mathrm {Fe} (\mathrm {CN} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{6}}]{\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}\downarrow {}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/adf36aa723c4415feb5ad910ad987561ad8e9246)
Вся реакция проводится следующим образом: к нескольким каплям исследуемого раствора прибавляют 1 каплю соли железа(II) и 1 каплю сильного основания (NaOH, KOH), ставят на водяную баню. После этого прибавляют 1 каплю раствора соли железа(III). Положительной реакцией является выпадение синего осадка. Гексацианоферраты(II) и (III) вызывают ложное срабатывание, то есть мешают проведению реакции[2].
Образование тиоцианата железа(III)
[править | править код]Цианиды взаимодействуют с веществами, легко отдающими серу (например, с дисульфидом аммония), и самой серой с образованием тиоцианатов:
![{\displaystyle {\mathrm {KCN} {}+{}(\mathrm {NH} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {S} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {KSCN} {}+{}(\mathrm {NH} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {S} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/97509a7fc5854dcfcddc7b0c92fa0f035e3d6d98)
![{\displaystyle {\mathrm {CN} {\vphantom {A}}^{-}{}+{}\mathrm {S} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{\vphantom {A}}^{2-}{}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {SCN} {\vphantom {A}}^{-}{}+{}\mathrm {S} {\vphantom {A}}^{2-}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/f9b543a59546bce3d381b5b896228913638c2be3)
После этого тиоцианаты взаимодействуют с железом(III) с образованием тиоцианата железа(III) кроваво-красного цвета:
![{\displaystyle {3\,\mathrm {KSCN} {}+{}\mathrm {FeCl} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}\mathrel {\longrightleftharpoons } {}\mathrm {Fe} (\mathrm {SCN} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}+{}3\,\mathrm {KCl} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/df4317f0e08531e3ebaf3c8bc6195f25fa41e022)
![{\displaystyle {3\,\mathrm {SCN} {\vphantom {A}}^{-}{}+{}\mathrm {Fe} {\vphantom {A}}^{3+}{}\mathrel {\longrightleftharpoons } {}\mathrm {Fe} (\mathrm {SCN} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/fb21ad82553b8738cdace9d786327232afd714d5)
Реакцию проводят следующим образом: на водяной бане под тягой выпаривают несколько капель исследуемого раствора и дисульфида аммония. После охлаждения прибавляют несколько капель соляной кислоты и раствора железа(III). Реакция считается положительной, если появилось кроваво-красное окрашивание. Реакции мешают тиоцианаты[2].
Реакция с сульфидом меди(II)
[править | править код]Сульфид меди(II) полностью растворим в присутствии цианидов:
![{\displaystyle {\mathrm {CuS} {}+{}2\,\mathrm {CN} {\vphantom {A}}^{-}{}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {Cu} (\mathrm {CN} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\downarrow {}{}+{}\mathrm {S} {\vphantom {A}}^{2-}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/a457e91ec76e117c4b28eea814e5b27a1d085792)
![{\displaystyle {2\,\mathrm {Cu} (\mathrm {CN} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}\mathrel {\longrightarrow } {}2\,\mathrm {Cu} (\mathrm {CN} )\downarrow {}{}+{}(\mathrm {CN} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\uparrow {}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/0f12fd2438eaf9a5cf30786d07e9c0f147095666)
![{\displaystyle {\mathrm {Cu} (\mathrm {CN} ){}+{}3\,\mathrm {CN} {\vphantom {A}}^{-}{}\mathrel {\longrightarrow } {}[\mathrm {Cu} (\mathrm {CN} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}]{\vphantom {A}}^{3-}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/7ffe5bcfebb029b6722d20a4eae377c7eed56117)
Данный способ может быть использован даже в присутствии тиоцианатов, гексацианоферратов и иных анионов. Реакцию проводят следующим образом: лист фильтровальной бумаги опускают в раствор сульфата тетраамминмеди(II) и высушивают. Перед испытанием его вносят в атмосферу сульфида водорода, после чего она окрашивается в бурый цвет. На неё помещают каплю исследуемого раствора. Реакция считается положительной в случае обесцвечивания участка фильтровальной бумаги, так как комплекс тетрацианокупрата(I) бесцветен[2].
Количественное определение цианидов
[править | править код]Цианиды могут быть количественно определены титриметрическим анализом. Чаще всего применяется комплексометрическое титрование. Далее рассмотрены часто применяемые методы.
Солями никеля(II)
[править | править код]Согласно ГОСТ 8465-79 и ГОСТ 8464-79, цианиды калия и натрия соответственно возможно титровать нитратом никеля с использованием аммиачного раствора диметилглиоксима в качестве индикатора. Конец титрования определяется по выпадению нерастворимого при перемешивании хлопьевидного осадка красноватого диметилглиоксимата никеля(II). При расчёте концентрации цианидов используется поправочный коэффициент, определяемый по нитрату серебра(I).
![{\displaystyle {\mathrm {Ni} {\vphantom {A}}^{2+}{}+{}4\,\mathrm {KCN} {}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {K} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}[\mathrm {Ni} (\mathrm {CN} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}]{}+{}2\,\mathrm {K} {\vphantom {A}}^{+}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/709c79c3ccdc18283df3ba53da4e3e5c16549093)
![{\displaystyle {\mathrm {Ni} {\vphantom {A}}^{2+}{}+{}2\,\mathrm {dmgH} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}2\,\mathrm {OH} {\vphantom {A}}^{-}{}\mathrel {\longrightarrow } {}[\mathrm {Ni} (\mathrm {dmgH} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}]\downarrow {}{}+{}2\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/5ad5612e7e7987e045053183282c6ad940eb55dd)
Нитратом серебра(I)
[править | править код]Нитрат серебра(I) является часто используемым титрантом для цианидов. Он реагирует с цианидами с образованием соответствующих дицианоаргентатов(I), например дицианоаргентата(I) натрия:
![{\displaystyle {\mathrm {AgNO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}+{}2\,\mathrm {NaCN} {}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {Na} [\mathrm {Ag} (\mathrm {CN} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}]{}+{}\mathrm {NaNO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/ee36164558d40418e3a8434706b9579f0c5c0232)
Показателем конца титрования служит выпадение нерастворимого осадка дицианоаргентата(I) серебра(I), иногда именуемого цианидом серебра(I):[3]
![{\displaystyle {[\mathrm {Ag} (\mathrm {CN} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}]{\vphantom {A}}^{-}{}+{}\mathrm {AgNO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {Ag} [\mathrm {Ag} (\mathrm {CN} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}]\downarrow {}{}+{}\mathrm {NO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{\vphantom {A}}^{-}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/19ea31cbf2731bad0b381863b1a719affde416cd)
Точка эквивалентности сложно различима, ибо данный осадок растворяется тем медленнее, чем меньше свободного цианид-иона в растворе. Для уточнения точки эквивалентности некоторые источники рекомендуют добавлять в качестве индикатора раствор иодида калия и аммиака[3] или раствор иодида калия и гидроксида натрия[4].
Наличие (в щелочной среде) цианатов, тиоцианатов, гексацианоферратов(II), нитритов, боратов, силикатов и карбонатов не оказывает влияния на результат титрования. Наличие гексацианоферратов(III) оказывает незначительное влияние. Наличие тиосульфатов оказывает критическое влияние ввиду комплексообразования с серебром:[4]
![{\displaystyle {\mathrm {Ag} {\vphantom {A}}^{+}{}+{}2\,\mathrm {S} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{\vphantom {A}}^{2-}{}\mathrel {\longrightarrow } {}[\mathrm {Ag} (\mathrm {S} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}]{\vphantom {A}}^{3-}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/eaa0fc4b6a27e8ed7a7bfa8952ce1e8ab2b28ba1)
Иодом
[править | править код]Вместе с тем также применяется титрование раствором элементарного иода в иодиде калия. Иод взаимодействует с цианидами с образованием бесцветных продуктов — цианида иода и иодида калия:
![{\displaystyle {\mathrm {K} [\mathrm {I} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}]{}\mathrel {\longrightleftharpoons } {}\mathrm {KI} {}+{}\mathrm {I} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/a175eec857ddb653ab3b4cc75bcfe6a6af5ee921)
![{\displaystyle {\mathrm {I} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}\mathrm {KCN} {}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {ICN} {}+{}\mathrm {KI} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/ca484316aa30beceb647caebf0092a831d0316fe)
Метод отличается лёгкостью чёткого определения точки эквивалентности. Иод также является индикатором сам по себе, окрашивая раствор в избытке, однако рекомендуется добавление крахмала к концу титрования для более чёткого определения конца реакции.
Иные
[править | править код]Некоторые иные титранты могут быть использованы, однако мало распространены ввиду своей дороговизны по сравнению с вышеуказанными. Например, соли кобальта(II) имеют чёткое стехиометрическое отношение 1 к 5, образуя пентацианокобальтаты(II):[5]
![{\displaystyle {\mathrm {CoCl} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}5\,\mathrm {KCN} {}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {K} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}[\mathrm {Co} (\mathrm {CN} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{5}}]{}+{}2\,\mathrm {KCl} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/256c96f9e66981e57929bba46bd5045ed2b35fd6)
в которых, однако, кобальт легко окисляется с Co(II) до Co(III).[5]
Соли меди(II) не могут быть использованы из-за параллельно происходящих реакций, в которых медь восстанавливается цианид-ионом, однако такие реакции имеют нестабильную стехиометрию приблизительно 1 к 4[5], что означает доминирующую реакцию с образованием гексацианокупрата(II):
![{\displaystyle {\mathrm {CuSO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{}+{}4\,\mathrm {KCN} {}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {K} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}[\mathrm {Cu} (\mathrm {CN} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}]{}+{}\mathrm {K} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {SO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/5b0b7a27626d148d68948eb18f3bf7fcbd3754bd)
Помимо этого, теоретически, цианиды могут быть определены кислотно-основным титрованием, в частности титрованием сильной кислотой, ибо синильная кислота очень слабо изменяет pH раствора:
Однако ввиду того, что цианиды очень часто (а на практике — всегда) имеют в себе примеси, которые также будут реагировать с сильными кислотами (например, карбонаты, гидроксиды и иные), данный метод не используется
Физические свойства
[править | править код]Цианиды щелочных, щёлочноземельных металлов, а также аммония и таллия(I) — бесцветные ионные соединения, хорошо растворимые в воде. Цианиды щелочных металлов во влажном воздухе разлагаются с выделением синильной кислоты и образованием соответствующего карбоната. Цианиды иных металлов чаще всего нерастворимы в воде, однако растворимы в избытке вышеперечисленных цианидов с образованием комплексов. Исключение составляют цианид ртути(II), который растворим в воде, и цианид кадмия, который плохо, но всё же растворяется в воде[6].
Достаточно стабильными цианидами являются цианиды натрия, калия, лития, бария, стронция и многие малорастворимые цианиды переходных металлов (никеля, цинка и т. д.). Цианиды же магния и кальция существуют только в растворе, а при попытке их выделить они полностью разлагаются до соответствующего гидроксида и синильной кислоты[7]:
![{\displaystyle {\mathrm {Mg} (\mathrm {CN} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}2\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {Mg} (\mathrm {OH} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}2\,\mathrm {HCN} \uparrow {}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/3b61ac414f6c0199695af8694f4155ec72d54532)
Стабильность растворов цианида кальция уменьшается с увеличением концентрации Ca(CN)2. С концентрации 30-36 % они стабильны лишь на протяжении нескольких часов. Разбавленные же растворы могут храниться неделями[8].
Химические свойства
[править | править код]Водные растворы вследствие гидролиза имеют щелочную реакцию, и при использовании в промышленности в растворы цианидов щелочных металлов в качестве стабилизатора добавляют соответствующие гидроксиды:
![{\displaystyle {\mathrm {CN} {\vphantom {A}}^{-}{}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}\mathrel {\longrightleftharpoons } {}\mathrm {HCN} {}+{}\mathrm {OH} {\vphantom {A}}^{-}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/90f7e5d534975ad7bf4c8ab1146d63098f464618)
При нагревании водные растворы цианидов щелочных и щелочноземельных металлов разлагаются с образованием формиата и аммиака:
![{\displaystyle {\mathrm {NaCN} {}+{}2\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}\mathrel {\xrightarrow {\mathrm {t} } } {}\mathrm {HCOONa} {}+{}\mathrm {NH} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}\uparrow {}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/80b28569afc13f1aa40cdc74caff1d22e25c1ca8)
Ввиду этой реакции во многих книгах не указывается метод очистки цианидов перекристаллизацией из водных растворов, однако, согласно другим данным, реакция происходит лишь в незначительной степени и таковое разложение не столь велико, как обычно принято указывать в книгах.[7]
Цианиды легко вытесняются из солей действием более сильных кислот. Также, из-за относительно низкой температуры кипения синильной кислоты, при действии на цианиды или их растворы сильных кислот при температурах выше этой можно наблюдать шипение, подобное таковому у карбонатов.
Цианид-ион проявляет свойства восстановителя. Под действием даже мягких окислителей (в том числе при действии кислорода воздуха) цианиды щелочных металлов легко окисляются до цианатов, тиоцианатов и иных веществ:
![{\displaystyle {2\,\mathrm {NaCN} {}+{}\mathrm {O} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}\mathrel {\longrightarrow } {}2\,\mathrm {NaOCN} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/ffdeed637713e3d0ccc80f1eaf9c4c60b2678a74)
При нагревании с нитратом или хлоратом калия цианиды всех металлов реагируют столь активно, что смесь взрывается.[6]
При поджигании смеси порошка магния (а равно бериллия, кальция, бора, алюминия, церия и лантана) и цианида калия без присутствия воздуха происходит образование нитрида соответствующего металла и высвобождение щелочного металла:[6]
![{\displaystyle {2\,\mathrm {KCN} {}+{}3\,\mathrm {Mg} {}\mathrel {\xrightarrow {\mathrm {t} } } {}\mathrm {Mg} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}\mathrm {N} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}2\,\mathrm {K} {}+{}2\,\mathrm {C} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/2e9afc41cad3e32f692e3f31bc022a729d011fbd)
Цианиды являются хорошими комплексообразователями. Так, они способы растворять многие металлы (например, серебро и золото) в присутствии окислителей (чаще всего кислорода или пероксида водорода), создавать различные комплексные соединения. Это свойство используется в добыче благородных металлов:
![{\displaystyle {4\,\mathrm {Au} {}+{}8\,\mathrm {KCN} {}+{}\mathrm {O} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}4\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}\mathrel {\longrightarrow } {}4\,\mathrm {K} [\mathrm {Au} (\mathrm {CN} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}]{}+{}4\,\mathrm {KOH} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/9095e3ee8330e131c7a9ba8f642bd4cf7a421755)
![{\displaystyle {2\,\mathrm {Ag} {}+{}4\,\mathrm {KCN} {}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}\mathrel {\longrightarrow } {}2\,\mathrm {K} [\mathrm {Ag} (\mathrm {CN} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}]{}+{}2\,\mathrm {KOH} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/5684780333204e25c44e8c6783c5e18aa3b49906)
![{\displaystyle {\mathrm {Ag} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {S} {}+{}4\,\mathrm {KCN} {}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}\mathrel {\longrightarrow } {}2\,\mathrm {K} [\mathrm {Ag} (\mathrm {CN} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}]{}+{}\mathrm {NaHS} {}+{}\mathrm {NaOH} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/45730cee10c87922062753a8cb10a16617d2f661)
Получение
[править | править код]До изобретения промышленных способов получения цианидов в Европе активно исследовались различные способы их получения. Одним из самых первых способов их получения был пиролиз тщательно высушенного гексацианоферрата(II) калия без доступа воздуха по реакции:
![{\displaystyle {\mathrm {K} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}[\mathrm {Fe} (\mathrm {CN} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{6}}]{}\mathrel {\xrightarrow {\mathrm {t} } } {}4\,\mathrm {KCN} {}+{}(\mathrm {FeC} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}){}+{}\mathrm {N} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\uparrow {}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/43dc11d3fcb7a6ce05ce24d87229dc03e55ab8de)
где (FeC2) есть стехиометрическое выражение различных продуктов, включающих углерод, железо, карбид железа. Полученный продукт имел тёмный цвет ввиду значительных количеств примесей вышеназванных веществ[8]. При проведении реакции на открытом воздухе могут выделиться различные вещества ввиду реакций окисления, среди которых: α-оксид железа(III), оксид железа(II,III), карбид железа, железо, оксид железа(II), феррит калия, β-метагидроксид железа, цианат калия, карбонат калия и цианид калия[9].
Для максимизации выхода цианида калия безводный гексацианоферрат(II) калия сплавляли с безводным карбонатом калия, после чего сливали жидкую смесь:[10]
![{\displaystyle {\mathrm {K} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}[\mathrm {Fe} (\mathrm {CN} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{6}}]{}+{}\mathrm {K} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {CO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}\mathrel {\xrightarrow {\mathrm {t} } } {}5\,\mathrm {KCN} {}+{}\mathrm {KOCN} {}+{}\mathrm {Fe} {}+{}\mathrm {CO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\uparrow {}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/57cbf99b6fd108a45265e506edfde41199352ce8)
Однако продукт был загрязнён некоторым количеством цианата калия. Впоследствии карбонат калия заменяли карбонатом натрия, ввиду чего массовое содержание цианидов увеличивалось из-за малой атомной массы натрия по сравнению с калием[8].
Также применялся способ сплавления гексацианоферрата(II) калия с тиоцианатом калия (и, в некоторых случаях, с добавления карбоната калия для предотвращения выделения циана)[8]:
![{\displaystyle {\mathrm {K} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}[\mathrm {Fe} (\mathrm {CN} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{6}}]{}+{}\mathrm {KSCN} {}\mathrel {\xrightarrow {\mathrm {t} } } {}5\,\mathrm {KCN} {}+{}\mathrm {FeS} {}+{}(\mathrm {CN} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\uparrow {}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/8abf5847509f7b43d6323fc77b57aee024bc4b07)
![{\displaystyle {\mathrm {K} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}[\mathrm {Fe} (\mathrm {CN} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{6}}]{}+{}\mathrm {KSCN} {}+{}\mathrm {K} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {CO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}\mathrel {\xrightarrow {\mathrm {t} } } {}6\,\mathrm {KCN} {}+{}\mathrm {FeS} {}+{}\mathrm {KCNO} {}+{}\mathrm {CO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\uparrow {}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/b237fddd35a647529d5e4ec2618a321931dcd2b5)
Эмиль Эрленмейер также предложил способ получения цианидов сплавлением гексацианоферрата(II) калия с металлическим натрием. Способ давал количественный выход[8]. Данный способ в некоторых случаях используется в лабораториях по сей день для получения чистых цианидов:
![{\displaystyle {\mathrm {K} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}[\mathrm {Fe} (\mathrm {CN} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{6}}]{}+{}2\,\mathrm {Na} {}\mathrel {\xrightarrow {\mathrm {t} } } {}4\,\mathrm {KCN} {}+{}2\,\mathrm {NaCN} {}+{}\mathrm {Fe} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/b863405667f27188ca873a306f8b7b2c16a72b35)
В лабораториях также можно получить цианиды взаимодействием циановодорода и основания. Этот способ может также использоваться для получения цианидов, которые не производятся промышленностью (цианиды цезия, лития, рубидия и т. д.):
![{\displaystyle {\mathrm {HCN} {}+{}\mathrm {LiOH} {}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {LiCN} {}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/250bd00f16d08524f113f6b36204cce913cf16c4)
![{\displaystyle {\mathrm {HCN} {}+{}\mathrm {RbOH} {}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {RbCN} {}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/a684a2e6ac33ff30592111d72d0e828d16ba0101)
![{\displaystyle {\mathrm {NH} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}\,{\cdot }\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}+{}\mathrm {HCN} {}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {NH} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}\mathrm {CN} {}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/fcff77e6d633447aab92552aca2eee9aaccbf612)
Сам циановодород может быть получен действием сильных кислот на выпускаемые промышленностью цианиды калия (или натрия) или действием их на гексацианоферраты(II)[11]:
![{\displaystyle {2\,\mathrm {NaCN} {}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {SO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {Na} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {SO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{}+{}2\,\mathrm {HCN} \uparrow {}{}+{}\mathrm {Q} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/3ab443d40322b1ea838f187ee1b2a05c5c5df216)
![{\displaystyle {2\,\mathrm {K} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}[\mathrm {Fe} (\mathrm {CN} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{6}}]{}+{}3\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {SO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{}\mathrel {\xrightarrow {\mathrm {t} } } {}6\,\mathrm {HCN} {}+{}3\,\mathrm {K} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {SO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{}+{}\mathrm {K} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {Fe} [\mathrm {Fe} (\mathrm {CN} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{6}}]}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/d8cca55aee9865c366a79fe7a58fe8bb9230829c)
Последний способ проблематичен тем, что на практике лишь половина цианогрупп будет выделена в качестве HCN ввиду образования гексацианоферрата(II) калия-железа(II), который крайне неохотно реагирует с серной кислотой. При длительном нагревании с 30%-ным раствором H2SO4 возможно его разрушение до HCN[8]. Иные источники рекомендуют нагревание ферроцианида калия с приблизительно 47%-ным раствором серной кислоты[11]. Помимо этого, катилитической активностью при кислотном разложении гексацианоферратов(II) является хлорид меди(I):[8]
![{\displaystyle {\mathrm {K} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}[\mathrm {Fe} (\mathrm {CN} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{6}}]{}+{}3\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {SO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{}\mathrel {\xrightarrow {\mathrm {t} {,}{\mkern {6mu}}\mathrm {CuCl} } } {}6\,\mathrm {HCN} {}+{}2\,\mathrm {K} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {SO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{}+{}\mathrm {FeSO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/78308f194dbe79e6bd2ac5615d9bd815c0d6aeca)
Основой способ промышленного получения цианидов щелочных металлов — взаимодействие соответствующего гидроксида с синильной кислотой, которая получается в ходе метода Андрусова или метода BMA. В частности, это основной метод получения наиболее крупнотоннажного цианида — цианида натрия.
![{\displaystyle {2\,\mathrm {NH} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}+{}2\,\mathrm {CH} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{}+{}3\,\mathrm {O} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}\mathrel {\xrightarrow[{\text{Pt}}]{\mathrm {t} }} {}2\,\mathrm {HCN} {}+{}6\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/b4c6c650973f71cb8c555388a9ba753d1e1adabe)
![{\displaystyle {\mathrm {NH} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}+{}\mathrm {CH} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{}\mathrel {\xrightarrow[{\mathrm {Pt} }]{\mathrm {t} }} {}\mathrm {HCN} {}+{}3\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/4abaf57d9db75760f0defb2784904d53b589c5ee)
![{\displaystyle {\mathrm {HCN} {}+{}\mathrm {NaOH} {}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {NaCN} {}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/d3ac2c7fa497a5aaa1c12f4d4e3d4121e0e7c481)
Другой промышленный метод получения цианида натрия — сплавление цианамида кальция с углём и хлоридом натрия либо карбонатом натрия с образованием цианплава:
![{\displaystyle {\mathrm {CaCN} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}\mathrm {C} {}+{}2\,\mathrm {NaCl} {}\mathrel {\xrightarrow {\mathrm {t} } } {}2\,\mathrm {NaCN} {}+{}\mathrm {CaCl} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/256c55f4f597e0d285b2c028f7e040a601b6667d)
![{\displaystyle {\mathrm {CaCN} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}\mathrm {C} {}+{}\mathrm {Na} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {CO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}\mathrel {\xrightarrow {\mathrm {t} } } {}2\,\mathrm {NaCN} {}+{}\mathrm {CaCO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}\downarrow {}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/d811aa6b1a9f2baff7265e8282bf74e3932da643)
Прочие цианиды получают в основном реакциями обмена цианидов щелочных металлов с соответствующими солями, например, цианид цинка получают взаимодействием стехиометрических количеств растворимого цианида и соли цинка:
![{\displaystyle {2\,\mathrm {KCN} {}+{}\mathrm {Zn} {\vphantom {A}}^{2+}{}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {Zn} (\mathrm {CN} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\downarrow {}{}+{}2\,\mathrm {K} {\vphantom {A}}^{+}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/213034e0ea51dfab149293695b2698a55601a210)
Цианиды также могут быть получены восстановлением цианатов или тиоцианатов щелочных металлов в присутствии, например, порошка магния или железа[12], однако в случае с магнием возможна побочная реакция с образованием нитрида магния (см. раздел химических свойств):
Как особое исключение можно отметить реакции, происходящие с аммиаком. Например, цианид аммония может быть получен пропусканием аммиака над раскалённым углём:
![{\displaystyle {2\,\mathrm {NH} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}+{}\mathrm {C} {}\mathrel {\xrightarrow {\mathrm {t} } } {}\mathrm {NH} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}\mathrm {CN} \uparrow {}{}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\uparrow {}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/8c6226b3ffcaff26bb8b71a659441206fdeda518)
Применение
[править | править код]- Цианиды применяют для извлечения золота и серебра из руд методом цианирования (один из процессов гидрометаллургии, основанный на растворении металла в цианистых растворах вследствие образования комплексных солей).
- В электрохимии — как комплексообразователь с высокой константой устойчивости для составления электролитов для гальванического покрытия благородными металлами изделий (золочение, серебрение, платинирование).
- В органическом синтезе.
- Цианиды применяют в аналитической химии для разделения металлов (как комплексообразователь).
- Как и ферроцианиды, цианиды когда-то использовались для азотирования стали.
- Использовались в качестве ядов, в том числе как яд от мышей и крыс; синильная кислота и некоторые её производные (хлорциан) также применялись в качестве боевых отравляющих веществ.
- В качестве отбеливателя в мокром фотопроцессе.
- В медицине используют некоторые соединения цианидов, например нитропруссид натрия.
В природе
[править | править код]Чаще всего, в природе цианиды встречаются в связи с сахарами, то есть в виде цианогликозидов. Цианогликозиды, например, амигдалин, встречаются в ядрах косточек некоторых растений, например, рода Слива (Prunus) и трибы Яблоневые (Maleae). Цианогликозиды подверждены гидролизу, в ходе которого разлагаются до синильной кислоты, углевода, и иных веществ, если это возможно. Цианогликозиды опасны при пероральном потреблении ввиду возможного отравления образующейся синильной кислотой.
Токсикология
[править | править код]
Все (неорганические) простые цианиды очень ядовиты. Цианиды в XX веке применялись как отравляющее вещество против грызунов в сельском хозяйстве. В начале XX века синильная кислота использовалась французами как боевое отравляющее вещество[13].
Цианид-анион является ингибитором фермента цитохром с-оксидаза (он же aa3) в IV комплексе дыхательной цепи переноса электронов (у эукариот локализована на внутренней мембране митохондрий). Анион синильной кислоты связывается с трёхвалентным железом, входящим в состав фермента, чем препятствует переносу электронов между цитохром с-оксидазой и кислородом. В результате нарушается транспорт электронов, и наступает клеточная гипоксия[13].
Наиболее токсичным и опасным цианидом является синильная кислота ввиду своей летучести, низкой молярной массы и возможности проходить сквозь кожные покровы как в жидкой, так и газообразной форме. Так, смертельная доза HCN составляет 1,0 мг/кг массы тела, а для цианидов натрия и калия — 1,8 мг/кг и 2,4 мг/кг массы тела соответственно[14].
Обезвреживание цианидов
[править | править код]В сточных водах предприятий промывные воды гальванических участков, в которых используются цианиды, относительно легко обезвреживаются с помощью окислителей. В связи с этим в 80-х — 90-х годах XX века был приостановлен массовый переход на «нецианистые электролиты» — оказалось, что несмотря на меньшую токсичность, они сложнее в обезвреживании и часто менее технологичны.
Наиболее часто применяются гипохлориты (хлорная известь, гипохлорит натрия), перманганат калия, оксид серы(IV) и пероксид водорода (конц.), которые переводят цианиды в менее опасные цианаты или вовсе разрушают соединение с образованием иных соединений азота и углерода:
![{\displaystyle {\mathrm {NaCN} {}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {NaOCN} {}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/32e9bcd3047f81b1c1347aee2bdc8c7b6acf5e85)
![{\displaystyle {\mathrm {NaCN} {}+{}2\,\mathrm {KMnO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{}+{}2\,\mathrm {KOH} {}\mathrel {\longrightarrow } {}2\,\mathrm {K} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {MnO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{}+{}\mathrm {NaOCN} {}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/7d0e168e29d7d120778a91dca9bb0714ff1b5380)
Гипохлориты окисляют цианиды ступенчато. Сначала цианиды переводятся в цианаты, которые подвергаются быстрому гидролитическому расщеплению с образованием гидрокарбонат-иона и аммиака, которой окисляется до азота. Суммарно реакция протекает следующим образом[15]:
![{\displaystyle {2\,\mathrm {NaCN} {}+{}5\,\mathrm {NaClO} {}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}\mathrel {\longrightarrow } {}2\,\mathrm {NaHCO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}+{}5\,\mathrm {NaCl} {}+{}\mathrm {N} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\uparrow {}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/eddebbe876171ea35ee764a404dbac8027bda243)
Катализаторами реакции с оксидом серы(IV) служат ионы меди(II), а кислород берётся из воздуха. Оптимальный pH реакции составляет 9[16].
![{\displaystyle {\mathrm {CN} {\vphantom {A}}^{-}{}+{}\mathrm {SO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}\mathrm {O} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}\mathrel {\xrightarrow {\mathrm {Cu} {\vphantom {A}}^{2+}} } {}\mathrm {OCN} {\vphantom {A}}^{-}{}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {SO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/809bba5aa462373035fdb23e0ff3b6f84d76178a)
Помимо этого, в промышленности часто применяется метод связывания цианидов в безопасные комплексы, например [Fe(CN)6]4-. Для этого часто использует сульфат железа(II)[16]:
![{\displaystyle {6\,\mathrm {CN} {\vphantom {A}}^{-}{}+{}\mathrm {FeSO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{}\mathrel {\longrightarrow } {}[\mathrm {Fe} (\mathrm {CN} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{6}}]{\vphantom {A}}^{4-}{}+{}\mathrm {SO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{\vphantom {A}}^{2-}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/af2c98a71d6f05a5b259ee052bb841916c8518a7)
Меры при отравлении цианидами
[править | править код]
Противоцианидные антидоты вводят внутривенно или перорально. Их можно разделить на три основных класса.
- Сахара (прежде всего глюкоза), необратимо связывающие цианиды в нетоксичные циангидрины. Они постоянно присутствуют в крови и частично защищают организм при отравлении. Несмотря на это данная реакция относительно медленная, и существуют сомнения относительно того, может ли она быть использована в качестве первой линии противоядия.
- Тиосульфат натрия, который под действием фермента роданазы реагирует с цианидами, превращая их в роданиды, значительно менее ядовитые, чем цианиды.
- Вещества, превращающие гемоглобин крови в метгемоглобин. Последний не способен переносить кислород, но быстро связывает цианиды с образованием цианметгемоглобина, который впоследствии выводится из организма. К этому классу относятся некоторые красители (например, метиленовый синий), органические и неорганические нитриты.
Метгемоглобинобразователи наиболее эффективны из всех антидотов, так как действуют быстрее других, но в то же время они и опасны сами по себе: при их передозировке кровь теряет способность переносить кислород. Кроме того, реакция образования цианметгемоглобина обратима, и со временем часть цианида будет высвобождаться обратно. Поэтому антидоты этой группы применяют обычно в сочетании с антидотами других групп. Эффективным антидотом из этой группы является изоамиловый эфир азотистой кислоты (также известен как амилнитрит), ибо он действует очень быстро и может быть использован практически моментально.[17]
Примечания
[править | править код]- ↑ Chemistry (IUPAC), The International Union of Pure and Applied. IUPAC - cyanides (C01486). goldbook.iupac.org. Дата обращения: 20 марта 2022. Архивировано 16 марта 2022 года.
- ↑ 1 2 3 Крешков А. П. Основы аналитической химии, том 1. — Москва: Издательство "Химия", 1970. — С. 358, 359.
- ↑ 1 2 ASSAY FOR CYANIDE BY TITRATION WITH SILVER NITRATE (амер. англ.) (5 февраля 2018). Дата обращения: 5 июня 2024. Архивировано 5 июня 2024 года.
- ↑ 1 2 C. and J. J. Beringer. A Textbook of Assaying: For the Use of Those Connected with Mines, 9th Edition (англ.). — London, 1904.
- ↑ 1 2 3 M. A. Leonard, R. Murphy. Determination of nickel, cobalt and copper by direct photometric titration with cyanide (англ.) // Analyst. — 1978-01-01. — Vol. 103, iss. 1223. — P. 134–139. — ISSN 1364-5528. — doi:10.1039/AN9780300134.
- ↑ 1 2 3 Herbert E. Williams. The chemistry of cyanogen compounds and their manufacture and estimation (англ.). — J & A Churchill, 1915.
- ↑ 1 2 Herbert E. Williams. The chemistry of cyanogen compounds and their manufacture and estimation (англ.). — London: J & A Churchill, 1915. — P. 34.
- ↑ 1 2 3 4 5 6 7 Herbert E. Williams. The Chemistry of Cyanogen Compounds and Their Manufacture and Estimation (англ.). — London: J. & A. Churchill, 1915.
- ↑ J. I. Kunrath, C. S. Müller, E. Frank. Thermal decomposition of potassium hexacyanoferrate(II) trihydrate (амер. англ.) // Journal of Thermal Analysis and Calorimetry. — 2005-07-23. — Т. 14, вып. 3. — С. 253–264. — ISSN 1388-6150. — doi:10.1007/bf01915163. Архивировано 17 сентября 2021 года.
- ↑ Карякин Ю. В. Чистые химические реактивы / Г. Я. Бахаровский. — Государственное научно-техническое издательство химической литературы, 1947. — С. 211—212.
- ↑ 1 2 Карякин Ю. В., Ангелов И. И. Чистые химические вещества. — Москва, 1974.
- ↑ Sodium cyanide — Sciencemadness Wiki. www.sciencemadness.org. Дата обращения: 4 ноября 2024.
- ↑ 1 2 Стрельникова, Е. Кое-что о цианистом калии : [арх. 18 августа 2021] // Химия и жизнь : журн. — 2011. — № 3.
- ↑ Франке З. Химия отравляющих вещества, том 1 / 1973. — С. 231, 232.
- ↑ Обезвреживание циансодержащих отходов. ЭкоTrak (27 октября 2014). Дата обращения: 26 августа 2023. Архивировано 26 августа 2023 года.
- ↑ 1 2 John O. Marsden, Iain House, C. Iain House. The chemistry of gold extraction. — 2. ed. — Littleton, Colo: Society for Mining, Metallurgy, and Exploration, 2006. — 651 с. — ISBN 978-0-87335-240-6.
- ↑ Medical Management Guidelines for Hydrogen Cyanide (англ.).
См. также
[править | править код]
Ссылки
[править | править код]