Cianuro de calcio

 
Cianuro de calcio
Nombre IUPAC
Cianuro de calcio
General
Otros nombres Dicianuro de calcio
Fórmula estructural Ca(CN)2
Fórmula molecular CaC2N2
Identificadores
Número CAS 592-01-8[1]​
ChemSpider 11102
PubChem 11590
UNII 07DFJ2NTDD
SMILES
[C-]#N.[C-]#N.[Ca+2]
InChI
InChI=InChI=1S/2CN.Ca/c2*1-2;/q2*-1;+2
Key: ZQULWKDLLXZZSP-UHFFFAOYSA-N
Propiedades físicas
Apariencia blanco
Densidad 1853 kg/m³; 1,853 g/cm³
Masa molar 92 113 g/mol
Punto de fusión 640 °C (913 K)
Peligrosidad
SGA
Valores en el SI y en condiciones estándar
(25 ℃ y 1 atm), salvo que se indique lo contrario.
[editar datos en Wikidata]

El cianuro de calcio aparece como cristales o polvo blanco o polvo gris-negro (grado técnico).[2]​ Al igual que otros cianuros similares, es muy tóxico por absorción cutánea a través de heridas abiertas, por ingestión y por inhalación. Es un compuesto inorgánico con la fórmula Ca(CN)2. Es un sólido blanco, aunque rara vez se observa en forma pura. Las muestras comerciales suelen ser negro-grisáceas. Es la sal de calcio del cianuro de hidrógeno. Se hidroliza fácilmente (incluso en aire húmedo) para liberar cianuro de hidrógeno.[3]​

Preparación

El cianuro de calcio se puede preparar tratando el óxido de calcio (CaO) en polvo con ácido hidrociánico anhidro en ebullición en presencia de un acelerador como el amoníaco o el agua para minimizar la pérdida del ácido hidrociánico por polimerización:

C a O + 2   H C N ⟶   C a ( C N ) 2 + H 2 O {\displaystyle \mathrm {CaO+2\ HCN\longrightarrow \ Ca(CN)_{2}+H_{2}O} }

También se puede preparar haciendo reaccionar ácido hidrociánico líquido con carburo de calcio. Alternativamente, el cianuro de calcio se puede preparar haciendo reaccionar ácido cianhídrico gas con cal viva (CaO) a altas temperaturas alrededor de 400 °C. A temperaturas más altas alrededor de 600 °C se forma cianimida de calcio en su lugar.[4]​ El material preparado a menudo está contaminado con derivados poliméricos de cianuro de hidrógeno, de ahí el color negro.

El cianuro de calcio se puede producir por azotación exotérmica de carburo de calcio a 1000 °C.[5]​ Surge como un intermediario en la producción de cianamida de calcio:

C a C 2 + N 2 ⟶   C a ( C N ) 2 {\displaystyle \mathrm {CaC_{2}+N_{2}\longrightarrow \ Ca(CN)_{2}} }

El cianuro de calcio también se produce en disolución acuosa haciendo reaccionar el ácido hidrociánico con hidróxido de calcio:[6]​

C a ( O H ) 2 + 2   H C N ⟶   C a ( C N ) 2 + 2   H 2 O {\displaystyle \mathrm {Ca(OH)_{2}+2\ HCN\longrightarrow \ Ca(CN)_{2}+2\ H_{2}O} }

Reactividad

El cianuro de calcio se hidroliza fácilmente para formar gas de cianuro de hidrógeno. La presencia de ácido acelera la evolución del cianuro de hidrógeno. Es reactivo a los agentes oxidantes. El cianuro de calcio también se usa a veces para producir cianuro de amonio haciéndolo reaccionar con carbonato de amonio.

C a ( C N ) 2 + ( N H 4 ) 2 C O 3 ⟶   2   N H 4 C N + C a C O 3 {\displaystyle \mathrm {Ca(CN)_{2}+(NH_{4})_{2}CO_{3}\longrightarrow \ 2\ NH_{4}CN+CaCO_{3}} }

Usos

El cianuro de calcio se usa casi exclusivamente en la industria minera. Sirve como una fuente económica de cianuro en muchas operaciones de lixiviación o tina para obtener metales preciosos como el oro y la plata de sus minerales.[7]​ Lo hace formando complejos de coordinación con los metales que los separan de los minerales.[8]​ Se distribuye en forma de escamas sólidas o en forma líquida.[7]​

Referencias

  1. ↑ Número CAS
  2. ↑ . "Calcium Cyanide." Merriam-Webster Dictionary. 2001. http://www.merriam-webster.com/dictionary/calcium%20cyanide (accessed April 22, 2012).
  3. ↑ Ernst Gail, Stephen Gos, Rupprecht Kulzer, Jürgen Lorösch, Andreas Rubo and Manfred Sauer "Cyano Compounds, Inorganic" Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry Wiley-VCH, Weinheim, 2004. doi 10.1002/14356007.a08_159.pub2
  4. ↑ "Production of Hydrocyanic Acid" United States Patent Office. 1933.
  5. ↑ Entrada en cianamida de calcio. En: Römpp Online . Georg Thieme Verlag. [1]
  6. ↑ Gail, E., Gos, S., Kulzer, R., Lorösch, J., Rubo, A., Sauer, M., Kellens, R., Reddy, J., Steier, N. und Hasenpusch, W (10 de 2011). «Cyano Compounds, Inorganic». Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. doi:10.1002/14356007.a08_159.  La referencia utiliza el parámetro obsoleto |mes= (ayuda)
  7. ↑ a b "Use of Cyanide for the Gold Industry" International Cyanide Management Code for the Use of Cyanide in the Gold . 2011. http://www.cyanidecode.org/cyanide_use.php Archivado el 29 de febrero de 2012 en Wayback Machine. (accessed April 22, 2012).
  8. ↑ . "coordination compound" Encyclopædia Britannica. Encyclopædia Britannica Online Academic Edition. 2012. http://www.britannica.com/EBchecked/topic/136410/coordination-compound.
Control de autoridades
  • Wd Datos: Q420491