Kyanid měďný

Kyanid měďný
Struktura
Struktura
Obecné
Systematický název kyanid měďný
Funkční vzorec CuCN
Sumární vzorec CCuN
Vzhled bílý prášek
Identifikace
Registrační číslo CAS 544-92-3
EC-no (EINECS/ELINCS/NLP) 208-883-6
PubChem 11009
SMILES [Cu+].[C-]#N
InChI 1S/CN.Cu/c1-2;/q-1;+1
Vlastnosti
Molární hmotnost 89,563 g/mol
Teplota tání 474 °C (747 K)[1]
Teplota varu rozkládá se[1]
Hustota 2,92 g/cm3[1]
Rozpustnost ve vodě nerozpustný[1]
Rozpustnost v polárních
rozpouštědlech 		rozpustný v kyselině chlorovodíkové a vodném roztoku kyanidu draselného nebo amoniaku, nerozpustný v ethanolu[1]
Tlak páry 0,13 kPa (572 °C)[1]
Bezpečnost
GHS06 – toxické látky
GHS06
GHS09 – látky nebezpečné pro životní prostředí
GHS09
[1]
Nebezpečí[1]
H-věty H300 H310 H330 H400 H410[1]
P-věty P260 P262 P264 P270 P271 P273 P280 P284 P301+310 P302+350 P304+340 P310 P320 P321 P322 P330 P361 P363 P391 P403+233 P405 P501[1]
Není-li uvedeno jinak, jsou použity
jednotky SI a STP (25 °C, 100 kPa).
Některá data mohou pocházet z datové položky.

Kyanid měďný je anorganická sloučenina se vzorcem CuCN. Používá se jako katalyzátor, při pokovování mědi, a při přípravě nitrilů.[2]

Struktura

Kyanid měďný má polymerní strukturu. Vyskytuje se ve dvou polymorfních formách, které obě obsahují řetězce -[Cu-CN]- tvořené Cu centry propojené kyanidovými ligandy. Vysokoteplotní polymorf má strukturu podobnou kyanidu stříbrnému, lineární řetězec zaujímá tvar šestiúhelníku a sousední řetězce jsou posunuty o +/- 1/3 c.[3] U nízkoteplotního polymorfu řetězec není lineární a tvoří rozvlněné vrstvy, které se na sebe skládají, pootočené o 49°.[4]

  • Struktura vysokoteplotního polymorfu kyanidu měďného s řetězci rotujícíni kolem osy c; oranžová = měď, modrá = kyanidové ionty
    Struktura vysokoteplotního polymorfu kyanidu měďného s řetězci rotujícíni kolem osy c; oranžová = měď, modrá = kyanidové ionty
  • Struktura nízkoteplotního polymorfu kyanidu měďného; oranžová = měď, modrá = kyanidové ionty
    Struktura nízkoteplotního polymorfu kyanidu měďného; oranžová = měď, modrá = kyanidové ionty

Nízkoteplotní polymorf lze přeměnit na vysokoteplotní zahřátím na 563 K (290 °C) v inertní atmosféře. U obou polymorfů mají vazby Cu-C délku 185 pm.[5]

Příprava

Kyanid měďný lze zakoupit jako nízkoteplotní polymorf. Připravuje se redukcí síranu měďnatého hydrogensiřičitanem sodným za teploty 60 °C a následné reakce produktu s kyanidem sodným.[6]

2 CuSO4 + NaHSO3 + H2O + 2 NaCN → 2 CuCN + 3 NaHSO4

Po přidání hydrogensiřičitanu sodného roztok síranu měďnatého změní barvu na zelenou a přidá se kyanid sodný. Reakce se provádí v mírně kyselém prostředí. V minulosti se kyanid měďný připravoval přímou reakcí síranu měďnatého s kyanidem sodným, kdy také vznikal dikyan:[7]

2 CuSO4 + 4 NaCN → 2 CuCN + (CN)2 + 2 Na2SO4

Tvorba dikyanu při této reakci způsobovala nedostatečnou čistotu takto připraveného kyanidu, a proto se tento postup v průmyslu nepoužívá.

Podobným způsobem lze připravit jodid měďný, čímž se projevují vlastnosti kyanidového aniontu odpovídající pseudohalogenidům, a lze tak také vysvětlit, proč nebyl připraven kyanid měďnatý.

Reakce

Kyanid měďný je ve vodě nerozpustný, avšak rozpouští se snadno v roztocích kyanidů za vzniku komplexů [Cu(CN)3]2− a [Cu(CN)4]3−, čímž se liší od kyanidu stříbrného a zlatného, které tvoří ionty [M(CN)2]−.[8]

Použití

Kyanid měďný se používá při pokovovávání mědi.[2]

Organická syntéza

CuCN reaguje s organolithnými sloučeninami za vzniku smíšených solí se vzorci Li[RCuCN] a Li2[R2CuCN]. Použitím CuCN došlo ke zjednodušení přípravy organoměďných činidel typu CuR a LiCuR2, nazývaných Gilmanova činidla.

Uvedené smíšené soli jsou zdroji karboaniontů, méně reaktivní než organolithné sloučeniny. Díky tomu je lze využít například v konjugovaných adicích.

Kyanid měďnatý může být také použit na přípravu stanylových a silylových sloučenin, používaných jako zdroje R3Sn− a R3Si−.[9]

Kyanid měďný se používá na přeměnu arylhalogenidů na nitrily.[10]

Odkazy

Reference

V tomto článku byl použit překlad textu z článku Copper(I) cyanide na anglické Wikipedii.

  1. ↑ a b c d e f g h i j Copper(I) cyanide. pubchem.ncbi.nlm.nih.gov [online]. PubChem [cit. 2021-05-24]. Dostupné online. (anglicky) 
  2. ↑ a b H. Wayne Richardson "Copper Compounds" in Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, Wiley-VCH, Weinheim, 2005. DOI:10.1002/14356007.a07_567
  3. ↑ S. J. Hibble; S. M. Cheyne; A. C. Hannon; S. G. Eversfield. CuCN: A Polymorphic Matirial. Structure of One Form from Total Neutron Diffraction. Inorganic Chemistry. 2002, s. 8040–8048. 
  4. ↑ S. J. Hibble; S. G. Eversfield; A. R. Cowley; A. M. Chippindale. Copper(I) Cyanide: A Simple Compound with a complicated Structure and Surprising Room-Temperature Reactivity. Angewandte Chemie International Edition. 2004, s. 628–630. 
  5. ↑ S. Kroeker; R. E. Wasylishen; J. V. Hanna. The Structure of Solid Copper(I) Cyanide: A Multinuclear Magnetic and Quadrupole Resonance Study. Journal of the American Chemical Society. 1999, s. 1582–1590. 
  6. ↑ H. J. Barber. Cuprous Cyanide: A Note on its Preparation and Use. Journal of the American Chemical Society. 1943, s. 79. 
  7. ↑ J. V. SUPNIEWSKI AND P. L. SALZBERG. Allyl Cyanide. Org. Synth.. 1941. Dostupné online. (anglicky) ; Coll. Vol.. S. 46. (anglicky) 
  8. ↑ A. G. Sharpe. The Chemistry of Cyano Complexes of the Transition Metals. [s.l.]: Academic Press, 1976. ISBN 0-12-638450-9. S. 265. 
  9. ↑ Dieter, R. K. In Modern Organocopper Chemistry; Krause, N., Ed.; Wiley-VCH: Mörlenback, Germany, 2002; Chapter 3.
  10. ↑ Steven H. Bertz, Edward H. Fairchild, Karl Dieter, "Copper(I) Cyanide" in Encyclopedia of Reagents for Organic Synthesis 2005, John Wiley & Sons. DOI:10.1002/047084289X.rc224.pub2

Externí odkazy

Zdroj