Cianuro

Na Galipedia, a Wikipedia en galego.
Saltar ata a navegación Saltar á busca
O ion cianuro , CN-.
Na figura móstranse:
1.Estrutura da valencia
2.Modelo espacial
3.Superficie de potencial electrostático
4.Par de ións carbono HOMO

O cianuro é un anión monovalente de representación CN-. O mesmo contén o grupo cianuro (:C≡N:), que consiste dun átomo de carbono cun enlace triplo cun átomo de nitróxeno.

Os compostos orgánicos que posúen grupo funcional -C≡N encostado a un residuo alquilo son denominados nitrilos segundo a nomenclatura IUPAC. Pódese atopar como cianuro de hidróxeno (ou ácido cianhídrico) xa sexa en fase acuosa (HCN(ac)) ou como parte de moléculas de gas (HCN(g)), formando compostos como o cloruro de cianóxeno (CNCl) e o bromuro de cianóxeno (CNBr), ou atoparse en complexos cristalinos tetraédricos como o cianuro de sodio (NaCN) e o cianuro de potasio (KCN). É utilizado no ámbito industrial, mineiro, na galvanoplastia de electrodeposición de zinc, ouro, cobre e especialmente prata e de uso na produción de plásticos de base acrílica. É moi tóxico, potencialmente letal.

Características[editar | editar a fonte]

Descríbese cun cheiro forte a castañas ou améndoas amargas, pero non sempre emana cheiro e non todas as persoas poden detectalo.

Toxicidade[editar | editar a fonte]

É potencialmente letal, actuando como tóxico a través da inhibición do complexo citocromo c oxidase, e polo tanto bloqueando a cadea transportadora de electróns, sistema central do proceso de respiración celular. A consecuencia, causa unha baixa na produción de ATP intracelular, impedindo a homeostasis das células. Afecta tamén, ao estar cargado negativamente, o traspaso de electróns por medio de canles, creando un ambiente positivo dentro da célula.[Cómpre referencia] Isto xera unha gran cantidade de cargas que xeran suficiente enerxía como para que o AMP (Adenosín monofosfato) cíclico se poida converter en ADP (Adenosín difosfato), creando unha sobreestimulación en varios procesos.[Cómpre referencia]

O principal efecto nocivo e letal das diversas variedades de cianuro é impedir que o osíxeno portado polos glóbulos vermellos poida ser utilizado como aceptor de hidróxeno no final da cadea respiratoria intramitocondrial. Nunha autopsia, o cadáver presenta gran cantidade de osíxeno nas veas e unha gran cantidade de ácido láctico, produto da fermentación realizada polas células carentes de osíxeno.

O cianuro non é persistente nin asfixiante, xa que na natureza destrúese por acción da luz solar (por medio do ozono), descompoñéndose por oxidación en gases de tipo COx e NOx. Crean cloratos e nitritos moi utilizados na purificación da auga contaminada con chumbo.

A Axencia de Protección do Medio Ambiente de EE. UU. (EPA) regula os niveis permitidos de cianuro na auga potable por medio de sales de potasio. O nivel máximo de cianuro permitido na auga potable é 0.2 partes de cianuro por millón de partes de auga (0.2 ppm). A Administración de Seguridade e Saúde Ocupacional da U.E. (EU-OSHA, polas súas siglas en inglés) estableceu un límite para o cianuro de hidróxeno e a maioría das sales de cianuro de 10 partes de cianuro por un millón de partes de aire (10 ppm) no aire do traballo.

Para a destrución industrial do cianuro utilízanse catro métodos: degradación natural, oxidación química, precipitación e biodegradación. Existen tecnoloxías de reutilización ou reciclado. O uso industrial e mineiro do cianuro debe axustarse a normas estritas, como as que aconsella o Consello Internacional de Metais e Medio Ambiente, con sede en Ontario, Canadá (2012).

Cianuro na natureza[editar | editar a fonte]

O cianuro de hidróxeno formouse naturalmente nas primeiras etapas do desenvolvemento da vida sobre a terra. A súa efectividade a baixas concentracións é fulminante e mortal. Tamén é coñecido pola súa denominación militar AN (para o cianuro de hidróxeno) e CK (para o cloruro de cianóxeno).

É un produto que se atopa habitualmente na natureza en diversos microorganismos, insectos e no estado de crecemento de moitas plantas como un mecanismo de protección, como un alcaloide común, que os converte nunha fonte alimenticia pouco atractiva durante ese período, para certo tipo de animais herbívoros.

O cianuro está presente en forma natural nalgúns alimentos como as améndoas, as noces, as castañas[1], a parte interna das sementes de froitas como os pexegos, as cirolas, os albaricoques, entre outros, o cazabe, a raíz de mandioca e as pebidas de moitas outras froitas como a mazá, as peras ou a uva.[2] Neles atópase co nome de amigdalina, un composto de glicosa, benzaldehído e cianuro, en concentracións que oscilan entre os 377 e os 2,50 mg por kg, e que baixo a acción dun fermento (emulsina) descomponse, producindo ácido cianhídrico. Tamén se dá a xeración antropoxénica, como é o caso dos escapes dos automóbiles, o fume dos cigarros e no sal industrial que se usa para derreter o xeo dos camiños.

O cianuro aparece tamén nos produtos de combustión de materiais sintéticos tales como teas e plásticos.[3]

Produción industrial[editar | editar a fonte]

Cianuro de potasio.

É un subproduto da fabricación de fibras acrílicas ou ben xerado pola combinación de gas natural (previo proceso de eliminación do metil mercaptano) con amoníaco líquido. A súa fabricación primaria é de 1,4 millóns de toneladas e prodúcese en EE. UU., México, Singapur, China, Inglaterra, España e Alemaña. A industria mineira e do plástico en xeral consume o 82% do cianuro producido no mundo, de devandita porcentaxe tan só un 18% é utilizado en minería e o outro 64% é utilizado na industria para a fabricación de plásticos e derivados.

Aplicacións[editar | editar a fonte]

O cianuro utilízase industrialmente desde 1889.

  • No sector industrial, o cianuro utilízase para producir papel, pinturas, téxtiles e plásticos.
  • Está presente nas substancias químicas que se utilizan para revelar fotografías. Os sales de cianuro son utilizadas na metalurxia para galvanización, limpeza de metais e a recuperación do ouro do resto de material eliminado.
  • O gas de cianuro utilízase para exterminar pragas (ratas, ratos, didelfimorfos, etc.) e insectos en barcos, edificios e demais lugares que o necesiten.[2]
  • A minería utiliza para hidrometalurxia o 6% do cianuro utilizado no mundo, xeralmente en solución de baixa concentración con auga para extraer e recuperar metais como o ouro e a prata mediante o proceso chamado lixiviación, que substituíu ao antigo método de extracción por amalgamado de metais preciosos con mercurio. [4][5][6]
  • A industria farmacéutica tamén o utiliza, como nalgúns medicamentos para combater o cancro como o nitroprusiato de sodio para a hipertensión arterial.
  • Utilízanse mínimas doses de cianuro para a confección de pegamentos sintéticos onde existen compostos semellantes ao acrílico.
  • Os produtos usados para quitar uñas postizas feitos con base en acetonitrilo poden crear cianuro se son inxeridos.[2]
  • O cianuro é ademais usado na química analítica cualitativa para recoñecer ións de ferro, cobre e outros elementos.
  • O cianuro é usado amplamente en baños de galvanoplastia como axente acomplexante do cinc, da prata, do ouro, e do cobre co obxecto de regular o ingreso de ións ao ánodo debido ao seu valor pKa relativamente baixo.
  • O ferrocianuro de potasio (K4[Fe(CN)6]) utilízase nalgunhas industrias da alimentación como a vitivinícola, para a eliminación dos metais pesados que se atopan no viño. Estes metais poden provir da propia produción de uva (pesticidas, derrames, refugallos fabrís, etc) así como tamén da maquinaria que se utiliza provocando enturbamentos, xa que o mosto e o viño atacan e disolven os metais. Un alto contido de metais precipítase ao formar compostos insolubles con certas substancias como o ferrocianuro de potasio, facéndoo precipitar abruptamente en forma de sales insolubles cuxo sedimento se retira por barutado simple. O ferrocianuro desenvolve no viño unha acción química complexa dando como resultado a insolubilización e precipitación dos metais (Zn, Cu, Pb, Fe e Mn). O viño co chumbo forma unha sal que non pode ser eliminada polo ferrocianuro, que endulza á solución.
  • É indispensable na cementación de aceiros, na produción de nailon, acrílicos, aplicacións fotográficas, galvanoplastia e a produción de goma sintética. O Azul de Prusia (ferrocianuro férrico) de características hematoxinófilas, unha das súas formas industriais, foi descuberto por Dipel e Diesbach en 1704.

Aplicacións militares[editar | editar a fonte]

O cianuro de hidróxeno foi comercializado pola empresa alemá IG Farben, baixo o nome de Zyklon B, e usábase como pesticida nos anos vinte. Despois, foi utilizado na Segunda Guerra Mundial como arma química polos nazis, nas cámaras de gas dos campos de exterminio. Con este produto asasinouse a xitanos, homosexuais, xudeus, comunistas e outras persoas consideradas inimigas.

Determinación de cianuro total por destilación e colorimetría[editar | editar a fonte]

O método baséase na destilación aceda a refluxo da mostra a fin de provocar a volatilización de todas as formas de cianuro presentes nela, como cianuro de hidróxeno (HCN), para logo condensalas nunha solución alcalina. A concentración de cianuro nesta solución determínase colorimétricamente por espectroscopia UV-VIS, mediante a conversión a CNCl por reacción con cloramina T a pH < 8. Despois de que a reacción se completou, o CNCl forma un composto de cor vermella-azulada ao engadir ácido barbitúrico e piridina. O composto formado presenta unha banda de absorción molecular de entre 575 e 582 nm. O método colorimétrico é axeitado para concentracións de cianuro até un límite inferior de 20 µg/l (20ppb).[7][8]

Precaucións[editar | editar a fonte]

Identificación de perigos[editar | editar a fonte]

  • Perigos para as persoas: Moi tóxico por inhalación, en contacto coa pel e por inxestión. Causa queimaduras na pel e ollos.
  • Perigos para o medio ambiente: En contacto con ácidos libera cianuro de hidróxeno, gas moi tóxico.

Primeiros auxilios[editar | editar a fonte]

  • Inhalación: Se se producen síntomas por inhalación, trasladar á vítima a un lugar ventilado. Manter en repouso e abrigado. Aplicar respiración artificial en caso de insuficiencia respiratoria. Requirir asistencia médica. Non facer respiración boca a boca. Se non se produce recuperación administrar cápsulas de nitrito de amilo.
  • Contacto coa pel: Quitar as roupas contaminadas. Lavar con auga abundante a área afectada. Requirir asistencia médica en caso de irritación persistente.
  • Contacto cos ollos: Lavar con abundante auga durante 15 minutos, mantendo as pálpebras abertas. Acudir inmediatamente ao oftalmólogo.
  • Inxestión: Tratar ao paciente como no caso de inhalación, provocar vomito e evitar inxerir alimentos.

Medidas de loita contra incendios[editar | editar a fonte]

  • Medios de extinción axeitados: Po químico seco.
  • Equipo de protección especial para loita contra incendios: Utilizar equipo habitual de loita contra incendios de tipo químico. Levar equipo de respiración autónoma.

Notas[editar | editar a fonte]

  1. Cianuro: Toxicidad y Destrucción Biológica, p.23
  2. 2,02,12,2 Gobierno de Estados Unidos de América. Centros para el Control y la Prevención de Enfermedades, ed. (22 de febreiro de 2006). "Datos sobre el cianuro". Arquivado dende o orixinal o 02 de marzo de 2015. Consultado o 19 de abril de 2015. 
  3. Agencia para Sustancias Tóxicas y el Registro de Enfermedades (xullo de 2006). "Cianuro (Cyanide)". Resúmenes de Salud Pública. Atlanta, Xeorgia, Estados Unidos: Departamento de Salud y Servicios Humanos de Estados Unidos, Servicio de Salud Pública. Consultado o 24 de xullo de 2012. As familias poden reducir a exposición ó cianuro evitando respirar fume do tabaco, a fonte de exposición ó cianuro máis común para a poboación xeral. En caso de incendio, as familias deben evacuar a vivenda inmediatamente, porque o fume dos artigos de plástico que se queiman conteñen cianuro (y eonóxido de carbono). 
  4. Rechazo en Europa a la minería con cianuro Consultado o 31/07/2012.
  5. Rechazo en Europa a la minería con cianuro. Consultado o 31/07/2012
  6. Mercosur rechaza restricciones al cianuro en Europa. Consultado o 31/07/2012
  7. American Water Works Association, et al (1992). Determinación de constituyentes inorgánicos no metálicos. Cianuro, en Métodos normalizados para el análisis de aguas potables y residuales. Ediciones Díaz de Santos. ISBN 84-7978-031-2.
  8. Comisión Nacional del Medio Ambiente, Tecnologías y Servicios Ambientales (1996). Metodologías para la caracterización de la calidad ambiental. Chile: CONAMA. ISBN 956-7204-12-8.

Véxase tamén[editar | editar a fonte]

Outros artigos[editar | editar a fonte]

Traído desde "https://gl.wikipedia.org/w/index.php?title=Cianuro&oldid=4848752"