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2026-01-19T23:00:38Z

Natürliches Vorkommen

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{{Dieser Artikel|behandelt die Verbindungen der Blausäure. Zum Lied siehe [[Cyanide (Lied)]].}}
'''Cyanide''' sind [[Salze]] und andere Verbindungen der [[Cyanwasserstoff|Blausäure]] (''Cyanwasserstoff'', HCN). In der [[Organische Chemie|organischen Chemie]] ist „Cyanid“ eine veraltete, aber durchaus noch gebräuchliche Bezeichnung für '''[[Nitrile]]''' – in der Betrachtungsweise als [[Ester]] der Blausäure – mit der allgemeinen Formel R–C≡N. Der Name Cyanid leitet sich von {{grcS|κυάνεος|kyáneos|de=dunkelblau}}, ab und rührt von der Gewinnung aus Eisenhexacyanidoferrat ([[Berliner Blau]]) her, einem Pigment mit tiefblauer Farbe.<ref name="Roempp">{{RömppOnline|ID=RD-03-03010|Name=Cyanide|Abruf=2013-03-25}}</ref>

== Eigenschaften ==
Die salzartigen Cyanide enthalten das Cyanid-[[Anion]] [C≡N]−, die organischen Cyanide die [[funktionelle Gruppe]] –C≡N. Wasserlösliche Cyanide werden an feuchter Luft teilweise [[Hydrolyse|hydrolysiert]] und riechen dadurch nach [[Cyanwasserstoff|Blausäure]].

=== Einfache Verbindungen ===
Alle Cyanide der Alkali- und Erdalkalimetalle sind hochgiftig und in Wasser leicht löslich, wie zum Beispiel [[Kaliumcyanid]] (Zyankali) und [[Natriumcyanid]]. Die Giftigkeit dieser Salze liegt an der Freisetzung der Blausäure bei der Reaktion mit der Salzsäure des Magens:

:<math>\mathrm{KCN + HCl \longrightarrow HCN + KCl}</math>

[[Kaliumcyanid]] spielt eine Rolle in der [[Galvanik]].

[[Natriumcyanid]] wird zur [[Gold#Gewinnung|Gold-]] und [[Silber#Gewinnung und Darstellung|Silbergewinnung]] genutzt.

=== Komplexverbindungen (Cyanoverbindungen) ===
[[Datei:Hexacyanidoferrat(II).svg|mini|Die Struktur des Hexacyanidoferrat(II)-Anions]]
Das Cyanidanion ist sehr reaktiv und bildet mit Metallen (abgesehen von Alkali- und Erdalkalimetallen) wie, insbesondere mit Eisen sehr stabile [[Komplexchemie|Komplexverbindungen]]. Das Cyanidion hat dabei einzähnigen Charakter. Meist bildet sich ein anionischer Komplex, in dem Cyanidogruppen um das Metall als Zentralatom angeordnet sind, wie beim [Fe(CN)6]4−.<ref>{{Holleman-Wiberg|Auflage=101.|Startseite=?}}</ref> Mit [[Kation]]en bilden sich Salze wie K4[Fe(CN)6], [[Kaliumhexacyanidoferrat(II)]], das „gelbe Blutlaugensalz“. In vielen derartigen Komplexverbindungen sind die Cyanid-Moleküle so stabil gebunden, dass sie sich nicht lösen, nicht mehr chemisch reagieren, und die Komplexe für Organismen völlig ungiftig sind.

Blausäure lässt sich aus den Komplexen aber zum Teil durch Zugabe heißer verdünnter [[Schwefelsäure]] freisetzen, Cyanidkomplexe sind daher mit gewisser Vorsicht zu handhaben. Konzentrierte Schwefelsäure setzt aus den Komplexen keine Blausäure frei, da diese unter den Reaktionsbedingungen sofort zu [[Kohlenstoffmonoxid]] umgesetzt wird. Analytisch lässt sich in wässrigen Lösungen der Komplexe ebenfalls kein Cyanid nachweisen.

==== Verwendung von Komplexverbindungen in der Lebensmittelindustrie ====
In der Lebensmittelindustrie werden die Cyanido-Komplexe [[Natriumferrocyanid]] (E 535, Natriumhexacyanidoferrat(II)), [[Kaliumferrocyanid]] (E 536, Kaliumhexacyanidoferrat(II)) und Calciumferrocyanid (E 538, Calciumhexacyanidoferrat(II)) als [[Lebensmittelzusatzstoff]] verwendet. Diese Salze sind in geringen Mengen als künstliche [[Rieselhilfe]], [[Trennmittel]] und [[Stabilisator (Chemie)|Stabilisator]] für [[Speisesalz|Kochsalz]] und [[Kochsalzersatz]] zugelassen. Kaliumferrocyanid findet zudem in der [[Blauschönung]] von [[Wein]] Anwendung, um Metallspuren zu beseitigen.<ref>{{Literatur |Autor=Peter Kuhnert |Titel=Lexikon Lebensmittelzusatzstoffe: Zusatzstoffe, Enzyme, technische Hilfsstoffe, Nahrungsergänzungsstoffe |Verlag=[[Behr’s Verlag]] |Ort= |Datum=2014 |ISBN=978-3-95468-000-9 |Seiten=105 }}</ref>

== Natürliches Vorkommen ==
Cyanide kommen – gebunden in toxischen [[Cyanogene Glycoside|cyanogenen Glycosiden]] – in den Kernen vieler Früchte vor, so etwa in [[Rosengewächse]]n ([[Prunus]]-Arten wie [[Pflaume]] (''Prunus domestica''), [[Schlehdorn]] (''Prunus spinosa''), [[Aprikose]] (''Prunus armeniaca''), [[Mandel]] (''Prunus dulcis''), [[Pfirsich]] (''Prunus persica''), [[Sauerkirsche]] (''Prunus cerasus'')), in [[Hülsenfrüchtler]]n (Leguminosen), [[Wolfsmilchgewächse]]n wie [[Maniok]] (''Manihot esculenta''), [[Süßgräser]]n wie [[Sorghumhirsen]], [[Leingewächse]]n, etwa [[Gemeiner Lein|Flachs]] (''Linum usitatissimum''), [[Aronstabgewächse]]n, [[Korbblütler]]n und [[Passionsblumengewächse]], aber auch in Farnen, wie dem [[Goldtüpfelfarn]] (''Phlebodium aureum'').<ref>{{RömppOnline|ID=RD-03-03036|Name=cyanogene Glycoside|Abruf=2012-04-27}}</ref>

== Giftwirkung ==
{{Hauptartikel|Cyanidvergiftung}}
Cyanide wie Blausäure (HCN) und deren Alkalisalze (z. B. KCN oder NaCN) sind hochtoxisch.<ref name="Reichl"/> Vergiftungen mit diesen Substanzen können im industriellen und gewerblichen Bereich als Unfälle, aber auch im Privatbereich in Folge absichtlicher Giftbeibringung bei Mord und Selbstmord vorkommen. Das Gift kann entweder als gasförmige Blausäure über die Lunge aufgenommen werden (z. B. durch Einatmen von cyanidhaltigem Brandrauch), in flüssiger Form (z. B. Zerbeißen einer Blausäure-Kapsel im Mund), aber auch oral als Alkalisalz (z. B. Verschlucken von Kaliumcyanid).

Der Mechanismus der Cyanid-Vergiftung beruht auf der Hemmung des [[Enzym]]s [[Cytochrom-c-Oxidase]] in der [[Atmungskette]].<ref name="Roempp" /> Das Fe(III)-[[Zentralatom]] wird mit hoher Affinität reversibel gebunden.<ref name="Reichl">{{Literatur |Autor=Franz-Xaver Reichl |Titel=Taschenatlas der Toxikologie: Substanzen, Wirkungen, Umwelt |Verlag=Georg Thieme Verlag |Ort= |Datum=2002 |ISBN=978-3-13-108972-4 |Seiten=134 }}</ref> Dadurch wird die Sauerstoffverwertung in der [[Zelle (Biologie)|Zelle]] verhindert. Gegengifte sind [[4-Dimethylaminophenol]]-Hydrochlorid (4-DMAP), [[Natriumthiosulfat]], [[Hydroxycobalamin]] (Vitamin B12b, im Cyanokit)<ref>{{Literatur|Autor=|Herausgeber=[[Ernst Mutschler (Mediziner)|Ernst Mutschler]]|Titel=Mutschler Arzneimittelwirkungen|Auflage=9., vollst. neu bearb. und erw.|Verlag=Wissenschaftliche Verlagsgesellschaft|Ort=Stuttgart|Jahr=2008|ISBN=978-3-8047-1952-1}}</ref> sowie [[Amylnitrit]].
Die Bindung des Cyanids an Fe(II)-Ionen ist vergleichsweise gering. Die Inaktivierung des Hämoglobins durch Bindung des Fe(II)-Ions spielt daher bei Vergiftungen eine untergeordnete Rolle.

Eine hellrote Färbung der Haut ist ein typisches Anzeichen einer Vergiftung mit Cyaniden: Das venöse Blut ist noch mit Sauerstoff angereichert, da der Sauerstoff von den Zellen nicht verwertet werden konnte.<ref name="Reichl"/>

Die meisten Zellen besitzen das Enzym [[Rhodanase]], das Schwefel an das Cyanid-Ion (CN−) bindet, es entsteht [[Rhodanid]] (SCN−).<ref name="Reichl"/> Diese Entgiftung im Körper läuft mit einer Rate von 0,1 mg pro kg Körpergewicht und Stunde ab. Daher ist eine längere Aufnahme von kleineren Mengen an Cyanid ungefährlich, Vergiftungserscheinungen entstehen durch die Stoßaufnahme.

Der maximal zulässige Gehalt von Cyaniden im Trinkwasser liegt laut [[Trinkwasserverordnung]] bei 0,05 mg/l.<ref>[https://www.buzer.de/gesetz/3131/index.htm Trinkwasserverordnung]</ref>

== Nachweis ==
Der qualitativ chemische Nachweis von Cyaniden kann mit Fe3+-[[Ion]]en in salzsaurer Lösung nach Umsetzung mit [[Ammoniumpolysulfid]] erfolgen. Dabei entsteht das tiefrot gefärbte [[Eisen(III)-thiocyanat]] Fe(SCN)3.<ref name="Jander">Jander/Blasius: ''Lehrbuch der analytischen und präparativen anorganischen Chemie.'' 8. Auflage, S. Hirzel Verlag, Stuttgart 1969.</ref> Allerdings sollte beachtet werden, dass dieser Nachweis in Anwesenheit von Fe(II), wegen der Bildung von [[Berliner Blau]], einem Komplex des Fe(II) mit dem Hexacyanidoferrat(III) als Liganden, nicht funktioniert. Ebenso kann aber der Nachweis mit einer Mischung aus Eisen(II)- und Eisen(III)-salz durchgeführt werden, wobei sich Berliner Blau bildet.<ref name="Jander" />

== Praktische Verwendung ==
=== Bergbau ===
Cyanidlösungen werden in der Praxis zum Herauslösen von Edelmetallen aus Gesteinen verwendet ([[Gold#Gewinnung|Gold-]], [[Silber#Gewinnung und Darstellung|Silbergewinnung]]). Zuerst erfolgte dies in den 1890er Jahren in Südafrika, mit dem von [[John Stewart MacArthur]] 1887 entwickelten MacArthur-Forrest-Verfahren. Aufgrund der hohen Giftigkeit von Cyanid ist dies mit großen potentiellen Schäden für die Umgebung verbunden. [[Umweltverschmutzung|Umweltschäden]] können durch die Ableitung der Schlämme oder durch unsichere Ablagerung entstehen. Im rumänischen [[Baia-Mare-Dammbruch|Baia-Mare]] kam es im Jahr 2000 zu großen Umweltschäden durch einen Dammbruch bei einer Goldaufbereitung, im türkischen Kütahya brachen 2011 zwei von drei Dämmen einer Silberaufbereitung.<ref>{{Internetquelle |autor=Nick Magel | url=http://www.ts-bochum.de/?p=662 | titel=Dammbruch in Kütahya – Umweltkatastrophe in der Türkei – Zyanid-Lauge aus Silbermine ausgelaufen |werk=TerraStormBochum |datum=2011-05-09|zugriff=2012-08-10}}</ref>

Das Europäische Parlament stimmte im Mai 2010 für ein Verbot der Nutzung von Cyanid im Bergbau.<ref>Die Presse.com: [http://diepresse.com/home/wirtschaft/international/563414/Umwelt_ZyanidGoldabbau-zu-Ende ''Umwelt: Zyanid-Goldabbau zu Ende?''], 6. Mai 2010.</ref> Umweltorganisationen kritisieren, dass Cyanid außerhalb der EU noch weiterhin im Bergbau eingesetzt wird, so z. B. im Hochland der [[Dominikanische Republik|Dominikanischen Republik]] und [[Costa Rica]],<ref>Deutschlandfunk: [http://www.dradio.de/dlf/sendungen/umwelt/1095782/ ''Es ist alles Chemie, was glänzt''], 29. Dezember 2009.</ref><ref>regenwald.org: [https://www.regenwald.org/aktion/894/giftiger-goldbergbau-in-der-karibik ''Giftiger Goldbergbau in der Karibik''], 23. November 2012.</ref> aber auch in den großen Bergbaunationen Australien, Kanada und Südafrika. Nach einem Report von 2011 gab es weltweit im Bergbau in den 25 Jahren davor mindestens 30 größere Unfälle mit Cyanid, häufig ausgelöst durch Dammbrüche.<ref>[https://www.mining-technology.com/features/featureshould-cyanide-still-be-used-in-modern-day-mining-4809245/ Heidi Vella, Should cyanide still be used in modern-day mining?], Mining Technology, 7. März 2016.</ref> Das Cyanid wird meist nur in geringer Konzentration eingesetzt (typisch 100 bis 500 ppm beim Goldbergbau). Alternativen zur Verwendung von Cyanid wurden zum Beispiel in Australien (Thiosulfat-Prozess der CSIRO) und 2017 vom Nobelpreisträger [[Fraser Stoddart]] entwickelt (unter Verwendung von Wasserstoffperoxid und Maisstärke).<ref>[https://www.telegraph.co.uk/business/2017/03/15/nobel-prize-winner-sir-fraser-stoddart-hopes-turn-gold-mines/ Jon Yeomans, Nobel Prize winner Sir Fraser Stoddart hopes to turn gold mines green], The Telegraph, 15. März 2017.</ref>

=== Metallbearbeitung ===
Beim [[Härten (Eisenwerkstoff)|Härten]] von Metall kommen je nach Verfahrensweise cyanidhaltige Härtesalze zum Einsatz. Verbrauchte cyanidhaltige Härtereisalze enthalten dann auch Legierungsbestandteile der zu härtenden Werkstücke und sind regelmäßig [[gefährlicher Abfall]] (Abfallschlüssel 110301* gemäß [[Abfallverzeichnis-Verordnung|AVV]]).<ref>dazu und zur Entsorgung [https://www.abfallbewertung.org/repgen.php?report=ipa&char_id=1103_Haert&lang_id=de&avv=&synon=&kapitel=2&gtactive=no Abfallsteckbrief „1103 Schlämme und Feststoffe aus Härteprozessen“], Informationsportal Abfallbewertung (IPA) d. LANUV u. a. Abfallbehörden.</ref> Ist keine [[Abfallverwertung]] möglich, kommt wegen der hohen Giftigkeit und Wassergefährlichkeit eine Beseitigung nur in Untertagedeponien in Betracht.

== Entsorgung ==
Um Cyanide zu entsorgen, verwendet man ein geeignetes Oxidationsmittel, wie [[Natriumhypochlorit]] (NaOCl) oder [[Wasserstoffperoxid]] (H2O2). Das Cyanid wird dabei in unschädlichen Stickstoff und [[Kohlenstoffdioxid]] überführt.<ref name="Roempp" />

:<math>\mathrm{CN^- + H_2O + OCl^- \longrightarrow CNCl + 2 \ OH^-}</math>

:<math>\mathrm{CNCl + 2 \ OH^- \longrightarrow OCN^- + Cl^- + H_2O}</math>

:<math>\mathrm{2 \ OCN^- + 3 \ OCl^- + H_2O \longrightarrow 2 \ CO_2 + N_2 + 3 \ Cl^- + 2 \ OH^-}</math>

Cyanide dürfen bei der Entsorgung keinesfalls mit Säuren in Kontakt kommen, da sonst Blausäure entsteht. Die Umwandlung zur Entsorgung muss daher im basischen Milieu stattfinden. Auch Hypochlorit-Anionen dürfen nicht mit Säure in Kontakt kommen, da sonst Chlorgas freigesetzt wird.

Selbst die [[Autoprotolyse]] des Wassers (<math>\mathrm{2\ H_2O\ \rightleftharpoons\ H_3O^+\ +\ OH^-}</math>) reicht bereits aus, um die Protonen für die Entstehung der giftigen [[Blausäure]] zu spenden, daher ist die o. g. alkalische Entsorgung unbedingt einzuhalten.

== Weblinks ==
{{Wikibooks|Praktikum Anorganische Chemie/ Cyanid}}
{{Wiktionary|Zyanid}}

== Einzelnachweise ==
<references />

{{Normdaten|TYP=s|GND=4148424-1|LCCN=sh/85/035028}}

[[Kategorie:Stoffgruppe]]
[[Kategorie:Cyanid| ]]

Cyanide - Versionsgeschichte

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