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Il mwcqcianogeno è un mwcgcomposto chimico, un mwcwcianuro formato da mwdacarbonio e mwdqazoto. Ha formula dimera (CN)mwdg2 e formula di struttura mwdwN≡C-C≡N.

Dal punto di vista strutturale può essere considerato il mweqnitrile dell'mwegacido ossalico, da cui anche il nome di mwewossalonitrile.

• Caratteristiche

• Storia

• Etimologia

• Preparazione

• Paracianogeno

• Sicurezza

• Impieghi bellici

• Composti correlati

• Note

• Altri progetti

• Collegamenti esterni

In mwfwcondizioni normali è un gas incolore infiammabile e assai tossico. A ~400 °C polimerizza in un solido bianco detto mwgaparacianogeno, a ~800 °C torna gassoso e a ~1000 °C si decompone in radicali ·CN.

La fiamma ottenuta bruciando cianogeno raggiunge i 4.525 °C ed è la seconda fiamma più calda ottenibile da un gas, dopo il mwggdicianoacetilene, quando brucia in presenza di ossigeno.cite-ref-2[2]

Il cianogeno fu sintetizzato per la prima volta nel 1815 da mwiqJoseph Louis Gay-Lussac, che ne determinò anche la formula empirica e gli assegnò il nome.cite-ref-3[3]

Verso la fine del XIX secolo assunse importanza in seguito allo sviluppo dell'industria dei mwjwfertilizzanti ed è tuttora un importante intermedio nella loro produzione.

Viene utilizzato anche come stabilizzante nella mwkqproduzione della nitrocellulosa.

Il nome cianogeno deriva dal mwlagreco ed è formato dalle due parole κύανος (kyanos)= blu e γεννάω (ghennào)=creare perché il cianogeno fu isolato per la prima volta dal chimico svedese mwlqCarl Wilhelm Scheele a partire dal pigmento "mwlgBlu di Prussia".cite-ref-4[4]

In laboratorio può essere ricavato dai cianuri dei metalli pesanti, ad esempio dal mwnqcianuro di mercurio:

mwoaHg(CN)mwoq2 + HgClmwog2 → 2 HgCl + (CN)mwow2

o per decomposizione termica del cianuro di mercurio secondo la reazione:

mwpwHg(CN)mwqa2 → Hg + (CN)mwqq2

Oppure per reazione di mwqwdisproporzione istantanea del cianuro rameico per reazione tra mwrqcianuro di sodio e mwrgcloruro rameico:cite-ref-5[5]

mwtq2 CuClmwtg2 + 4 NaCN → 2 mwtwCuCN + 4 NaCl + (CN)mwua2↑

Industrialmente viene prodotto attraverso l'mwugossidazione dell'mwuwacido cianidrico, di solito facendolo reagire con il mwvacloro e utilizzando il mwvqbiossido di silicio come mwvgcatalizzatore, oppure facendo reagire mwvwdiossido di azoto con un sale di mwwarame. Si forma anche facendo scoccare una scintilla o una scarica elettrica in una miscela di mwwqazoto e mwwgacetilene.cite-ref-6[6]

È anche noto come mwyapseudoalogeno, in quanto possiede alcune proprietà simili agli mwyqalogeni; ad esempio reagisce con l'mwygidrossido di potassio in maniera analoga al mwywcloro:

mwzg(CN)mwzw2 + 2 OHmwaa- → CNmwaq- + CNOmwag- + Hmwaw2O

Il paracianogeno è prodotto per polimerizzazione del cianogeno attraverso la mwbgpirolisi di cianuri di metalli pesanti.cite-ref-7[7]

Come altri cianuri inorganici, il cianogeno è molto tossico in quanto si decompone facilmente in mwdqcianuro, il quale si lega più stabilmente dell'ossigeno alla mwdgcitocromo-c ossidasi, interrompendo così la mwdwcatena di trasporto degli elettroni mweamitocondriali.

Il cianogeno come gas è irritante per gli occhi e il sistema respiratorio. La sua inalazione può produrre mal di testa, vertigini, aumento del battito cardiaco, vomito, perdita di coscienza, convulsioni ed infine anche alla morte, in funzione del grado di esposizione.cite-ref-hitcl-8-0[8]

È il gas utilizzato ad mwgaHalabja il 17 marzo mwgq1988 dall'esercito iracheno di mwggSaddam Hussein contro i mwgwcurdicite-ref-9[9].

• mwiwAcido cianidrico

• mwjqCianuro

• mwjwPseudoalogeno

• mwkqCloruro di cianogeno

• mwkwAcido ferrocianidrico

• mwlqBlu diPrussia

cite-note-11. scheda del cianogeno su mwnaIFA-GESTIS mwnqArchiviato il 16 ottobre 2019 in mwngInternet Archive.

cite-note-22. ↑ mwowN. Thomas, A. G. Gaydon, A. G.; Brewer, L. e L. Brewer, mwpamwpqCyanogen Flames and the Dissociation Energy of N2, in mwpgmwpwThe Journal of Chemical Physics, vol.mwqa 20, n.mwqq 3, marzo 1952, pp.mwqg 369-374, mwqwDOI:mwra10.1063/1.1700426.

cite-note-33. ↑ Joseph Louis Gay-Lussac (1815) mwsa"Recherches sur l'acide prussique," mwsqAnnales de chimie, vol. 95, pages 136-231.

cite-note-44. ↑ Joseph Louis Gay-Lussac (1815) mwtq"Recherches sur l'acide prussique," mwtgAnnales de chimie, vol. 95, pag. 163.

cite-note-55. ↑ G. Salomone mwugGuida pratica per la preparazione dei prodotti chimici (prodotti minerali) pag. 60.

cite-note-66. ↑ mwvgA. A. Breneman, mwvwmwwaShowing the Progress and Development of Processes for the manufacture of Cyanogen and its Derivates (in: THE FIXATION OF ATMOSPHERIC NITROGEN, in mwwqmwwgJournal of the American Chemical Society, vol.mwww 11, n.mwxa 1, 1959, pp.mwxq 2-28, mwxgDOI:mwxw10.1021/ja02126a001.

cite-note-77. ↑ mwywmwzamwzqParacyanogen, su mwzgthefreedictionary.com.

cite-note-hitcl-88. ↑ Muir, GD (ed.) 1971, mw0gHazards in the Chemical Laboratory, The Royal Institute of Chemistry, London.

cite-note-99. ↑ mw1gKinsley, Susan. Whatever Happened To The Iraqi Kurds?, Human Rights Watch, 11 March 1991

Altri progetti

• Wikimedia Commons

• Wikimedia Commons contiene immagini o altri file su cianogeno

• citerefbritannica-com(EN) cyanogen, su Enciclopedia Britannica, Encyclopædia Britannica, Inc.