Карбон C відомий з найдавніших часів; визнаний хімічним елементом в 1775 роки (Лавуазьє, Франція).

Поширення карбону в природі. Карбон – основна складова частина всіх організмів; 13-й елемент за поширеністю на Землі (в літосфері, атмосфері, гідросфері). Зустрічається як у вільному вигляді (алмаз, графіт) так і в зв’язаному стані (карбон діоксид, карбонати, вугілля, нафта, природний газ, сланцеве масло, бітуми). Маса карбону, що міститься в атмосфері у вигляді CO₂ становить 6e11 тонн, що приблизно в два рази більше маси карбону в живій матерії.

Мінерали карбону. Магнезит MgCO₃, кальцит (вапняний шпат, вапняк, крейда, мармур) CaCO₃, доломіт CaMg(CO₃)₂, стронціаніт SrCO₃, вітерит BaCO₃, родохрозит (марганцевий шпат, малиновий шпат) MnCO₃, сидерит (залізний шпат) FeCO₃, малахіт Cu₂CO₃(OH)₂, смітсоніт (цинковий шпат) ZnCO₃, церуссит (біла свинцева руда) PbCO₃.

Різноманіття карбонвмісних сполук. Атоми карбону в практично необмеженій кількості можуть з’єднуватися в ланцюги і цикли. Тому відомо величезну кількість карбонвмісних сполук (більше 5000000), в той час як число сполук, що не містять карбону, відносно невелике (близько 300000). В даний час щорічно синтезують близько 250000 нових сполук карбону. Більшість сполук карбону відносяться до органічних речовин. До неорганічних сполук карбону відносять найпростіші з них: оксиди, сульфіди, карбонову кислоту, карбонати, карбіди, ціаніди і деякі ін.

Алотропні модифікації карбону. У вільному стані карбон знаходиться у вигляді двох модифікацій – алмаз і графіт. Раніше називали аморфним карбоном одержувані в особливих умовах сажу, ретортний графіт, активне вугілля та інші дрібнокристалічні різновиди графіту, які по реакційній здатності і деяким іншим властивостям сильно відрізняються від крупнокристалічного графіту.

Властивості карбону. Всі різновиди карбону не мають смаку і запаху. Карбон хімічно розчиняється в розплавлених металах. При звичайних температурах карбон хімічно інертний. Карбон при надлишку кисню згорає до карбон діоксиду CO₂ (повне згоряння), а при нестачі кисню – до карбон монооксиду CO (неповне згоряння). Вугільний пил в повітрі може вибухнути при запалені. При підвищених температурах карбон реагує з різними металами і неметалами. Оксиди багатьох металів при взаємодії з карбоном відновлюються до металів.

Таблиця. Властивості алмазу і графіту.

	Алмаз	Графіт
Колір	Білий	Сіро-чорний
Твердість	Найвища (з усіх речовин)	Дуже мала
Кристалічна решітка	Кубічна	Гексагональна
Щільність, г./см3	3,51	2,22
Електропровідність	Відсутня (ізолятор)	Присутня (електропровідник)
Поведінка при нагрівання	При 1500*С перетворюється на графіт	Сублімує вище 3800*С

Алмаз – благородний камінь, має найбільшу твердість серед всіх природних речовин, шліфуються тільки власним порошком. В чистому стані являє собою прозорі безбарвні або білі кристали з сильним заломлюючим ефектом. Після обробки (ограновування, шліфування) отримують діаманти, масу яких виражають в каратах (1 карат = 200 мг = 0,200 грама). Менш чисті алмази зазвичай забарвлені і каламутні, наприклад сіро-блакитний і чорний карбонадо.

Родовище алмазів зустрічаються в Південній і Екваторіальній Африці, Сибіру, ​​Бразилії, Індії. Розроблено технологію штучного отримання алмазів (1955 рік) з графіту при температурі 2000*C і тиску 1300 МПа; зазвичай утворюються дрібні кристали масою в кілька каратів. Застосовують для виготовлення ріжучих інструментів (свердел і ін.), призначених, зокрема, для різання скла, волочіння дроту, як опора для підшипників та інших рухомих частин в точних вимірювальних інструментах.

Графіт складається з карбонових шарів, пов’язаних один з одним, але доволі рухливих (шарувата решітка), тому графіт доволі м’який, легко розщеплюється на шари. Графіт можна штучно отримати з вугілля. Графіт застосовують для виготовлення стержнів для олівців, електродів, плавильних тиглів (пресована суміш графіту з глиною), в якості пігменту, як добавку в антикорозійні фарби; графіт використовують як сповільнювач в ядерних реакторах.

Сажа – дуже дрібний графітовий кристалічний порошок. Утворюється при неповному згорянні сполук карбону; в техніці сажу отримують з етіну або з нафталіну. Застосовують сажу в якості наповнювача для гум (підвищує стійкість автопокришок до абразивного зносу; сажа становить приблизно 1/3 маси автомобільної покришки); як компонент сухих гальванічних елементів, друкарських фарб, крему для взуття, туші та ін.

Активне вугілля (активоване вугілля) отримують з органічних матеріалів (деревини, кістки, цукру, крові, горіхової шкаралупи) шляхом просочування розчином цинк(II) хлориду  або калій карбонату з подальшим прожарюванням при нестачі повітря. Активоване вугілля містить величезну кількість пор і тому має дуже велику поверхню (1 грам активованого вугілля має поверхню 800 м²), внаслідок чого активоване вугілля набуває дуже високу здатність адсорбувати гази і розчинені речовини. Застосовують активоване вугілля для очищення, розділення і вилучення різних речовин, наприклад для отримання бензену з світильного газу, ксилолу з відходів текстильних друкованих паст, карбон дисульфіду з відходів виробництва віскозного волокна, розчинників з відходів лакофарбової промисловості, для знебарвлення патокового сиропу, для очищення етанолу від сивушних масел, як наповнювач в протигазах, сорбуючий засіб в медицині.

Сполуки карбону

Карбон(II) оксид CO

З погляду методу валентних зв’язків молекула CO має будову

:C≡O:

Третій зв’язок утворено за донорно-акцепторним механізмом (оксиген – донор електронної пари, карбон – акцептор).

Фізіологічна дія карбон(II) оксиду. Карбон(II) оксид дуже отруйний, смертельна доза CO в повітрі становить 0,2%. З гемоглобіном крові CO зв’язується міцніше за кисень, чим блокує перенесення кисню в організмі. Ознаки отруєння малими дозами CO: кров незвично яскравого забарвлення, сильний головний біль, іноді втрата свідомості.

При використанні пічного опалення, через погану тягу (забився димохід сажею, опалим листям, трупи тварин – коти, ласки, птиці), бувають випадки смерті людей від карбон(II) оксиду, який заповнює житловий простір. В народі карбон(II) оксид називають чадний газ.

Одержання карбон(II) оксиду.

1. Спалювання вуглецю у вільному вигляді або сполук карбону (кокс, вугілля, бензин), при температурах вище 1000*С і при нестачі кисню:

2C + O₂ = 2CO

Внаслідок протікання цієї реакції вихлопні гази автомобільних двигунів містять CO; також містять CO гази печей при поганій тязі і тютюновий дим (до 4%).

2. Відновлення карбон діоксиду за допомогою розпеченого коксу, наприклад, в доменних печах (рівновага Будуара):

CO₂ + C ⇄ 2CO

3. Відновлення водяної пари розпеченим коксом або іншими носіями карбону (продукти перегонки нафти, природний газ та ін.):

C + H₂O = CO + H₂

4. Дія концентрованої сульфатної кислоти на мурашину кислоту (лабораторний спосіб):

HCOOH → CO + H₂O

Властивості карбон(II) оксиду. Безбарвний газ без запаху. За щільністю важчий за повітря. Зріджується тільки при дуже низьких температурах. Температура кипіння карбон(II) оксиду -192*С. На повітрі карбон(II) оксид горить синюватим полум’ям. Мало розчинний в воді. Карбон(II) оксид поглинається активованим вугіллям, а також твердим фільтрувальним шаром, що містить I₂O₅.

Карбон(II) оксид хімічно інертний, проте за участю каталізаторів реагує з киснем з утворенням вуглеводнів (синтез Фішера-Тропша) або спиртів (синтез метанолу). З перехідними металами карбон(II) оксид утворює леткі, отруйні і горючі карбоніли, наприклад [Ni(CO)₄], [Co₂(CO)₉], [Fe(CO)₅].

Технічні гази, що містять CO.

Повітряний газ (генераторний газ) – суміш CO + 2N₂. Утворюється відповідно до екзотермічної реакції при газифікації вугілля або коксу з використанням повітря в спеціальних генераторах:

2C + O₂ + 4N₂ = 2CO + 4N

Застосовують генераторний газ як пальний газ і в синтезі амоніаку.

Водяний газ – суміш CO + H₂.

Змішаний газ – це CO, H₂, N₂. Отримують при газифікації порошкоподібного вугілля сумішшю водяної пари і повітря, збагаченого киснем; аналогічний за складом газ утворюється також при риформінгу газоподібних вуглеводнів і газифікації рідких вуглеводнів під тиском. Застосовують при синтезі амоніаку.

Коксовий газ і побутовий газ – суміш H₂, CH₄, CO та ін. Отримують при коксуванні вугілля; при газифікації бурого вугілля (під тиском 2,2 МПа) за допомогою водяної пари і кисню утворюється подібний, але бідніший метаном стиснений газ. Застосовують як горючий газ.

Інші гази – газ напівкоксування бурого вугілля, колошниковий (доменний) газ.

Карбон діоксид CO₂ (карбон(IV) оксид, вуглекислий газ)

Поширення CO₂ в природі. У повітрі міститься 0,03% (об.) CO₂. Карбон діоксид входить до складу технічних горючих газів, вулканічних газів, природних (мінеральних) вод. Атмосфера Венери на 95% складається з CO₂.

Фізіологічна дія CO₂. Карбон діоксид асимілюється в процесі фотосинтезу зеленими рослинами за допомогою наявного в них хлорофілу при поглинанні сонячної енергії. При цьому в рослинах утворюються органічні речовини (в першу чергу глюкоза), а кисень звільняється і виділяється в атмосферу. Поглинута енергія при дисиміляції в організмах тварин і рослин знову вивільняється, цим замикається елементарний цикл розвитку живого організму. Дисиміляція органічних речовин в організмах – це процес їх окислення за допомогою засвоєного при диханні кисню в присутності ферментів з утворенням карбон діоксиду і води:

6CO₂ + 6H₂O ⇄ C₆H₁₂O₆ + 6O₂

З сонячної енергії, яка потрапляє на Землю, близько 0,12% фотохімічно засвоюється рослинами. Зелене листя площею 1 м² за час освітлення Сонцем протягом 1 години виробляють з CO₂ 1 грам виноградного цукру.

Відомо, що люди видихають повітряну суміш, що містить 4% CO₂. Чистий CO₂ діє задушливо; при вмісті в повітрі 15% CO₂ виникає запаморочення, а іноді можлива втрата свідомості.

Отримання CO₂.

1. Повне згоряння коксу:

C + O₂ = CO₂

Для очищення CO₂ від домішок газ пропускають через охолоджений розчин K₂CO₃, CO₂ поглинається і в результаті в розчині утворюється KHCO₃. Домішки проходять через розчин, а CO₂ виділяють з розчину шляхом кип’ятіння (термічний розклад гідрокарбонату).

2. Випал вапняку і інших карбонатів:

CaCO₃ = CaO + CO₂

3. Обробка карбонатів (наприклад, мармуру), сильною кислотою:

CaCO₂ + 2HCl = CaCl₂ + H₂O + CO₂

4. Спиртове бродіння:

C₆H₁₂O₆ = 2C₂H₅OH + 2CO₂

карбон діоксид виділяється як побічний продукт.

Фізичні властивості карбон діоксиду. Карбон діоксид – безбарвний газ із слабким кислим смаком і запахом, в 1,5 рази важчий за повітря. CO₂ можна “переливати” з посудини в посудину; зазвичай збирається на дні підвалів, колодязів, печер (тому в гірських походах не варто обирати місцем ночівлі западини, нижні печери чи гроти, особливо в районах вулканічної активності). CO₂ – негорючий газ (гасить полум’я). доволі добре розчинний в холодній воді, особливо під тиском.

При 20*С під тиском 5 МПа карбон діоксид скраплюється.

Рідкий CO₂ зберігають в сталевих балонах. При відборі з балона газоподібного CO₂ частина рідини випаровується і тиск в системі підтримується постійним доти, поки в балоні не витратиться вся рідина. Тому залишок CO₂ в балоні не можна визначити за показниками манометру (витрати CO₂ знаходять по зміні маси балона). При витіканні рідкого CO₂ з балона відбувається миттєве випаровування газу при швидкому охолодженні і частина рідини замерзає, утворюючи снігоподібну масу. Пресований твердий CO₂ (сухий лід) використовується для тимчасової підтримки охолодженого стану продуктів; сухий лід не плавиться, а сублімує при -78*С. Суміш сухого льоду з ацетоном використовується в лабораторії як охолоджуюча суміш до -90*С.

Хімічні властивості карбон діоксиду. Карбон діоксид з водою утворює карбонову кислоту; з основними гидроксидами – утворює карбонати і гідрокарбонати (на цьому засноване твердіння вапняного будівельного розчину). Карбон діоксид відновлюється магнієм до карбону:

CO₂ + 2Mg = C + 2MgO

Виявлення карбон діоксиду. CO₂ виявляють за помутнінням водного розчину барій гідроксиду або кальцій гідроксиду:

Ba(OH)₂ + CO₂ = BaCO₃ + H₂O

Газ пропускають через баритову (або вапняну) воду або над краплею цієї води, вміщеній на годинне скло.

Застосування карбон діоксиду. Карбон діоксид використовується для промислового синтезу карбаміду, саліцилової кіслоті та інших хімічних продуктів; в вогнегасниках; як інертне середовише для зберігання легкозаймистих рідин, для зварювання в атмосфері CO₂, для затвердіння формувальної суміші, яка містить воду, для приготування газованих напоїв, як охолоджуючий агент (сухий лід і його суміші).

Карбонова кислота H₂CO₃, солі карбонової кислоти.

Карбонова кислота в чистому вигляді не отримана, хоча молекули складу H₂CO₃ існують в газовій формі і в водному розчині. У водному розчині має місце рівновага, яка пояснює кислотні властивості карбонової кислоти:

CO₂ + H₂O ⇄ H₂CO₃ ⇄ H⁺ + HCO₃^– ⇄ 2H⁺ + CO₃^2-

При кімнатній температурі рівновага сильно зміщена в напрямку утворення CO₂ і H₂O, в зв’язаному стані знаходиться тільки 1% молекул CO₂ і H₂O, причому більша частина продукту має полігідратний склад CO₂*nH₂O, а не H₂CO₃. Полігідрат має дуже слабкі кислотні властивості, а H₂CO₃ – кислота середньої сили, але тому що вміст H₂CO₃ в розчині невеликий, то в цілому кислотність такого розчину так само має низьке значення. Полігідрат CO₂*nH₂O і молекули H₂CO₃ термічно нестійкі, тому при підкисленні розчинів карбонатів виділяється CO₂. При пропусканні карбон діоксиду через розчини солей більш слабких кислот, останні можуть бути виділені у вільному стані або в стані кислотних оксидів (SiO₂, HCN, C₆H₅OH, і ін.).

Солі та ефіри карбонової кислоти називаються карбонатами. Існують середні карбонати з аніоном CO₃^2- і кислі карбонати HCO₃^– (гідрокарбонат-іон; раніше називався бікарбонат-іон).

Найбільше практичне значення мають натрій карбонат Na₂CO₃ (кальцинована сода), і його кристалогідрат Na₂CO₃*10H₂O (сода), натрій гідрокарбонат NaHCO₃ (натрон, питна сода, хлібна сода), калій карбонат K₂CO₃ (поташ), плюмбум(II) гідроксид-карбонат 2PbCO₃*Pb(OH)₂ (свинцеві білила).

Карбонати при нагріванні розкладаються на оксид металу і карбон діоксид, наприклад:

CuCO₃ = CuO + CO₂

Чим сильніші основні властивості оксиду металу, тим вище температура розкладання відповідного карбонату. Алюміній карбонат Al₂(CO₃)₃ навіть при кімнатній температурі.

При підкисленні розчинів карбонатів або при обробці твердих карбонатів сильними кислотами нестійка у вільному вигляді карбонова кислота виділяється у вигляді відповідного їй оксиду CO₂, наприклад:

Na₂CO₃ + 2HCl = 2NaCl + H₂O + CO₂

CaCO₃ + 2HNO₃ = Ca(NO₃)₂ + H₂O + CO₂

Спосіб виявлення карбонатів заснований на обробці їх сильною кислотою і подальшому пропущенні відпрацьованих газів через баритову воду.

Карбіди

Карбіди – це сполуки карбону з більш електро-позитивними елементами, які мають більш виражені металічні властивості ніж карбон. Існують карбіди, які при гідролізі чистою або підкисленою водою утворюють вуглеводні. Наприклад, кальцій карбід CaC₂ виділяє етін C₂H₂, алюміній карбід Al₄C₃ при взаємодії з водою утворює метан CH₄:

CaC₂ + 2H₃O⁺ = Ca²⁺ + 2H₂O + C₂H₂

Al₄C₃ + 12H₂O = 4Al(OH)₃ + 3CH₄

Відомі вибухонебезпечні, термічно малостійкі карбіди, такі як арґентум карбід Ag₂C₂ (аргентум ацетиленід), купрум(I) карбід Cu₂C₂ (купрум(I) ацетиленід); при найменшій детонації (різкий звук, удар поблизу) ці речовини розкладаються на метал і вугілля з вибухом. Особливою твердістю відрізняються бор карбід B₄C, силіцій(IV) карбід SiC, вольфрам(II) карбід W₂C. Ферум карбід Fe₃C (цементит) є компонентом залізовуглецевих сплавів (сталь, чавун).

Похідні карбонової кислоти.

Фосген (карбон оксид-дихлорид) CCl₂O – безбарвний газ із слабким запахом сіна, з температурою кипіння +8*С. Дуже отруйний! В першу світову війну використовувався державами проти людей, як задушлива отруйна речовина. Отримують з CO і Cl₂. Застосовують в синтезі поліуретанів.

Сірковуглець (карбон дисульфід) CS₂ – тіопохідна карбон діоксиду. Отримують з метану (природного газу) обробкою парою сірки при 600*С за участю каталізатора:

CH₄ + 4S = CS₂ + 2H₂S

або з продукту напівкоксування бурого вугілля і пароподібної сірки при 900*С:

C + 2S = CS₂

Являє собою безбарвну рідину з запахом редьки або прілого сіна. Температура плавлення -109*С, температура кипіння 46*С, дуже швидко випаровується вже при кімнатній температурі. Не розчинний у воді. Розчиняє жири, смоли, каучук, фосфор, сірку, йод. Отруйний.

Сірковуглець сильно горить, при підпалюванні на повітрі (горить блакитним полум’ям) утворює сульфур діоксид і карбон діоксид:

CS₂ + 3O₂ = 2SO₂ + CO₂

При нестачі повітря виходить вільна сірка. При дії спиртового розчину калій гідроксиду утворюється калій ксантогенат:

C₂H₅OH + KOH + CS₂ = SC(OC₂H₅)(SK) + H₂O

Застосовують для отримання віскозного волокна, флотоагентів (ксантогенати), тетрахлорметана, для дезінфекції грунту.

Карбон оксид-сульфід COS – неповна тіопохідна карбонової кислоти. Безбарвний займистий газ без запаху, з температурою кипіння -50,2*С. Утворюється як побічний продукт у виробництві синтез-газу.

Карбамід (сечовина) CO(NH₂)₂ – діамід карбонової кислоти.

Моноамідпохідна OHCONH₂ карбамінової кислоти – у вільному стані не отримана, але відомі її ефіри – уретани складу ORCONH₂, де R – вуглеводневий радикал.

Карбамід був виявлений в сечі, вперше синтезований в 1828 році (Велер, Німеччина) відповідно до реакції перегрупування амоній цианата при нагріванні:

NH₄OCN → CO(NH₂)₂

Ця реакція стала історично першим синтезом органічної сполуки з неорганічного реагенту.

Карбамід отримують з амоніаку і карбон діоксиду при 150-200*С і 10-20 МПа, реакція протікає в рідкій фазі:

2NH₃ + CO₂ = CO(NH₂)₂ + H₂O

Після зниження тиску суміш карбаміду і води випаровується; утворюється розплавлений карбамід, який гранулюють, а невикористані реагенти повертають у виробничий цикл.

Карбамід – це безбарвна кристалічна речовина без запаху, з гірким смаком, з температурою плавлення 133*С. Карбамід добре розчинний у воді і етанолі, водний розчин карбаміду має нейтральне середовище, але утворює солі (типу амонієвих) з сильними кислотами, наприклад малорозчинний (H₂N-CO-NH₃⁺)(NO₃^–) нітрат уронія. Карбамід при нагріванні спочатку переходить в біурет H₂N-CO-NH-CO-NH₂, а потім при 350-400*С – в меламін. З нерозгалуженими алканами (від C10) карбамід утворює кристалічні клатрати.

Клатрати – це сполуки включення – утворюються при включенні молекул певного розміру однієї речовини, наприклад нерозгалужених алканів, в регулярні порожнечі кристалічної решітки іншої речовини, наприклад карбаміду, без формування між ними міцних ковалентних зв’язків.

Карбамід застосовують як азотне добриво і добавки в корми, для отримання меламіно і карбамідних смол, для виділення з вуглеводневих сумішей і нафти нерозгалужених алканів (з C10 і більше), які використовуються для виробництва миючих засобів.

Карбамід – кінцевий продукт білкового обміну у людей і ссавців; людина щодня виділяє 25-30 грам карбаміду. В рубцях (частина предшлунка) деяких рослиноїдних тварин введений з кормом карбамід за допомогою бактерій мікрофлори перетворюється в власні білки тварин; добова доза карбаміду 20-25 грам на 100 кілограм живої ваги тварини.

Ціан і його похідні

Ціан, точніше диціан, C₂N₂ (N≡C-C≡N) – безбарвний газ з температурою кипіння -21,4*С. Отруйний. Утворюється при нагріванні меркурій(II) ціаніду Hg(CN)₂. Згорає червоно-фіолетовим полум’ям, при цьому розвивається дуже висока температура (з O₂ при нормальному тиску температура полум’я досягає 4500*С):

C₂N₂ + 2O₂ = 2CO₂ + N₂

Ще більш високу (і найвищу) температуру полум’я можна отримати при згорянні тетракарбон дінітріда (діціаноетіна) C₄N₂, N≡C-C≡C-C≡N. При згорянні цієї сполуки в озоні O₃ при 4 МПа температура досягає майже 6000*С.

Ціан можна назвати “псевдогалогеном”, а сполуки ціану – “псевдогалогенідамі”, оскільки ціанід-іон CN^– і галогенид-іони дуже схожі за властивостями.

Гідроген ціанід HCN – безбарвна рідина з характерним запахом гіркого мигдалю, має температуру плавлення 26*С. Надзвичайно отруйний! Смертельна доза 50 мг HCN, тривалість дії – кілька секунд, гідроген ціанід блокує дихальні ферменти і викликає задуху. Гідроген ціанід добре розчинний у воді. Водний розчин HCN називають ціанідна кислота (синильна кислота); кислотні властивості HCN виражені слабо.

У лабораторії HCN отримують з ціанідів відповідно до реакції обміну з сильними кислотами; технічне отримання засноване на взаємодії метану з аміаком в присутності повітря за участю платино-родієвого каталізатора при 800-1000*С (спосіб Андрусова):

CH₄ + NH₃ = HCN + 3H₂

Реакція ендотермічна; необхідну теплоту надає водень, який утворюється в процесі реакції, згорає і нагріває реакційну суміш.

Гідроген ціанід – проміжний продукт у виробництві органічного скла і поліакрилонітрильних волокон, а також деяких отрутохімікатів. HCN приєднується до ненасичених органічних сполук, таких як альдегіди і кетони, з утворенням нітрилів, які омиляются і переходять в карбонові кислоти.

Ціаніди – солі гідроген ціаніда, наприклад натрій ціанід NaCN і калій ціанід KCN. Ціаніди лужних елементів добре розчинні у воді. Дуже отруйні (смертельна доза 150 мг)! При зберіганні у вологому повітрі переходять в карбонати з виділенням гідроген ціаніду:

2KCN + H₂O + CO₂ = K₂CO₃ + 2HCN

як наслідок, атмосфера місць зберігання ціанідів лужних елементів може бути небезпечно отруйна. Застосовують ціаніди натрію та калію для приготування гальванічних електролітів, для виділення золота і срібла ціанідно-лужними способами, для отримання синильної кислоти, а також червоної кров’яної солі, берлінської блакиті і інших ціанокомплексів.

Поширені комплексні ціаніди:

K₄[Fe(CN)₆] – калій гексаціаноферат(II), жовта кров’яна сіль

K₃[Fe(CN)₆] – калій гексаціаноферат(III), червона кров’яна сіль

KFe^+III[Fe^+II(CN)₆] – калій-ферум(III) гексаціаноферат(II), розчинна берлінська лазур (турнбулева синь)

Fe^+III4[Fe^+II(CN)₆]₃ – ферум(III) гексаціаноферат(II), нерозчинна берлінська лазур

Na₂[Fe(NO⁺)(CN)₅] – натрій пентаціанонітрозілійферат(II), натрій нітропрусид

В гальванотехніці використовують:

Na₂[Cu(CN)₄] – натрій тетраціанокупрат(I)

Na₂[Zn(CN)₄] – натрій тетраціаноцінкат(II)

Na₂[Cd(CN)₄] – натрій тетраціанокадмат(II)

K[Ag(CN)₂] – калій диціаноаргентат(I)

K[Au(CN)₂] – калій діціаноаурат(I)

З інших сполук ціану практичне значення мають ціанова кислота HOCN і її солі – ціанати; гримуча кислота HCNO і її солі – фульмінати, наприклад Hg(CNO)₂ – меркурій(II) фульмінат, який використовується в якості детонатора; ціанамід NH₂CN (N≡C-NH₂), кальцій ціанамід CaCN₂ і диціандиамід NH=C(NH₂)-NH-C≡N – ця сполука і NH₂CN використовуються у виробництві амінопластів.

Тіоціан і його похідні

Тіоціан, точніше біс(тіоціан), (NCS)₂(NCS-SCN) – білі кристали. За властивостями є аналогом галогенів, але дуже нестійкий. Застаріла назва діродан.

Гідроген тіоціанат HNCS (стара назва роданістовднева кислота) отримують при кип’ятінні розчинів ціанідів з сіркою:

KCN + S = KNCS

Утворює солі – тіоціанати (роданіди).

Калій тіоціанат KNCS – біла кристалічна речовина. Реагент на іони Fe³⁺, з якими утворює тіоціанатний комплекс ферум(III), зокрема нейтральний ферум(III) тіоціанат Fe(NCS)₃ – має інтенсивне червоне забарвлення.

---