Kaliumhexacyanoferrat(II)

Den aktuella versionen av sidan har ännu inte granskats av erfarna bidragsgivare och kan skilja sig väsentligt från versionen som granskades den 26 mars 2022; kontroller kräver 2 redigeringar .

Hexacyanoferrat (II) kalium

Allmän

Systematiskt
namn

Hexacyanoferrat (II) kalium

Chem. formel

C 6 N 6 FeK 4

Råtta. formel

K 4 [Fe(CN) 6 ]

Fysikaliska egenskaper

stat

vattenfria - färglösa kristaller, trihydrat - ljusgula kristaller

Molar massa

368,35 g/ mol

Densitet

trihydrat 1,85 g/cm³

Termiska egenskaper

Temperatur

• smältning

+69…+71 °C

• nedbrytning

~650 °C

Klassificering

237-722-2

[C-]#N.[C-]#N.[C-]#N.[C-]#N.[C-]#N.[C-]#N.[K+].[K+]. [K+].[K+].[Fe+2], [C]#N.[C]#N.[C]#N.[C]#N.[C]#N.[C]#N. [Fe-4].[K+].[K+].[K+].[K+]

InChI

InChI=1S/6CN.Fe.4K/c6*1-2;;;;;/q6*-1;+2;4*+1, InChI=1S/6CN.Fe.4K/c6*1-2; ;;;;/q;;;;;;-4;4*+1XOGGUFAVLNCTRS-UHFFFAOYSA-N, OCPOWIWGGAATRP-UHFFFAOYSA-N

CHEBI

Säkerhet

Kort karaktär. fara (H)

H412 , EUH032

säkerhetsåtgärder. (P)

P273 , P260

NFPA 704

0 ett 0

Data baseras på standardförhållanden (25 °C, 100 kPa) om inget annat anges.

Mediafiler på Wikimedia Commons

Kaliumhexacyanoferrat (II) ( kaliumjärncyanid , kaliumferrocyanid , kaliumhexacyanoferroat , gult blodsalt ) är en oorganisk förening från gruppen hexacyanoferrater , ett komplexsalt av kompositionen innehållande tvåvärt järn i anjonen , frigjort från en vattenlösning i formen av ett kristallint hydrat . ${\ce {K4[Fe(CN)6]}}$ ${\ce {K4[Fe(CN)6].3H2O))$

Upptäcktshistorik

År 1752 upptäckte Macer att när preussisk blått kokas med en lösning av alkali ( kaustikalkali ), försvinner dess blå färg och en gul substans passerar in i lösningen. Studier av Berthollet (1787), Gay-Lussac och Berzelius (1819) visade att detta ämne innehåller kalium , järn (II) och cyanvätesyrarester ; först förväxlades det med ett dubbelsalt . Därefter, genom ansträngningar av Gmelin , Gay-Lussac och Liebig , visade det sig att detta är kaliumsaltet av järnsyra [1] .

Namn

Förutom "gult blodsalt" finns även följande trivialnamn noterade i ESBE [1] :

gul blå-kali,
gult salt,
blodsalt.

Namnet "gult blodsalt" kom av att det tidigare erhållits genom att kalcinera slaktavfall (innehållande blod) med kaliumklorid och järnspån. Detta, liksom den gula färgen på kristallerna, bestämde namnet på föreningen [2] .

Får

För närvarande, inom industrin, erhålls det från avfallsmassan efter gasrening vid gasanläggningar (innehåller cyanidföreningar); denna massa behandlas med en suspension av Ca(OH) 2 ; filtratet innehållande Ca2 [ Fe(CN) 6 ] bearbetas genom att successivt tillsätta först KCl och sedan K2CO3 .

Det kan också erhållas genom att reagera en FeS- suspension med en vattenlösning av KCN. Reaktionen kan representeras av följande schema:

1. Kaliumcyanid omvandlar järn(II)hexacyanoferrat(II) till en vit fällning: ${\ce {Fe^2+))$

{\ce {3Fe^2+ + 6CN- -> Fe2[Fe(CN)6]v))

(och inte till järn(II)cyanid , som tidigare trott, vilket följer av interaktionen av denna fällning med alkali:) [ 2] . ${\ce {Fe2[Fe(CN)6] + 4KOH -> 2Fe(OH)2v + K4[Fe(CN)6]}}$

2. Fällningen löser sig sedan i överskott av KCN och bildar "gult blodsalt":

{\ce {Fe2[Fe(CN)6] + 4KCN -> K4[Fe(CN)6] + 2Fe(CN)2))

Fysikaliska och kemiska egenskaper

Ljusgula kristaller med ett tetragonalt ( rombiska och monokliniska modifieringar finns också) gitter, som existerar i form av ett trihydrat [3] . Densitet 1,853 g/cm³ vid +17 °C. ${\ce {K4[Fe(CN)6].3H2O))$

Löslighet i vatten 35,8 g/100 g vid +25 °C, den minskar i närvaro av ammoniak eller andra kaliumsalter. Det är olösligt i absolut alkohol , men lösligt i blandningar av alkohol med vatten. Något löslig i metanol (0,024 mol/l), praktiskt taget olöslig i eter , pyridin , anilin , etylacetat , flytande klor och ammoniak [3] .

Kaliumhexacyanoferrat(II) är diamagnetiskt , vid låga temperaturer är det ett ferroelektriskt [3] .

Över +120 °C (enligt andra källor, över +87,3 °C ) förvandlas till ett vattenfritt salt med en densitet på 1,935 g/cm³. Över 650 °C sönderdelas [2] :

{\ce {3K4[Fe(CN)6] ->[t] Fe3C + 5C + 3N2 + 12KCN))

Vid reaktionen med koncentrerad saltsyra frigörs en vit fällning av ferrocyssinsyra ( ) [2] . ${\ce {H4[Fe(CN)6]}}$

Det reagerar med koncentrerad svavelsyra enligt ekvationen:

{\ce {K4[Fe(CN)6] + 6H2SO4 + 6H2O ->[t] 2K2SO4 + FeSO4 + 3(NH4)2SO4 + 6CO))

Denna metod kan användas i laboratoriet för att producera kolmonoxid .

Med metallsalter i oxidationstillståndet +2 och +3 bildar den svårlösliga föreningar av hexacyanoferrater (II) .

${\ce {K4[Fe(CN)6] + 2CuSO4 -> Cu2[Fe(CN)6] + 2K2SO4))$

I vattenlösningar oxideras det av klor och andra oxidationsmedel, såsom väteperoxid till kaliumhexacyanoferrat(III) :

{\ce {2K4[Fe(CN)6] + H2O2 + 2HCl -> 2K3[Fe(CN)6] + 2KCl + 2H2O))

Anjonen är mycket stark (dess instabilitetskonstant , enligt olika källor [2] [4] , är från 4⋅10 -36 till 1⋅10 -35 ), sönderdelas inte med vare sig alkalier eller syror och är resistent mot luft ; därför, med "traditionella" reagenser, ger lösningar av hexacyanoferrater(II) inga reaktioner vare sig på eller till [2] . Det är emellertid fortfarande möjligt att förstöra detta komplex dissociativt och detektera närvaron av järnhaltigt järn i det genom att samtidigt binda både järn och cyanid till separata stabila komplex; till exempel genom att behandla en lösning av hexacyanoferrat(II) med en blandning av a,a'-dipyridyl och kvicksilverklorid . I detta fall uppträder en röd färg på grund av bildandet av ett komplex med α,α'-dipyridyl med samtidig bindning av cyanid i formen [5] . ${\ce {[Fe(CN)6]^4-}}$ ${\ce {Fe^2+))$ ${\ce {CN-))$ ${\ce {Fe^2+))$ ${\ce {Hg(CN)2))$

Toxicitet

Ett neutralt ämne, eftersom anjonen (se ovan) inte sönderdelas i vatten och inuti människokroppen. Den dödliga dosen ( LD50 ) för råttor när den tas oralt är 6400 mg/kg [6] .

Applikation

Det används vid tillverkning av pigment , silkesfärgning , vid framställning av cyanidföreningar, ferriter , färgat papper, som en komponent i inhiberande beläggningar och vid cyanidering av stål , för isolering och bortskaffande av radioaktivt cesium .

I livsmedelsindustrin är kaliumferrocyanid registrerad som livsmedelstillsats E536 , vilket förhindrar att det klumpas ihop och klumpar sig. Det används som tillsats till bordssalt. I Ryska federationen används det i stor utsträckning vid tillverkning av mat - salt, ostmassaprodukter, vid vinframställning och andra saker.

Kaliumhexacyanoferrat(II) används i analytisk kemi som ett reagens för detektion av vissa katjoner:

1 ${\ce {Fe^3+))$ .: en lätt löslig blå fällning av " preussisk blå " bildas:

{\ce {Fe^{III}Cl3 + K4[Fe^{II}(CN)6] -> KFe^{III}[Fe^{II}(CN)6] + 3KCl))

eller i jonform

{\ce {Fe^3+ + [Fe(CN)6]^4- -> Fe[Fe(CN)6]-}}

Det resulterande kalium-järn(III)hexacyanoferrat(II) är svagt lösligt (med bildandet av en kolloidal lösning), därför kallas det "lösligt preussiskt blått" .

2. ${\ce {Zn^2+))$ : en vit fällning av zink-kaliumhexacyanoferrat(II) bildas [7] :

{\ce {3ZnCl2 + 2K4[Fe^{II}(CN)6] -> K2Zn3[Fe(CN)6]2v + 6KCl))

eller i jonform

{\ce {3Zn^2+ + 2K+ + 2[Fe(CN)6]^4- -> K2Zn3[Fe(CN)6]2v))

3. ${\ce {Cu^2+))$ : en rödbrun fällning av koppar(II)hexacyanoferrat(II) fälls ut från neutrala eller svagt sura lösningar:

{\ce {2CuCl2 + K4[Fe^{II}(CN)6] -> Cu2[Fe(CN)6]v + 4KCl))

eller i jonform

{\ce {2Cu^2+ + [Fe(CN)6]^4- -> Cu2[Fe(CN)6]v))

Kan användas för att få cyanväte:

{\ce {K4[Fe(CN)6] + 2H2SO4 -> H4[Fe(CN)6] + 2K2SO4))

{\ce {3H4[Fe(CN)6] -> Fe3C + 5C + 3N2 + 12HCN))

Mnemonisk regel

För att komma ihåg formeln för gult blodsalt och inte förväxla det med rött blodsalt , finns det mnemoniska regler : ${\ce {K4[Fe(CN)6]}}$ ${\ce {K3[Fe(CN)6],}}$

Antalet kaliumatomer motsvarar antalet bokstäver i de engelska namnen på salter: "gold" - 4 bokstäver, det vill säga 4 kaliumatomer - gult blodsalt . "Röd" - 3 bokstäver, det vill säga 3 kaliumatomer - rött blodsalt - . ${\ce {K4[Fe(CN)6]}}$ ${\ce {K3[Fe(CN)6]}}$

Anteckningar

↑ 1 2 Gult eller blodalkaliskt salt // Encyclopedic Dictionary of Brockhaus and Efron : i 86 volymer (82 volymer och ytterligare 4). - St Petersburg. 1890-1907.
↑ 1 2 3 4 5 6 Nekrasov B.V. Grunderna i allmän kemi. - M. , 1973. - T. 2. - S. 360.
↑ 1 2 3 Tananaev, 1971 , sid. 38-39.
↑ Tananaev, 1971 , sid. 5.
↑ F. Feigl, W. Anger. Droppanalys av oorganiska ämnen. - 1976. - T. 1. - S. 242.
↑ KALIUMFERROCYANID . hazard.com. Tillträdesdatum: 16 januari 2016. Arkiverad från originalet 21 november 2015. (obestämd)
↑ Analytiska metoder för bestämning av zink . Hämtad 14 oktober 2010. Arkiverad från originalet 19 maj 2016. (obestämd)

Litteratur

Tananaev I.V. och annan kemi av ferrocyanider. - M. , 1971.

Hexacyanoferrater
Hexacyanoferroater [Fe(CN) 6 ] 4–	ammonium barium järn(II) järn(III) kalium kalcium kobolt magnesium mangan koppar(II) natrium nickel tenn leda strontium tallium zink syra järnhaltig H 4 [Fe(CN) 6 ]
Hexacyanoferriater [Fe(CN) 6 ] 3–	järn(II) järn(II,III) kalium kalcium kobolt koppar(I) natrium neodym(III) tenn leda syra järn-cyanid H 3 [Fe(CN) 6 ]