stringtranslate.com

Ферроцианид калия

Гексацианоферрат(II) калия — неорганическое соединение с формулой K4 [ Fe(CN) 6 ]· 3H2O . Это калиевая соль координационного комплекса [Fe(CN) 6 ] 4− . Эта соль образует лимонно-желтые моноклинные кристаллы .

Синтез

В 1752 году французский химик Пьер Жозеф Маккер (1718–1784) впервые сообщил о получении гексацианоферрата(II) калия, который он получил путем реакции берлинской лазури (ферроцианида железа(III)) с гидроксидом калия . [4] [5]

Современное производство

Гексацианоферрат(II) калия производится в промышленных масштабах из цианида водорода , хлорида железа(II) и гидроксида кальция , сочетание которых дает Ca2 [ Fe(CN) 6 ]·11H2O . Затем этот раствор обрабатывают солями калия для осаждения смешанной кальциево-калиевой соли CaK2 [ Fe(CN) 6 ], которая в свою очередь обрабатывают карбонатом калия для получения тетракалиевой соли. [6]

Историческое производство

Исторически соединение производилось из азотистого органического материала, железных опилок и карбоната калия. [7] Обычными источниками азота и углерода были торрифигированный рог, кожаные отходы, субпродукты или высушенная кровь. Его также получали в коммерческих целях из отработанного оксида газовых заводов (очистка городского газа от цианистого водорода).

Химические реакции

Обработка гексацианоферрата(II) калия азотной кислотой дает H2 [ Fe(NO)(CN) 5 ]. После нейтрализации этого промежуточного продукта карбонатом натрия можно селективно кристаллизовать красные кристаллы нитропруссида натрия . [8]

При обработке газообразным хлором гексацианоферрат(II) калия превращается в гексацианоферрат(III) калия :

2К4 [Fe(CN) 6 ] + Cl2 → 2К3 [ Fe (CN) 6 ] + 2KCl

Эту реакцию можно использовать для удаления гексацианоферрата(II) калия из раствора. [ необходима цитата ]

Известная реакция включает обработку солями железа, чтобы получить берлинскую лазурь . С составом FeIII
4[ФеII
( КН )
6]
3Этот нерастворимый, но насыщенно окрашенный материал — синий цвет светокопий .

Приложения

Гексацианоферрат(II) калия находит множество нишевых применений в промышленности. Он и родственная ему натриевая соль широко используются в качестве антислеживающих агентов как для дорожной соли, так и для столовой соли. Гексацианоферраты(II) калия и натрия также используются при очистке олова и отделении меди от молибденовых руд. Гексацианоферрат(II) калия используется в производстве вина и лимонной кислоты. [6]

В ЕС гексацианоферраты (II) (E 535–538) с 2017 года разрешены только в двух категориях пищевых продуктов в качестве солевых добавок.

Его также можно использовать в кормах для животных. [9]

В лаборатории гексацианоферрат(II) калия используется для определения концентрации перманганата калия , соединения, часто используемого в титрованиях на основе окислительно-восстановительных реакций. Гексацианоферрат(II) калия используется в смеси с феррицианидом калия и фосфатным буферным раствором для обеспечения буфера для бета-галактозидазы , которая используется для расщепления X-Gal , давая ярко-синюю визуализацию, где антитело (или другая молекула), конъюгированное с Beta-gal, связывается со своей целью. При реакции с Fe(3) он дает цвет берлинской лазури. Таким образом, он используется в качестве идентифицирующего реагента для железа в лабораториях.

Гексацианоферрат(II) калия можно использовать в качестве удобрения для растений. [ необходима цитата ]

До 1900 года, до изобретения процесса Кастнера , гексацианоферрат(II) калия был наиболее важным источником цианидов щелочных металлов . [6] В этом историческом процессе цианид калия получали путем разложения гексацианоферрата(II) калия: [7]

К 4 [Fe(CN) 6 ] → 4 KCN + FeC 2 + N 2

Структура

Как и другие цианиды металлов, твердый гексацианоферрат(II) калия, как в виде гидрата, так и в виде безводных солей, имеет сложную полимерную структуру. Полимер состоит из октаэдрических [Fe(CN) 6 ] 4− центров, сшитых ионами K + , которые связаны с лигандами CN . [10] Связи K + ---NC разрываются, когда твердое вещество растворяется в воде. [ требуется пояснение ] [ требуется цитата ]

Токсичность

Токсичность для крыс низкая, смертельная доза (LD 50 ) составляет 6400 мг/кг. [2] [ необходим лучший источник ] Почки являются органом токсичности ферроцианида. [11]

Смотрите также

Ссылки

  1. ↑ Пятьсот полезных и забавных опытов в химии, искусствах и производствах: с наблюдениями над используемыми свойствами и их применением в полезных целях. Томас Тегг. 1825.
  2. ^ ab "Номер паспорта безопасности ферроцианида калия: P5763 - Дата вступления в силу: 08.12.96". JT Baker Inc. Архивировано из оригинала 21.11.2015 . Получено 08.04.2012 .
  3. ^ https://chem.nlm.nih.gov/chemidplus/rn/13943-58-3 [ мертвая ссылка ]
  4. ^ Маккер (1752). «Éxamen chymique de bleu de Prusse» [Химическое исследование берлинской лазури]. Histoire de l'Académie Royale des Sciences…, § Mémoires de l'Académie Royale des Sciences (на французском языке): 60–77. Со стр. 63-64: «После того, как я начну эссе, я не смогу разложить le bleu de Prusse par les acides,… n'avoit plus qu'une couleur jaune un peu rousse». (После безуспешных попыток разложить берлинскую лазурь кислотами я прибегнул к щелочам. Я поместил пол-унции этой [берлинской] лазури в колбу и вылил на нее десять унций раствора селитры, зафиксированной винным камнем [ т. е. нитрат калия ( нитрат селитры ), который смешивают с сырым винным камнем , а затем поджигают, получая карбонат калия]. Как только эти два вещества смешались, я с удивлением увидел, что без помощи тепла синий цвет совершенно исчез; порошок [т. е. осадок] на дне колбы имел лишь довольно серый цвет: поставив этот сосуд на песчаную баню , чтобы нагреть раствор до кипения, этот серый цвет также совершенно исчез, и (Все, что содержалось в колбе, как порошок [т. е. осадок], так и раствор, имело только желтый цвет [который был] немного красным.)
  5. ^ Манро, Чарльз Э.; Чатард, Томас М. (1902). «Производство: химикаты и смежные продукты». Двенадцатая перепись населения Соединенных Штатов: Бюллетени (210): 1–306.; см. стр. 31.
  6. ^ abc Gail, E.; Gos, S.; Kulzer, R.; Lorösch, J.; Rubo, A.; Sauer, M.; Kellens, R.; Reddy, J.; Steier, N.; Hasenpusch, W. (октябрь 2011 г.). "Цианосоединения, неорганические". Энциклопедия промышленной химии Ульмана . Weinheim: Wiley-VCH. doi :10.1002/14356007.a08_159.pub3. ISBN 978-3527306732.
  7. ^ ab Фон Вагнер, Рудольф (1897). Руководство по химической технологии. Нью-Йорк: D. Appleton & Co. стр. 474 и 477.
  8. ^ Seel, F. (1965). "Нитрозилцианоферрат натрия". В Brauer, G. (ред.). Handbook of Preparative Inorganic Chemistry . Vol. 2 (2nd ed.). New York: Academic Press. p. 1768. LCCN  63-14307. Архивировано из оригинала 2010-03-07 . Получено 2017-09-10 .
  9. ^ "EuSalt Expert Meeting on E 535 and E 536 as Feed Additives". EUSalt. Архивировано из оригинала 2019-05-12 . Получено 2018-12-06 .
  10. ^ Willans, Mathew J.; Wasylishen, Roderick E.; McDonald, Robert (2009-05-18). "Полиморфизм тригидрата ферроцианида калия, изученный с помощью твердотельной многоядерной ЯМР-спектроскопии и рентгеновской дифракции". Неорганическая химия . 48 (10): 4342–4353. doi :10.1021/ic802134j. ISSN  0020-1669. PMID  19425611.
  11. ^ Питер Аггетт, Фернандо Агилар, Риккардо Кребелли, Биргит Дюземунд, Метка Филипич, Мария Хосе Фрутос, Пьер Гальтье, Дэвид Готт, Урсула Гундерт-Реми, Гюнтер Георг Кунле, Клод Ламбре, Жан-Шарль Леблан, Ингер Тереза ​​Лиллегард, Питер Молдеус, Алисия Мортенсен, Агнета Оскарссон, Иван Станкович, Ине Валкенс-Берендсен, Рудольф Антониус Воутерсен, Мэтью Райт и Мэгед Юнес. (2018). «Переоценка ферроцианида натрия (Е 535), ферроцианида калия (Е 536) и ферроцианида кальция (Е 538) в качестве пищевых добавок». Журнал EFSA . 16 (7): 5374. doi : 10.2903/j.efsa.2018.5374 . PMC 7009536. PMID 32626000  . {{cite journal}}: CS1 maint: несколько имен: список авторов ( ссылка )
  12. ^ Kosugi, Nobuhiro; Yokoyama, Toshihiko; Kuroda, Haruo (май 1986). "Поляризационная зависимость XANES квадратно-плоского иона Ni(CN)2−4. Сравнение с октаэдрическими ионами Fe(CN)4−6 и Fe(CN)3−6". Chemical Physics . 104 (3): 449–453. doi :10.1016/0301-0104(86)85034-0. ISSN  0301-0104.

Внешние ссылки