Żelazocyjanek potasu
| ||||||||||||||||||||||||
| ||||||||||||||||||||||||
| Ogólne informacje | ||||||||||||||||||||||||
| Wzór sumaryczny |
K | |||||||||||||||||||||||
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| Inne wzory |
K | |||||||||||||||||||||||
| Masa molowa |
368,34 g/mol | |||||||||||||||||||||||
| Wygląd |
żółte kryształy | |||||||||||||||||||||||
| Identyfikacja | ||||||||||||||||||||||||
| Numer CAS |
13943-58-3 (bezwodny) | |||||||||||||||||||||||
| PubChem |
9605257 | |||||||||||||||||||||||
| ||||||||||||||||||||||||
| ||||||||||||||||||||||||
| Podobne związki | ||||||||||||||||||||||||
| Podobne związki | ||||||||||||||||||||||||
| Jeżeli nie podano inaczej, dane dotyczą stanu standardowego (25 °C, 1000 hPa) | ||||||||||||||||||||||||
Żelazocyjanek potasu, heksacyjanożelazian(II) potasu, K
4[Fe(CN)
6] – nieorganiczny związek chemiczny z grupy żelazocyjanków, sól kompleksowa, w której atomem centralnym jest żelazo na II stopniu utlenienia, a ligandami 6 anionów cyjankowych.
Właściwości
[edytuj | edytuj kod]Z wody krystalizuje tworząc cytrynowożółte kryształy trihydratu K
4[Fe(CN)
6]·3H
2O. Nie rozpuszcza się w etanolu, jest za to dobrze rozpuszczalny w wodzie. Roztwór pod wpływem światła słonecznego powoli przebarwia się na niebiesko w wyniku powstawania błękitu pruskiego[5]. Logarytm stałej trwałości kompleksu [Fe(CN)
6] (logβ6) wynosi 24.
Sól uwodniona traci wodę w temperaturze 60–80 °C[1]. Podobnie jak inne żelazocyjanki metali alkalicznych, K
4[Fe(CN)
6] jest trwały termicznie aż do temperatury czerwonego żaru, w której ulega rozkładowi do wielu produktów[6], nie osiągając temperatury topnienia.
Pod wpływem rozcieńczonych kwasów rozkłada się z wydzieleniem cyjanowodoru[6][7]:
Stężony kwas siarkowy powoduje rozkład związku z wydzieleniem tlenku węgla[6]. Kwas azotowy 25% przekształca jony żelazocyjankowe w nitroprusydkowe, co jest podstawowym sposobem otrzymywania nitroprusydku sodu[8]:
- K
4[Fe(CN)
6] + 6HNO
3 → H
2[Fe(CN)
5NO] + 4KNO
3 + NH
4NO
3 + CO
2 - H
2[Fe(CN)
5NO] + Na
2CO
3 → Na
2[Fe(CN)
5NO] + CO
2 + H
2O
W reakcji z metalami ciężkimi tworzy nierozpuszczalne lub prawie nierozpuszczalne osady[9].
Zastosowanie
[edytuj | edytuj kod]Podstawowym zastosowaniem żelazocyjanku potasu jest produkcja niebieskich pigmentów, takich jak błękit pruski[9][a]. Duże ilości tego związku są wykorzystywane jako substancja przeciwdziałająca zbrylaniu soli kuchennej[9]. Przykładowo, w Unii Europejskiej (kod E536) jego maksymalna dozwolona zawartość w soli wynosi 20 mg/kg[10], a w Kanadzie 13 mg/kg[11]. Jego zdolność do strącania metali ciężkich wykorzystywana jest przy produkcji kwasu cytrynowego, uszlachetniania wina, galwanostegii cyny oraz w chemii analitycznej. Jest stosowany też w fotografice kolorowej i w procesie oddzielania molibdenu od miedzi[9].
W stomatologii używany jako strącalnik dla 30 lub 50% chlorku cynku używanego do impregnacji zębów mlecznych[potrzebny przypis].
Zagrożenia
[edytuj | edytuj kod]Żelazocyjanek potasu nie jest toksyczny. Dawka śmiertelna dla zwierząt wynosi ponad 3 g/kg masy ciała, np. 3,6 g/kg dla szczura (doustnie)[3], tj. w przybliżeniu tyle samo, co dla soli kuchennej (LD50 = 3,5 g/kg)[12]. Zatrucie żelazocyjankiem potasu przez jego spożycie jest trudne – w organizmie kompleksowy jon [Fe(CN)
6]4−
jest trwały, a wydzielanie jonów cyjankowych CN−
jest znikome, sam związek jest szybko wydalany z organizmu[13]. Do roku 2010 w literaturze opisany został jeden przypadek śmiertelnego zatrucia – 56-letniego emerytowanego farmaceuty, który wypił dwie szklanki roztworu tego związku[14]. Toksyczne są jednak opary cyjanowodoru, które wydzielają się w czasie reakcji żelazocyjanku potasu z kwasami[15].
Uwagi
[edytuj | edytuj kod]- ↑ W USA w tym celu stosowany jest zazwyczaj żelazocyjanek sodu – obie sole są praktycznie równoważne w większości zastosowań przemysłowych[9].
Przypisy
[edytuj | edytuj kod]- ↑ a b CRC Handbook of Chemistry and Physics, David R. Lide (red.), wyd. 83, Boca Raton: CRC Press, 2002, s. 4-51, ISBN 978-0-8493-1556-5 (ang.).
- ↑ Potassium hexacyanoferrate(II), [w:] GESTIS-Stoffdatenbank [online], Institut für Arbeitsschutz der Deutschen Gesetzlichen Unfallversicherung, ZVG: 4200 [dostęp 2018-01-27] (niem. • ang.).
- ↑ a b Heksacyjanożelazian(II) potasu, trihydrat [online], karta charakterystyki produktu Sigma-Aldrich, numer katalogowy: P3289 [dostęp 2018-11-03]. (przeczytaj, jeśli nie wyświetla się prawidłowa wersja karty charakterystyki)
- ↑ Potassium ferrocyanide, [w:] ChemIDplus [online], United States National Library of Medicine [dostęp 2023-09-13] (ang.).
- ↑ Wilhelm Segerblom, Tables of properties of over fifteen hundred common inorganic substances, Exeter, 1909, s. 6.
- ↑ a b c Philip John Durrant, Bryl Durrant, Zarys współczesnej chemii nieorganicznej, Warszawa: Państwowe Wydawnictwo Naukowe, 1965, s. 1174.
- ↑ Handbook of Preparative Inorganic Chemistry, Georg Brauer (red.), New York–London: Academic Press, 1963, s. 659.
- ↑ Janusz Supniewski, Preparatyka nieorganiczna, Panstwowe Wydawnictwo Naukowe, 1958, s. 455, OCLC 867397810.
- ↑ a b c d e Ernst Gail i inni, Cyano Compounds, Inorganic, [w:] Ullmann’s Encyclopedia of Industrial Chemistry, Weinheim: Wiley‐VCH, 2011, s. 692–693, DOI: 10.1002/14356007.a08_159.pub3 (ang.).
- ↑ Rozporządzenie Ministra Zdrowia z dnia 18 września 2008 r. w sprawie dozwolonych substancji dodatkowych, „Dziennik Ustaw Rzeczypospolitej Polskiej”, Dz.U. z 2008 r. nr 177, poz. 1094.
- ↑ List of Permitted Anticaking Agents [online], Government of Canada, 30 października 2012 [dostęp 2018-11-03] (ang. • fr.).
- ↑ Chlorek sodu [online], karta charakterystyki produktu Sigma-Aldrich, numer katalogowy: 310166 [dostęp 2018-11-03]. (przeczytaj, jeśli nie wyświetla się prawidłowa wersja karty charakterystyki)
- ↑ George D. Leikauf, Daniel R. Prows, Inorganic Compounds of Carbon, Nitrogen, and Oxygen, [w:] Patty’s Toxicology, wyd. 6, t. 1, Toxicological Issues Related to Metals and Metal Compounds, Neurotoxicology and Radiation, Compounds of Inorganic Nitrogen, Carbon, Oxygen, and Halogens, Hoboken: John Wiley & Sons, 2012, s. 990, ISBN 978-0-470-41081-3.
- ↑ Christine Payen i inni, Lethal acute poisoning with potassium ferrocyanide, „American Journal of Emergency Medicine”, 28 (5), 2010, 642.e3–642.e5, DOI: 10.1016/j.ajem.2009.09.007, PMID: 20579572 (ang.).
- ↑ F. Musshoff, K.M. Kirschbaum, B. Madea, An uncommon case of a suicide with inhalation of hydrogen cyanide, „Forensic Science International”, 204 (1–3), 2011, s. e4–e7, DOI: 10.1016/j.forsciint.2010.05.012, PMID: 20541881 (ang.).
