Eisen(III)-thiocyanat
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| Allgemeines | ||||||||||||||||
| Name | Eisen(III)-thiocyanat | |||||||||||||||
| Andere Namen |
Eisen(III)-rhodanid | |||||||||||||||
| Summenformel | Fe(SCN)3 | |||||||||||||||
| Kurzbeschreibung |
blutrote Kristalle[1] | |||||||||||||||
| Externe Identifikatoren/Datenbanken | ||||||||||||||||
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| Eigenschaften | ||||||||||||||||
| Molare Masse | 230,09 g·mol−1 | |||||||||||||||
| Aggregatzustand |
fest | |||||||||||||||
| Sicherheitshinweise | ||||||||||||||||
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| Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen. | ||||||||||||||||
Eisen(III)-thiocyanat ist eine chemische Verbindung. Sie kann wasserfrei in Form von violettfarbenen Kristallen Fe(SCN)3 oder Trihydrat Fe(SCN)3·3 H2O isoliert werden. In wässriger Lösung bilden die Eisen(III)- mit den Thiocyanat-ionen (SCN−) blutrote, oktaedrische Komplexe.
Komplexe des Eisen(III)[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]
In wässriger Lösung liegen folgende sechs High-Spin[3]-Komplexe vor:
![{\displaystyle \!\ \mathrm {[Fe(SCN)(H_{2}O)_{5}]^{2+}} }](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/41cf58f229088ce1c439d33311b35094eb4426d1)
![{\displaystyle \!\ \mathrm {[Fe(SCN)_{2}(H_{2}O)_{4}]^{+}} }](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/36bb6f63033660af64c3517a09cc852fa46ef59f)
![{\displaystyle \!\ \mathrm {[Fe(SCN)_{3}(H_{2}O)_{3}]} }](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/f274f52cfd8f635c6aea4d79cd1b1725daf06719)
![{\displaystyle \!\ \mathrm {[Fe(SCN)_{4}(H_{2}O)_{2}]^{-}} }](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/29b378a4f2eadabed312f55ea52052a1a48fecbd)
![{\displaystyle \!\ \mathrm {[Fe(SCN)_{5}(H_{2}O)]^{2-}} }](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/ac5225eca2c3d27a51339d8b957e76601069500e)
![{\displaystyle \!\ \mathrm {[Fe(SCN)_{6}]^{3-}} }](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/72c66f96bff65abe90b0474a6f14569eba6e3377)
Die am häufigsten vertretenen oktaedrischen Komplexe[4] besitzen aufgrund ihrer Charge-Transfer-Eigenschaft eine blutrote Farbe, man bezeichnet sie deshalb auch als Charge-Transfer-Komplexe.[5] Wegen ihrer intensiven Färbungen finden sie Anwendung in der Analytischen Chemie.
Die high-spin d5-Elektronenkonfiguration liefert keine Ligandenstabilisierungsenergie, weshalb keine Komplexgeometrie bevorzugt wird, sofern andere Einflüsse unverändert bleiben. So erklärt sich die Vielfältigkeit der Stereochemie des Eisen(III).[6]
Gewinnung[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]
Eisen(III)-thiocyanat wird aus einer Reaktion von Eisen(III)-sulfat mit Bariumthiocyanat gewonnen. Hierbei fällt Bariumsulfat aus. In der Lösung verbleibt das Fe(SCN)3.
Analytische Verwendung[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]
-Ionen_und_Thiocyanat.JPG)
In der Analytischen Chemie werden diese Komplexe verwendet, um Eisen(III)-Ionen nachzuweisen. Gibt man zu einer Lösung, welche Eisen(III)-Ionen enthält, SCN−-Ionen (z. B. durch die Zugabe von Kaliumthiocyanat), so stellt sich umgehend eine blutrote Färbung ein. Die Eisen(III)-Ionen liegen nun als Eisen(III)-Komplexe vor.
Um sicherzustellen, dass es sich wirklich um Eisen(III)-Ionen handelt, tropft man Fluoridionen zu und die Lösung entfärbt sich. Die SCN−-Ionen wurden mit den F−-Ionen ausgetauscht. Der so entstandene, stabilere [FeF5(H2O)]2−-Komplex ist farblos. Auch Oxalat-Ionen können eine Fe(SCN)3-Lösung durch Bildung des (gelblichen) [Fe(C2O4)3]3−-Komplexes entfärben.
Literatur[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]
- Riedel, Janiak: Anorganische Chemie, 7. Auflage, de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-018903-2.
Einzelnachweise[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]
- ↑ Eintrag zu Eisen(III)-thiocyanat. In: Römpp Online. Georg Thieme Verlag, abgerufen am 29. Dezember 2014.
- ↑ Dieser Stoff wurde in Bezug auf seine Gefährlichkeit entweder noch nicht eingestuft oder eine verlässliche und zitierfähige Quelle hierzu wurde noch nicht gefunden.
- ↑ Riedel, Janiak: Anorganische Chemie, 7. Auflage, de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-018903-2, S. 854.
- ↑ Holleman, Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie, 102. Auflage, 2007, S. 1659.
- ↑ Riedel, Janiak: Anorganische Chemie, 7. Auflage, de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-018903-2, S. 713.
- ↑ Holleman, Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie, 102. Auflage, 2007, S. 1660.