Kaliumthiocyanat

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Strukturformel
Kaliumion Thiocyanation
Allgemeines
Name Kaliumthiocyanat
Andere Namen

Kaliumrhodanid

Summenformel KSCN
CAS-Nummer 333-20-0
Kurzbeschreibung

zerfließliche, hygroskopische Kristalle[1]

Eigenschaften
Molare Masse 97,18 g·mol−1
Aggregatzustand

fest

Dichte

1,89 g·cm−3[2]

Schmelzpunkt

175 °C [2]

Siedepunkt

Zersetzung: 500 °C[2]

Dampfdruck

< 1 hPa (20 °C)[3]

Löslichkeit

gut löslich in Wasser (208 g·l−1 bei 20 °C)[3]

Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung [2]
07 – Achtung

Achtung

H- und P-Sätze H: 302+312+332​‐​412
EUH: 032
P: 273​‐​302+352 [2]
EU-Gefahrstoffkennzeichnung [4][2]
Gesundheitsschädlich
Gesundheits-
schädlich
(Xn)
R- und S-Sätze R: 20/21/22​‐​32​‐​52/53
S: (2)​‐​13​‐​61
Toxikologische Daten
Thermodynamische Eigenschaften
ΔHf0

−200,2 kJ/mol[5]

Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.
Vorlage:Infobox Chemikalie/Summenformelsuche vorhanden

Kaliumthiocyanat (KSCN, auch: Kaliumrhodanid) ist ein Salz der Thiocyansäure (Rhodanwasserstoffsäure).

Eigenschaften[Bearbeiten]

Kaliumthiocyanat besteht bei Raumtemperatur aus Kristallen, die an der Luft langsam zerfließen. Es löst sich sehr gut in Wasser, wobei die Lösung stark abkühlt. Die Schmelztemperatur beträgt etwa 175 °C. Die Kristalle sind in Ethanol und Aceton gut löslich.

Herstellung[Bearbeiten]

Herstellen kann man Kaliumthiocyanat durch Zusammenschmelzen von Kaliumcyanid und Schwefel oder aus Kalilauge und Ammoniumthiocyanat. Dieses wiederum erhält man aus Schwefelkohlenstoff und Ammoniak unter Druck und erhöhter Temperatur:

\mathrm{CS_2 + 2 \ NH_3 \longrightarrow NH_4SCN + H_2S}

Verwendung[Bearbeiten]

Kaliumthiocyanat dient als Nachweismittel für in wässrigen Lösungen vorliegende Fe3+-Ionen. Die Nachweisreaktion beruht auf der Bildung von Eisentrithiocyanat (Fe(SCN)3), das in wässriger Lösung blutrot ist:

\mathrm{Fe^{3+} + 3 \ SCN^- + 3 \ H_2O \longrightarrow [Fe(SCN)_3(H_2O)_3]}[6]
Eisen(III)-Ionen und Thiocyanat-Ionen reagieren in einem wässrigen Milieu zum blutrotem Eisen(III)-komplex.

Kaliumthiocyanat kann auch als Nachweisreagenz für Kupfer(II)-ionen dienen. Dazu werden Kupfer(II)-ionen mit Natriumsulfitlösung zu Kupfer(I)-ionen reduziert, die mit Thiocyanat einen farblosen Niederschlag bilden:

\mathrm{2 \ Cu^{2+} + \ SO_3^{2-} + 3 \ H_2O \longrightarrow SO_4^{2-} + 2 \ H_3O^+ \ + 2 \ Cu^+ }
\mathrm{Cu^+ + \ SCN^- \longrightarrow CuSCN_{(s)}}
Das Kupfer(I)thiocyanat ist als farbloser Niederschlag erkennbar
Cobalt(II)-thiocyanat aus Cobalt(II)-chlorid und Kaliumthiocynat (oben in Aceton, unten in Wasser)

Ebenso lassen sich Cobalt(II)-ionen mit Kaliumthiocyanat nachweisen. Hierbei entsteht in Wasser rotviolettes Cobalt(II)-thiocyanat, das bei Zugabe von Alkoholen oder Aceton blau wird.[7]

\mathrm{Co^{2+} + 2\ SCN^- \longrightarrow Co(SCN)_2}

Weitere Anwendungszwecke sind die Herstellung von Kältemischungen, Schädlingsbekämpfungsmitteln, Kunststoffen und Metallbeizen. Außerdem dient es in der Fotografie zum Tönen von Bildern.

Einzelnachweise[Bearbeiten]

  1. Kaliumthiocyanat. In: Römpp Online. Georg Thieme Verlag, abgerufen am 7. Juli 2014.
  2. a b c d e f Eintrag zu CAS-Nr. 333-20-0 in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 23. Juli 2008 (JavaScript erforderlich)
  3. a b c Datenblatt Kaliumthiocyanat (PDF) bei Merck, abgerufen am 18. Januar 2011.
  4. Seit dem 1. Dezember 2012 ist für Stoffe ausschließlich die GHS-Gefahrstoffkennzeichnung zulässig. Bis zum 1. Juni 2015 dürfen noch die R-Sätze dieses Stoffes für die Einstufung von Gemischen herangezogen werden, anschließend ist die EU-Gefahrstoffkennzeichnung von rein historischem Interesse.
  5. David R. Lide (Hrsg.): CRC Handbook of Chemistry and Physics. 90. Auflage. (Internet Version: 2010), CRC Press/Taylor and Francis, Boca Raton, FL, Standard Thermodynamic Properties of Chemical Substances, S. 5-20.
  6. Arnold F. Holleman, Nils Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie, 102. Auflage, de Gruyter, Berlin 2007.
  7. Heinrich Remy: Lehrbuch der Anorganischen Chemie Band II, Akademische Verlagsgesellschaft Geest & Portig Leipzig 1961, S. 356