硫酸鉻

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硫酸鉻
Transparent.gif2 Chromion \mathrm{ \ \Biggl[}Sulfation\mathrm{ \ \!\ \Biggr]_3}

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IUPAC名
Chromium(III) sulfate
别名 Basic chromium sulfate, chromic sulfate
识别
CAS号 10101-53-8
15244-38-9(一水合物)
10031-37-5(五水合物)
13520-66-6(十二水合物)
PubChem 24930
ChemSpider 21241287
SMILES
InChI
InChIKey ANNXSSGQVXBUEI-CYFPFDDLAL
性质
化学式 H24Cr2S3O24
摩尔质量 392.16 g/mol
608.363 g/mol(十二水合物)

716.45 g/mol(十八水合物) g·mol⁻¹

外观 紅褐色結晶(無水)[1],紫色結晶(水合物),亦有綠色結晶水合物[2]
密度 3.10 g/cm3[3](無水)
1.86 g/cm3(十五水合物)
1.709 g/cm3(十八水合物)
熔点 90 °C[4]
沸点 會分解,產生鉻酸
溶解性 難溶(無水)
可溶(水合物)
溶解性 可溶於乙醇
幾乎不溶於
危险性[5][6]
欧盟危险性符号
有害有害 Xn
MSDS MSDS
欧盟编号 未列出
NFPA 704
NFPA 704.svg
0
1
0
 
闪点 不可燃
若非注明,所有数据均出自一般条件(25 ℃,100 kPa)下。

硫酸铬英语Chromium(III) sulfate)是一种无机化合物,化学式为Cr2(SO4)3。硫酸铬水合物經常會以[Cr(H2O)6]3+的錯離子形式存在,其外觀呈現紫色。硫酸铬被廣泛用於鞣制皮革。

水合物轉換[编辑]

加熱硫酸铬,導致部分脫水,會得到綠色的水合物(CAS#15244-38-9) 和最終的無水衍生物(CAS#10101-53-8)。

制備[编辑]

硫酸鉻是從鉻鹽與二氧化硫進行還原,但仍存在其它方法。[7]硫酸鉻的水合物可以透過三價氧化物,如三氧化二鉻硫酸反應而制得。

Cr2O3 + 3 H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 3 H2O

亦可以用重鉻酸鹽的還原反應來制備硫酸鉻,最常見的方式是由重鉻酸鉀硫化氫反應生成硫酸鉻,副物是硫酸鉀

4 K2Cr2O7 + 13 H2SO4 +3 H2S → 4 Cr(SO4)3 + 4 K2SO4 + 16 H2O

也可以用乙醇來代替硫化氫,不同點在於,除了生成硫酸鉻和硫酸鉀之外,還會產生乙酸

2 K2Cr2O7 + 8 H2SO4 + 3 C2H5OH → 2 Cr2(SO4)3 + 2 K2SO4 + 3 CH3COOH + 11 H2O

然而,關於以上反應,得到的硫酸鉻都有包含結晶水(即水合硫酸鉻)。欲去除結晶水,可利用在280℃下的CO2流來進行脫水的動作。[8]

工業製品[编辑]

一般工業製的硫酸铬多為硫酸铬与硫酸钠的混合物,通式为Cr(OH)m(SO4)n·2xH2O,即鹼式硫酸鉻

性質[编辑]

水合硫酸鉻水溶液

無水的硫酸鉻是六方晶系晶體[1],外觀為棕紅色結晶[1],五水合物的外觀為深綠色,另外。十二水合物和十八水合物皆為紫色[2]

無水的硫酸鉻難溶於水[8],但有結晶水的硫酸鉻就具有可溶性,因其可與水形成藍色至藍紫色的配合物,加熱可轉變為綠色的錯合物[9]

五水合物的硫酸鉻晶體結構為三斜晶系,與五水合硫酸銅的晶體結構相同。[10]

用途[编辑]

硫酸鉻可以作為鞣制皮革或紡織的媒染劑。它也可以用來作為其他鉻化合物的原料[3][2],如三氧化铬。

參見[编辑]

參考文獻[编辑]

  1. ^ 1.0 1.1 1.2 SLAC: PHYSICAL CONSTANTS OF INORGANIC COMPOUNDS (PDF; 391 kB).
  2. ^ 2.0 2.1 2.2 Jürgen Falbe, Manfred Regitz (Hrsg.): RÖMPP-Lexikon Chemie 10. Auflage. Thieme-Verlag, Stuttgart 1996, ISBN 3-13-734610-X.
  3. ^ 3.0 3.1 Record of Chrom(III)-sulfat in the GESTIS Substance Database from the IFA.
  4. ^ jtbaker.com - Chromium Sulfate.
  5. ^ Datenblatt 硫酸鉻 bei AlfaAesar, abgerufen am 15. Dezember 2010.
  6. ^ Seit 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 Zubereitungen herangezogen werden, anschließend ist die EU-Gefahrstoffkennzeichnung von rein historischem Interesse.
  7. ^ Gerd Anger, Jost Halstenberg, Klaus Hochgeschwender, Christoph Scherhag, Ulrich Korallus, Herbert Knopf, Peter Schmidt, Manfred Ohlinger, Chromium Compounds, Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, Weinheim: Wiley-VCH, 2005, doi:10.1002/14356007.a07_067 
  8. ^ 8.0 8.1 Gmelins Handbuch der anorganischen Chemie - Nr. 52 Chrom, Die Verbindungen (ohne Komplexbindungen mit neutralen Liganden), 8. Auflage Berlin, 1962.
  9. ^ Jander-Blasius: Lehrbuch der analytischen und präparativen anorganischen Chemie, 5. Auflage, S. Hirzel, Stuttgart-Leipzig 1965, S. 225
  10. ^ Georg Brauer. Handbuch der präparativen anorganischen Chemie 3., umgearb. Stuttgart: Enke. 1509. 1981. ISBN 3-432-87823-0.