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硫酸铬
Transparent.gif2 Chromion Sulfation

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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 红褐色结晶(无水)[1],紫色结晶(水合物),亦有绿色结晶水合物[2]
密度 3.10 g/cm3[3](无水)
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 会分解,产生铬酸
溶解性 难溶(无水)
可溶(水合物)
溶解性 可溶于乙醇
几乎不溶于
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。硫酸铬水合物经常会以[Cr(H2O)6]3+的错离子形式存在,其外观呈现紫色,水溶液加热转为绿色。硫酸铬被广泛用于鞣制皮革,以及铬明矾的制备上。

水合物转换

加热硫酸铬,导致部分脱水,会得到绿色的水合物(CAS#15244-38-9) 和最终的无水衍生物(CAS#10101-53-8)。

制备

硫酸铬是从铬盐与二氧化硫进行还原,但仍存在其它方法。[7]硫酸铬的水合物可以透过三价氧化物,如三氧化二铬硫酸反应而制得。

Cr2O3 + 3 H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 3 H2O

亦可以用重铬酸盐的还原反应来制备硫酸铬,最常见的方式是由重铬酸钾硫化氢反应生成硫酸铬,副物是硫酸钾

4 K2Cr2O7 + 13 H2SO4 +3 H2S → 4 Cr2(SO4)3 + 4 K2SO4 + 16 H2O

也可以用乙醇来代替硫化氢,不同点在于,除了生成硫酸铬和硫酸钾之外,还会产生乙酸

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

然而,关于以上反应,得到的硫酸铬都有包含结晶水(即水合硫酸铬)。欲去除结晶水,可利用在280℃下的CO2流来进行脱水的动作。[8]

工业制品

一般工业制的硫酸铬多为硫酸铬与硫酸钠的混合物,通式为Cr(OH)m(SO4)n·2xH2O,即碱式硫酸铬

性质

水合硫酸铬水溶液

无水的硫酸铬是六方晶系晶体[1],外观为棕红色结晶[1],五水合物的外观为深绿色,另外。十二水合物和十八水合物皆为紫色[2]

无水的硫酸铬难溶于水[8],但有结晶水的硫酸铬就具有可溶性,因其可与水形成蓝色至蓝紫色的配合物,加热可转变为绿色的错合物[9]

五水合物的硫酸铬晶体结构为三斜晶系,与五水合硫酸铜的晶体结构相同。[10]

用途

硫酸铬可以作为鞣制皮革或纺织的媒染剂。它也可以用来作为其他铬化合物的原料[3][2],如三氧化铬。

参见

参考文献

  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英语Institute for Occupational Safety and Health.
  4. ^ jtbaker.com - Chromium Sulfate.
  5. ^ Datenblatt 硫酸铬 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. Band III 3., umgearb. Stuttgart: Enke: 1509. 1981. ISBN 3-432-87823-0.

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