Kaliumthiocyanat

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.

Die Herstellung von Kaliumthiocyanat kann durch Zusammenschmelzen von Kaliumcyanid und Schwefel oder aus Kalilauge und Ammoniumthiocyanat erfolgen. Letzteres erhält man aus Schwefelkohlenstoff und Ammoniak unter Druck und erhöhter Temperatur:

${\displaystyle \mathrm {CS_{2}+2\ NH_{3}\longrightarrow NH_{4}SCN+H_{2}S} }$ 

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

${\displaystyle \mathrm {Fe^{3+}+3\ SCN^{-}+3\ H_{2}O\longrightarrow [Fe(SCN)_{3}(H_{2}O)_{3}]} }$ ^[7]

Eisen(III)-Ionen und Thiocyanat-Ionen reagieren in einem wässrigen Milieu zum blutroten 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:

${\displaystyle \mathrm {2\ Cu^{2+}+\ SO_{3}^{2-}+3\ H_{2}O\longrightarrow SO_{4}^{2-}+2\ H_{3}O^{+}\ +2\ Cu^{+}} }$ 

${\displaystyle \mathrm {Cu^{+}+\ SCN^{-}\longrightarrow CuSCN_{(s)}} }$ 

Das Kupfer(I)-thiocyanat ist als farbloser Niederschlag erkennbar

 

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.^[8]

${\displaystyle \mathrm {Co^{2+}+2\ SCN^{-}\longrightarrow Co(SCN)_{2}} }$ 

Des Weiteren lässt sich der Chloridgehalt einer salpetersauren Lösung mit einer Kaliumthiocyanat-Maßlösung in der Methode nach Volhard bestimmen. Dabei handelt es sich um eine Rücktitration. Im ersten Schritt werden die Chloridionen mit einem definierten Überschuss an Silbernitrat als Silberchlorid ausgefällt. Im zweiten Schritt werden dann die überschüssigen Silberionen gegen Kaliumthiocyanat titriert. Als Indikator werden Fe³⁺-Ionen verwendet:^[9]

${\displaystyle \mathrm {Cl^{-}+Ag^{+}\longrightarrow AgCl\downarrow } }$ 

${\displaystyle \mathrm {Ag^{+}+SCN^{-}\longrightarrow AgSCN\downarrow } }$ 

${\displaystyle \mathrm {Fe^{3+}+3\ SCN^{-}\longrightarrow Fe(SCN)_{3}} }$ 

Das Eisen(III)-thiocyanat bildet in wässriger Lösung oktaedrische Komplexe, die die Lösung tiefrot färben.^[7]

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

1. ↑ Eintrag zu POTASSIUM THIOCYANATE in der CosIng-Datenbank der EU-Kommission, abgerufen am 18. September 2021.
2. ↑ Eintrag zu Kaliumthiocyanat. In: Römpp Online. Georg Thieme Verlag, abgerufen am 7. Juli 2014.
3. ↑ ^{a b c d e f} Eintrag zu Kaliumthiocyanat in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 3. Januar 2023. (JavaScript erforderlich)
4. ↑ ^{a b} Datenblatt Kaliumthiocyanat bei Merck, abgerufen am 18. Januar 2011.
5. ↑ Dimethyl Sulfoxide (DMSO) Solubility Data. Gaylord Chemical Company, L.L.C.; Bulletin 102, Juni 2014, S. 14. (PDF)
6. ↑ 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.
7. ↑ ^{a b} A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 102. Auflage. Walter de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1.
8. ↑ Heinrich Remy: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. Band II, Akademische Verlagsgesellschaft Geest & Portig, Leipzig 1961, S. 356.
9. ↑ Reinhard Matissek, Gabriele Steiner, Markus Fischer: Lebensmittelanalytik. 5. Auflage. Springer Spektrum, Berlin / Heidelberg 2014, ISBN 978-3-642-34828-0, S. 434 ff.