Главная » Разное » Хлорноватый натрий формула

Хлорноватый натрий формула


Хлорат натрия — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 19 апреля 2018; проверки требуют 3 правки. Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 19 апреля 2018; проверки требуют 3 правки.
Хлорат натрия

({{{картинка}}})
({{{изображение}}})
Систематическое
наименование		 Хлорат натрия
Традиционные названия Хлорноватокислый натрий
Хим. формула NaClO3
Состояние бесцветные кристаллы
Молярная масса 106,44 г/моль
Плотность 2,490; 2,493 г/см³
Температура
 • плавления 255; 261; 263 °C
 • кипения разл. 390 °C
Мол. теплоёмк. 100,1 Дж/(моль·К)
Энтальпия
 • образования -358 кДж/моль
Растворимость
 • в воде 100,525; 204100 г/100 мл
 • в этилендиамине 52,8 г/100 мл
 • в диметилформамиде 23,4 г/100 мл
 • в моноэтаноламине 19,7 г/100 мл
 • в ацетоне 0,094 г/100 мл
Рег. номер CAS 7775-09-9
PubChem 516902
Рег. номер EINECS 231-887-4
SMILES
InChI
RTECS FO0525000
ChEBI 65242
NFPA 704
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
 Медиафайлы на Викискладе

Хлорат натрия — неорганическое соединение, соль металла натрия и хлорноватой кислоты с формулой NaClO3, бесцветные кристаллы, хорошо растворимые в воде.

Na2CO3+2 HClO3 →  2 NaClO3+h3O+CO2↑{\displaystyle {\mathsf {Na_{2}CO_{3}+2\ HClO_{3}\ {\xrightarrow {\ }}\ 2\ NaClO_{3}+H_{2}O+CO_{2}\uparrow }}}
6 NaOH+3 Cl2 →  NaClO3+5 NaCl+3 h3O{\displaystyle {\mathsf {6\ NaOH+3\ Cl_{2}\ {\xrightarrow {\ }}\ NaClO_{3}+5\ NaCl+3\ H_{2}O}}}
6 NaCl+3 h3O →e− NaClO3+5 NaCl+3 h3↑{\displaystyle {\mathsf {6\ NaCl+3\ H_{2}O\ {\xrightarrow {e^{-}}}\ NaClO_{3}+5\ NaCl+3\ H_{2}\uparrow }}}

Хлорат натрия — бесцветные кристаллы кубической сингонии, пространственная группа P 213, параметры ячейки a = 0,6568 нм, Z = 4.

При 230-255°С переходит в другую фазу, при 255-260°С переходит в моноклинную фазу.

10 NaClO3 →390−520oC 6 NaClO4+4 NaCl+3 O2↑{\displaystyle {\mathsf {10\ NaClO_{3}\ {\xrightarrow {390-520^{o}C}}\ 6\ NaClO_{4}+4\ NaCl+3\ O_{2}\uparrow }}}
  • Хлорат натрия — сильный окислитель, в твёрдом состоянии в смеси с углеродом, серой и другими восстановителями детонирует при нагревании или ударе.
  • Хлорат натрия нашел применение в пиротехнике.
  • Дефолиант.
  • В целлюлозно-бумажной промышленности используется для производства диоксида хлора, отбеливателя целлюлозы.
  • Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И.Л. и др.. — М.: Советская энциклопедия, 1992. — Т. 3. — 639 с. — ISBN 5-82270-039-8.
  • Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 2-е изд., испр. — М.-Л.: Химия, 1966. — Т. 1. — 1072 с.
  • Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 3-е изд., испр. — Л.: Химия, 1971. — Т. 2. — 1168 с.
  • Рипан Р., Четяну И. Неорганическая химия. Химия металлов. — М.: Мир, 1971. — Т. 1. — 561 с.

ru.wikipedia.org

Гипохлорит натрия — Википедия

Гипохлорит натрия

({{{картинка}}})
Систематическое
наименование		 Гипохлорит натрия
Традиционные названия Гипохлорит натрия,
лабарракова вода, жавелевая вода[К 1]
Хим. формула NaOCl
Рац. формула NaOCl
Молярная масса 74,443 г/моль
Плотность пентагидрат: 1,574[1] г/см³;
1,1[2]
Температура
 • плавления NaOCl · 5H2O[К 2]: 24,4 °C;
NaOCl · 2,5H2O: 57,5[3]
 • разложения 5%-й раствор[2]: 40 °C
Энтальпия
 • образования пентагидрат[К 3]: − 350,4[3] кДж/моль
Растворимость
 • в воде NaOCl · 5H2O (20 °C): 53,4[4]
 • в воде NaOCl · 2,5H2O (50 °C): 129,9[4]
Рег. номер CAS 7681-52-9
PubChem 23665760
Рег. номер EINECS 231-668-3
SMILES
InChI
RTECS Nh4486300
ChEBI 32146
Номер ООН 1791
ChemSpider 22756
Токсичность Едкое вещество, окислитель, токсичный (в больших дозах), опасность для окружающей среды
Пиктограммы СГС
NFPA 704
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
 Медиафайлы на Викискладе

Гипохлори́т на́трия (натрий хлорноватистокислый) — NaOCl[К 4], неорганическое соединение, натриевая соль хлорноватистой кислоты. Тривиальное (историческое) название водного раствора соли — «лабарракова вода» или «жавелевая вода»[К 1].

Соединение в свободном состоянии очень неустойчиво, обычно используется в виде относительно стабильного пентагидрата NaOCl · 5H2O или водного раствора, имеющего характерный резкий запах хлора и обладающего высокими коррозионными свойствами.

Соединение — сильный окислитель, содержит 95,2 % активного хлора[К 5]. Обладает антисептическим и дезинфицирующим действием. Используется в качестве бытового и промышленного отбеливателя и дезинфектанта, средства очистки и обеззараживания воды, окислителя для некоторых процессов промышленного химического производства. Как бактерицидное и стерилизующее средство применяется в медицине, пищевой промышленности и сельском хозяйстве.

По мнению издания The 100 Most Important Chemical Compounds (Greenwood Press, 2007)[2], гипохлорит натрия входит в сотню самых важных химических соединений.

В 1774 году шведским химиком Карлом Вильгельмом Шееле был открыт хлор[5]. Спустя 11 лет в 1785 году (по другим данным — в 1787 году[2]), другой химик, француз Клод Луи Бертолле, обнаружил, что водный раствор этого газа (см. уравнение (1)) обладает отбеливающими свойствами[6][К 6].

Cl2+h3O⇄HCl+HOCl    (1){\displaystyle {\mathsf {Cl_{2}+H_{2}O\rightleftarrows HCl+HOCl}}\ \ \ \ (1)}

Небольшое Парижское предприятие Societé Javel, открытое в 1778 году на берегах Сены и возглавляемое Леонардом Альбаном (англ. Leonard Alban), адаптировало открытие Бертолле к промышленным условиям и начало выпуск белильной жидкости, растворяя газообразный хлор в воде. Однако получаемый продукт был очень нестабильным, поэтому в 1787 году процесс был модифицирован. Хлор стали пропускать через водный раствор поташа (карбоната калия) (см. уравнение (2)), в результате чего образовывался стабильный продукт, обладающий высокими отбеливающими свойствами. Альбан назвал его «Eau de Javel» («жавелевая вода»). Новый продукт стал моментально популярен во Франции и Англии из-за лёгкости его перевозки и хранения[7].

Cl2+2K2CO3+h3O→2KHCO3+KOCl+KCl    (2){\displaystyle {\mathsf {Cl_{2}+2K_{2}CO_{3}+H_{2}O\rightarrow 2KHCO_{3}+KOCl+KCl}}\ \ \ \ (2)}

В 1820 году французский аптекарь Антуан Лабаррак (фр. Antoine Germain Labarraque) заменил поташ на более дешёвую каустическую соду (гидроксид натрия) (см. уравнение (3)). Получившийся раствор гипохлорита натрия получил название «Eau de Labarraque» («лабарракова вода»). Он стал широко использоваться для отбеливания и дезинфекции[7]. Реакция протекает в холодном разбавленном растворе:

Cl2+2NaOH→NaCl+NaOCl+h3O    (3){\displaystyle {\mathsf {Cl_{2}+2NaOH\rightarrow NaCl+NaOCl+H_{2}O}}\ \ \ \ (3)}

Несмотря на то, что дезинфицирующие свойства гипохлорита были обнаружены в первой половине XIX века, использование его для обеззараживания питьевой воды и очистки сточных вод началось только в конце века. Первые системы водоочистки были открыты в 1893 году в Гамбурге[2]; в США первый завод по производству очищенной питьевой воды появился в 1908 году в Джерси-Сити[8].

Безводный гипохлорит натрия представляет собой неустойчивое бесцветное кристаллическое вещество. Элементный состав: Na (30,9 %), Cl (47,6 %), O (21,5 %).

Хорошо растворим в воде: 53,4 г в 100 граммах воды (130 г на 100 г воды при 50 °C)[9].

У соединения известно три кристаллогидрата:

  • моногидрат NaOCl · H2O — крайне неустойчив, разлагается выше 60 °C, при более высоких температурах — со взрывом[3].
  • NaOCl · 2,5H2O — более устойчив, плавится при 57,5 °C[3].
  • пентагидрат NaOCl · 5H2O — наиболее устойчивая форма, представляет собой бледно-зеленовато-жёлтые (технического качества — белые[10]) ромбические кристаллы (a = 0,808 нм, b = 1,606 нм, c = 0,533 нм, Z = 4). Не гигроскопичен, хорошо растворим в воде (в г/100 граммов воды, в пересчёте на безводную соль): 26 (−10 °C), 29,5 (0 °C), 38 (10 °C), 82 (25 °C), 100 (30 °C). В воздухе расплывается, переходя в жидкое состояние, из-за быстрого разложения[3]. Температура плавления: 24,4 °C (по другим данным: 18 °C[10]), при нагревании (30—50 °C) разлагается[1].

Плотность водного раствора гипохлорита натрия при 18 °C[11]:

1 % 2 % 4 % 6 % 8 % 10 % 14 %
  Плотность, г/л 1005,3 1012,1 1025,8 1039,7 1053,8 1068,1 1097,7
18 % 22 % 26 % 30 % 34 % 38 % 40 %
1128,8 1161,4 1195,3 1230,7 1268,0 1308,5 1328,5

Температура замерзания водных растворов гипохлорита натрия различных концентраций[12]:[стр. 458]:

0,8 % 2 % 4 % 6 % 8 % 10 % 12 % 15,6 %
  Температура замерзания, °C −1,0 −2,2 −4,4 −7,5 −10,0 −13,9 −19,4 −29,7

Термодинамические характеристики гипохлорита натрия в бесконечно разбавленном водном растворе[13]:

Разложение и диспропорционирование[править | править код]

Гипохлорит натрия — неустойчивое соединение, легко разлагающееся с выделением кислорода:

2NaOCl →70oC 2NaCl+O2↑{\displaystyle {\mathsf {2NaOCl\ {\xrightarrow {70^{o}C}}\ 2NaCl+O_{2}\!\uparrow }}}

Самопроизвольное разложение медленно происходит даже при комнатной температуре: за 40 суток пентагидрат (NaOCl · 5H2O) теряет 30 % активного хлора[К 5][13]. При температуре 70 °C разложение безводного гипохлорита протекает со взрывом[14].

При нагревании параллельно происходит реакция диспропорционирования[13]:

3NaOCl →50oC NaClO3+2NaCl{\displaystyle {\mathsf {3NaOCl\ {\xrightarrow {50^{o}C}}\ NaClO_{3}+2NaCl}}}

Гидролиз и разложение в водных растворах[править | править код]

Растворяясь в воде, гипохлорит натрия диссоциирует на ионы:

NaOCl →h3O Na++OCl−{\displaystyle {\mathsf {NaOCl\ {\xrightarrow {H_{2}O}}\ Na^{+}+OCl^{-}}}}

Так как хлорноватистая кислота (HOCl) очень слабая (pKa = 7,537[13]), гипохлорит-ион в водной среде подвергается гидролизу:

OCl−+h3O⇆HOCl+OH−{\displaystyle {\mathsf {OCl^{-}\!+H_{2}O\leftrightarrows HOCl+OH^{-}}}}

Именно наличие хлорноватистой кислоты в водных растворах гипохлорита натрия объясняет его сильные дезинфицирующие и отбеливающие свойства[13] (см. раздел «Физиологическое действие и воздействие на окружающую среду»).

Водные растворы гипохлорита натрия неустойчивы и со временем разлагаются даже при обычной температуре (0,085 % в сутки[3]). Распад ускоряет освещение, ионы тяжёлых металлов и хлориды щелочных металлов; напротив, сульфат магния, ортоборная кислота, силикат и гидроксид натрия замедляют процесс; при этом наиболее устойчивы растворы с сильнощелочной средой (pH > 11)[3].

В сильнощелочной среде (pH > 10), когда гидролиз гипохлорит-иона подавлен, разложение происходит следующим образом[15]:

2OCl−→2Cl−+O2{\displaystyle {\mathsf {2OCl^{-}\!\rightarrow 2Cl^{-}\!+O_{2}}}}

При температурах выше 35 °C распад сопровождается реакцией диспропорционирования[15]:

3OCl−→2Cl−+ClO3−{\displaystyle {\mathsf {3OCl^{-}\!\rightarrow 2Cl^{-}\!+ClO_{3}^{-}}}}

При диапазоне pH от 5 до 10, когда концентрация хлорноватистой кислоты в растворе становится заметной, разложение идёт по следующей схеме[15]:

HOCl+2ClO−→ClO3−+2Cl−+H+{\displaystyle {\mathsf {HOCl+2ClO^{-}\rightarrow ClO_{3}^{-}+2Cl^{-}+H^{+}}}}
HOCl+ClO−→O2+2Cl−+H+{\displaystyle {\mathsf {HOCl+ClO^{-}\!\rightarrow O_{2}+2Cl^{-}\!+H^{+}}}}

В кислой среде разложение HOCl ускоряется, а в очень кислой среде (pH < 3) при комнатной температуре наблюдается распад по следующей схеме[13]:

4HOCl→2Cl2+O2+2h3O{\displaystyle {\mathsf {4HOCl\rightarrow 2Cl_{2}+O_{2}+2H_{2}O}}}

Если для подкисления используется соляная кислота, в результате выделяется хлор:

NaOCl+2HCl→NaCl+Cl2↑+h3O{\displaystyle {\mathsf {NaOCl+2HCl\rightarrow NaCl+Cl_{2}\!\uparrow \!+H_{2}O}}}

Пропуская через насыщенный водный раствор гипохлорита натрия углекислый газ, можно получить раствор хлорноватистой кислоты:

NaOCl+h3O+CO2→NaHCO3+HOCl{\displaystyle {\mathsf {NaOCl+H_{2}O+CO_{2}\rightarrow NaHCO_{3}+HOCl}}}

Окислительные свойства[править | править код]

Водный раствор гипохлорита натрия — сильный окислитель, вступающий в многочисленные реакции с разнообразными восстановителями, независимо от кислотно-щелочного характера среды[16].

Рассмотрим основные варианты развития окислительно-восстановительного процесса и стандартные электродные потенциалы полуреакций в водной среде[17][К 7]:

  • в кислой среде:
NaOCl+H+=Na++HOCl{\displaystyle {\mathsf {NaOCl+H^{+}=Na^{+}+HOCl}}}
      2HOCl+2H++2e−=Cl2↑+2h3O{\displaystyle {\mathsf {2HOCl+2H^{+}\!+2e^{-}=Cl_{2}\!\uparrow \!+2H_{2}O}}} Eo=1,630B{\displaystyle E^{o}{\mathsf {=1,630B}}}
      HOCl+H++2e−=Cl−+h3O{\displaystyle {\mathsf {HOCl+H^{+}\!+2e^{-}=Cl^{-}\!+H_{2}O}}} Eo=1,500B{\displaystyle E^{o}{\mathsf {=1,500B}}}
  • в нейтральной и щелочной среде:
      OCl−+h3O+2e−=Cl−+2OH−{\displaystyle {\mathsf {OCl^{-}\!+H_{2}O+2e^{-}=Cl^{-}\!+2OH^{-}}}} Eo=0,890B{\displaystyle E^{o}{\mathsf {=0,890B}}}
      2OCl−+2h3O+2e−=Cl2↑+ 4OH−{\displaystyle {\mathsf {2OCl^{-}\!+2H_{2}O+2e^{-}=Cl_{2}\!\uparrow \!+\ 4OH^{-}}}} Eo=0,421B{\displaystyle E^{o}{\mathsf {=0,421B}}}

Некоторые окислительно-восстановительные реакции с участием гипохлорита натрия:

NaOCl+2NaI+h3O→NaCl+I2↓+2NaOH{\displaystyle {\mathsf {NaOCl+2NaI+H_{2}O\rightarrow NaCl+I_{2}\!\downarrow +2NaOH}}}
3NaOCl+NaI→3NaCl+NaIO3{\displaystyle {\mathsf {3NaOCl+NaI\rightarrow 3NaCl+NaIO_{3}}}}
4NaOCl+NaI→4NaCl+NaIO4{\displaystyle {\mathsf {4NaOCl+NaI\rightarrow 4NaCl+NaIO_{4}}}}
NaOCl+K2SO3→NaCl+K2SO4{\displaystyle {\mathsf {NaOCl+K_{2}SO_{3}\rightarrow NaCl+K_{2}SO_{4}}}}
2NaOCl+Ca(NO2)2→2NaCl+Ca(NO3)2{\displaystyle {\mathsf {2NaOCl+Ca(NO_{2})_{2}\rightarrow 2NaCl+Ca(NO_{3})_{2}}}}
NaOCl+NaOH+HCOONa→NaCl+Na2CO3+h3O{\displaystyle {\mathsf {NaOCl+NaOH+HCOONa\rightarrow NaCl+Na_{2}CO_{3}+H_{2}O}}}
2As+6NaOH+5NaOC

ru.wikipedia.org

Перхлорат натрия — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 17 июня 2018; проверки требуют 4 правки. Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 17 июня 2018; проверки требуют 4 правки.
Перхлорат натрия

({{{картинка}}}) 		({{{картинка3D}}})
Систематическое
наименование		 Перхлорат натрия, натрий хлорнокислый
Сокращения ПХН
Хим. формула NaClO4
Молярная масса 122,45 г/моль
Плотность безводная соль: 2,4994 г/см3
моногидрат: 2,02 г/см³
Температура
 • плавления моногидрат: 130 °C
 • разложения безводная соль: 468 °C
Растворимость
 • в воде 21125; 330100 г/100 мл
Показатель преломления 1,4617 (nD)
Рег. номер CAS 7601-89-0
PubChem 522606
Рег. номер EINECS 231-511-9
SMILES
InChI
RTECS SC9800000
ChEBI 132103
Номер ООН 1502
ChemSpider 22668
NFPA 704
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
 Медиафайлы на Викискладе

Перхлора́т на́трия (также, ПХН) — химическое соединение NaClO4, натриевая соль хлорной кислоты. Сильный окислитель. При кристаллизации из водных растворов при температурах выше 51 градуса Цельсия выпадает безводная соль, ниже 51 градуса Цельсия моногидрат NaClO4·H2O, ниже −13 градусов — дигидрат. Как безводная соль, так и кристаллогидраты очень гигроскопичны, поэтому перхлорат натрия в основном используется как сырьё для получения других перхлоратов обменными реакциями.

Бесцветное кристаллическое вещество с орторомбической структурой. Молекулярная масса 122,45 а. е. м.. Очень хорошо растворим в воде — более 209,6 г на 100 г воды при 25 градусах Цельсия[1]. Хорошо растворим также в этиловом спирте.

При нагревании до 482 °С разлагается.

Перхлорат натрия как окислитель может взаимодействовать с широким кругом горючих веществ, например, с глюкозой:

3NaClO4+C6h22O6→6CO2+6h3O+3NaCl{\displaystyle {\mathsf {3NaClO_{4}+C_{6}H_{12}O_{6}\rightarrow 6CO_{2}+6H_{2}O+3NaCl}}}

Перхлорат натрия может быть получен несколькими различными способами, в том числе:

4NaClO3→400−500oC3NaClO4+NaCl{\displaystyle {\mathsf {4NaClO_{3}{\xrightarrow[{}]{400-500^{o}C}}3NaClO_{4}+NaCl}}}
  • Электролитическое окисление хлората натрия на платиновом аноде.
  • Реакцией между хлорной кислотой и гидроксидом или карбонатом натрия.

В промышленности сейчас используется почти исключительно второй метод.

Ранее перхлорат натрия использовался, как гербицид. Даже небольшая его примесь в чилийской селитре вызывала гибель пшеницы и некоторых других культурных растений. Сейчас перхлорат натрия самостоятельного применения практически не находит, но его отличная растворимость в воде позволяет из него получать перхлораты любых металлов, аммония:

NaClO4+Nh5Cl→Nh5ClO4+NaCl{\displaystyle {\mathsf {NaClO_{4}+NH_{4}Cl\rightarrow NH_{4}ClO_{4}+NaCl}}}

Кроме того, воздействуя на перхлорат натрия серной кислотой, можно получить свободную хлорную кислоту.

NaClO4+h3SO4→NaHSO4+HClO4{\displaystyle {\mathsf {NaClO_{4}+H_{2}SO_{4}\rightarrow NaHSO_{4}+HClO_{4}}}}

Сведения о токсичности перхлората натрия для животных противоречивы. В то же время, очевидно, что в силу большей стабильности тетраэдрического аниона перхлораты менее токсичны, чем хлораты, хлориты и гипохлориты. Однако при попадании внутрь организма перхлорат натрия сильно нарушает натрий-калиевый баланс, так как перхлорат калия почти нерастворим в воде (и в биологических жидкостях) при обычных температурах.

У грызунов (крыс, мышей, морских свинок) перхлорат натрия вызывает увеличение рефлекторной возбудимости, судороги и столбняк, часто с опистотонусом. Эти симптомы наблюдались в течение 10 минут после подкожного введения крысам 0,1 г перхлората натрия, а после введения 0,22 г крысы погибали через 10 часов.

ru.wikipedia.org

формула и применение – Занимательная химия от Натальи Брянцевой

Всем привет!

Не так давно я рассказывала о физрастворе, его свойствах, применении и пообещала, что расскажу про основной его компонент – хлорид натрия. Начала писать статью, но увлеклась воспоминаниями об инструментах блоггинга и… получилась совсем другая статья.

Сегодня каюсь, исправляюсь и возвращаюсь к основной теме блога – химии.

Главным действующим лицом сегодняшней статьи будет хлорид натрия. Кстати, довольно интересное химическое вещество. Пусть вас не смущает его кажущаяся простота – здесь, на мой взгляд, успешно работает поговорка «Все гениальное просто».

Что это такое

Соль, да-да, самая обычная поваренная соль, которую мы употребляем в пищу, так что хлорид натрия – это физраствор и поваренная соль, самый что ни на есть природный продукт, к которому не придерется ни один хемофоб, которому нужно, чтобы все было «без химии».

И, тем не менее, это самая настоящая химия!

Это химическое вещество, в сухом виде – белые кристаллы, без запаха, с соленым вкусом, растворяется в воде. За соленый вкус отвечают именно ионы натрия, которые воздействуют на вкусовые рецепторы языка, за счет чего человек и ощущает соленый привкус.

В природе натрия хлорид — это минерал галит (от греческого слова «галос» — «соль»), а также соленая вода морей, озер и океанов. Соленая морская вода содержит около 76% этого вещества.

Например, у нас в Восточном Казахстане есть соленое озеро Алаколь, с потрясающей лечебной водой, о которой ходят только восхищенные отзывы.

Примечание: фото не мое, взято из интернета.

Вместе с тем, не менее эмоциональные отзывы, только со знаком «минус», ходят и о дороге туда. Именно это меня и пугает. Я очень плохо переношу машины и автобусы даже на хорошей дороге, меня хватает, максимум, на час-два. Так что, одна только мысль о 12-ти часах в автобусе на полуразбитой дороге вгоняет меня в ужас.

Увы, пока что страх перед дорогой пересиливает желание съездить в это чудесное место.

Что же касается минерала галита, то чаще всего он желтоватого или коричневого цвета из-за примесей, входящих в его состав. Изредка встречаются голубые кристаллы, чей цвет обусловлен примесями металлического натрия.

Примечание: фото не мое, взято из интернета.

Химические свойства хлорида натрия я долго рассказывать не буду, чтобы не слишком загружать вас формулами, упомяну только наиболее важные.

Например, способность водного раствор хлористого натрия подвергаться электролизу, то есть разложению под действием электрического тока. При этом образуются газы водород и хлор, а также гидроксид натрия.

Если же для электролиза брать не раствор, а сухое вещество, то получится металлический натрий и газообразный хлор.

Существует интересная реакция для обнаружения ионов хлора, которые входят в состав соли: взаимодействие с нитратом серебра. Происходит реакция обмена и выпадает белый осадок хлорида серебра. Химики еще называют его творожистым осадком из-за его внешнего вида:

Для чего хлорид натрия нужен в организме

Во-первых, он входит в состав крови. Много миллионов лет назад, когда первые живые организмы вышли из Мирового океана, они взяли с собой на сушу его частицу – соленый раствор, которые тек у них в венах. С тех пор этот раствор так и остался – наша соленая кровь.

Во-вторых, хлористый натрий участвует в образовании соляной кислоты, из которой состоит желудочный сок, это ее основной источник.

Регулирует водный и солевой обмен в организме, выводится, в основном, через почки.

Натрия хлорид – это один из главных электролитов в организме, ионы натрия (а также кальция, магния и многих других) участвуют в передаче нервных импульсов и сокращении мышечных волокон. Так что, если вы чувствуете слабость, сильную утомляемость, вялый тонус мышц, возможно, это следствие нехватки какого-то из этих ионов.

Ну а переизбыток ионов натрия приводит к задержке жидкости в организме и, как следствие, повышению давления.

Кроме того, хлорид натрия – это не только компонент крови, но еще слез и пота. Вот почему при обильном потоотделении необходимо увеличивать количество поступающего в организм этого вещества.

Применение

Кто сходу сможет назвать как можно больше областей применения хлорида натрия то бишь поваренной соли? Самое первое, что приходит на ум, в пищевой промышленности и в медицине.

В группе «Пирожки+» в ВКонтакте мне попалось славное стихотворение авторства Sansonnet:

захожу на кухню

а жена не спит

в борщ мне подсыпает

натрия хлорид

Думаю, те, кто никак не может запомнить формулу и химическое название пищевой соли, теперь легко смогут это сделать

Можно дополнить, что в пищевой промышленности это не только специя, придающая вкус блюдам, но и консервант. И не только в домашних заготовках типа соленых огурчиков, но и во вполне промышленных масштабах в производстве консервов, колбас, солении рыбы, грибов и многого-многого другого.

Кроме того, хлористый натрий используют в химической промышленности для получения кальцинированной соды, газообразного хлора, гидроксида натрия, хлорной извести и многого-многого другого.

Сейчас, зимой, актуально еще одно применение хлорида натрия – посыпание дорог солью для уменьшения их обледенения. Не спорю, есть специальные реагенты для этого, но достаточно часто коммунальные службы, не мудрствуя лукаво и экономя деньги, используют для этого техническую соль – смесь натрия хлорида с песком, щебнем и глиной.

Об этом я писала в группе «Занимательная химия», ссылки на которую в различных социальных сетях вы можете найти под статьей.

Применение в медицине

В основном, используются растворы трех концентраций:

  • 0,9% — изотонический раствор;
  • 1% и более (обычно 3, 5 и 10%) – гипертонический раствор;
  • менее 0,85% — гипотонический раствор.

Вроде бы разница между цифрами небольшая, но в реальности ошибка может привести к печальным последствиям.

Про изотонический раствор (другое название – физраствор) я уже рассказывала, поэтому не буду повторяться и коротко скажу об остальных двух.

Гипертонические растворы применяются как внутривенно, так и наружно. При внутривенном применении они восполняют дефицит ионов хлора и натрия в крови и повышают кровяное давление. Наружное применение способствует выделению гноя, при этом хлорид натрия проявляет противомикробную активность.

Как ни странно, про гипотонические раствор хлорида натрия мне не удалось ничего найти. Может, кто-то из вас знает, для чего они применяются? Или подскажите, где про это можно почитать, а то прямо какой-то заговор молчания вокруг них.

Вот на этом, пожалуй, и закончу свой сегодняшний рассказ о хлориде натрия как о химическом веществе. Но на этом не заканчивается рассказ о поваренной соли! Все еще только начинается. Я уже готовлю несколько статей о ней, в том числе и подборку домашних опытов с солью, которые можно провести, не отходя далеко от источника соли, то есть вашей кухни.

Всем хорошего окончания рабочей недели!

Наталья Брянцева

KidsChemistry теперь есть и в социальных сетях. Присоединяйтесь прямо сейчас! Google+, В контакте, Одноклассники , Facebook, Twitter

kidschemistry.ru

Формула хлорида натрия в химии

Определение и формула хлорида натрия

Формула –

Молярная масса равна г/моль.

Физические свойства – в отсутствие примесей прозрачные бесцветные кристаллы с кубической гранецентрированной решеткой.

Слабогигроскопичный, гигроскопичность резко повышается в присутствии естественных примесей, например солей магния.

Плавится и кипит без разложения.

Умеренно растворяется в воде (не гидролизуется).

Растворимость слабо зависит от температуры, но сильно снижается в присутствии соляной кислоты, гидроксида натрия, хлоридов металлов.

Растворяется в жидком аммиаке.

Хлорид натрия является главной составной частью природных залежей каменной соли, сильвинита, рапы соляных озер.

Химические свойства хлорида натрия

  • Хлорид натрия вступает в реакции обмена с кислотами:

       

  • Взаимодействует с солями. Необходимое условие протекания реакции: выпадение осадка нерастворимой соли:

       

  • Проявляет слабые восстановительные свойства:

       

Получение

Хлорид натрия можно получить реакцией обмена:

   

При взаимодействии карбоната натрия и соляной кислоты:

   

При действии соляной кислоты на металлический натрий:

   

Применение

Хлорид натрия является важнейшим пищевым продуктом, служит для консервирования мяса. — один из главных видов химического сырья и применяется для получения , , соды, сульфата натрия.

Примеры решения задач

Понравился сайт? Расскажи друзьям!

ru.solverbook.com

Хлорат натрия - это... Что такое Хлорат натрия?

Хлорат натрия — неорганическое соединение, соль металла натрия и хлорноватой кислоты с формулой NaClO3, бесцветные кристаллы, хорошо растворимые в воде.

Получение

Физические свойства

Хлорат натрия — бесцветные кристаллы кубической сингонии, пространственная группа P 213, параметры ячейки a = 0,6568 нм, Z = 4.

При 230-255°С переходит в другую фазу, при 255-260°С переходит в моноклинную фазу.

Химические свойства

  • Разлагается при нагревании:
  • Хлорат натрия — сильный окислитель, в твёрдом состоянии в смеси с углеродом, серой и другими восстановителями детонирует при нагревании или ударе.

Применение

  • Хлорат натрия нашел применение в пиротехнике.
  • Дефолиант.

Литература

  • Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И.Л. и др.. — М.: Советская энциклопедия, 1992. — Т. 3. — 639 с. — ISBN 5-82270-039-8
  • Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 2-е изд., испр. — М.-Л.: Химия, 1966. — Т. 1. — 1072 с.
  • Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 3-е изд., испр. — Л.: Химия, 1971. — Т. 2. — 1168 с.
  • Рипан Р., Четяну И. Неорганическая химия. Химия металлов. — М.: Мир, 1971. — Т. 1. — 561 с.

dic.academic.ru

хлористый натрий - Sodium chloride

«NaCl» перенаправляется сюда. Для использования в других целях, см NaCl (значения) .
хлористый натрий

Хлорид натрия в качестве минерального галита

Кристаллическая структура с натрием в фиолетовый и хлорида в зеленый
имена
название IUPAC

хлористый натрий
Другие имена
  • Поваренная соль
  • галит
  • каменная соль
  • солевой
  • хлористый натрий
  • столовая соль
  • регулярная соль
  • морская соль
Идентификаторы
3D модель ( JSmol )
3534976
ChEBI
ChEMBL
ChemSpider
ИКГВ InfoCard 100.028.726
Номер EC 231-598-3
13673
KEGG
MeSH Хлорид натрия +
номер RTECS VZ4725000
UNII
  • InChI = 1S / ClH.Na / Х1Х; / д + 1 / п-1 У  Ключ: FAPWRFPIFSIZLT-UHFFFAOYSA-M Y 

  • InChI = 1 / ClH.Na / Х1Х; / д + 1 / п-1

    Ключ: FAPWRFPIFSIZLT-REWHXWOFAE
свойства
NaCl
Молярная масса 58,443 г / моль
Внешность Бесцветные кубические кристаллы
запах непахнущий
плотность 2,17 г / см 3
Температура плавления 800,7 ° С (1,473.3 ° F, 1,073.8 К)
Точка кипения 1465 ° С (2669 ° F; 1738 К)
360 г / л
Растворимость в аммиаке 21,5 г / л
Растворимость в метаноле 14,9 г / л
-30,2 · 10 -6 см 3 / моль
1,5441 (при 589 нм)
Состав
Гранецентрированные
( см текст ), CF8
Fm 3 м, № 225

 = 564,02 м

Восьмигранная (Na + )
октаэдрической (Cl - )
термохимия
50,5 Дж / (К · моль)
72,1 Дж / (К · моль)
-411,12 кДж / моль
Фармакология
A12CA01 ( ВОЗ ) B05CB01 ( ВОЗ ), B05XA03 ( ВОЗ ), S01XA03 ( ВОЗ )
опасности
Паспорт безопасности См: страница данных
NFPA 704
Смертельная доза или концентрация ( LD , LC ):
3 г / кг (перорально, крысы)
Родственные соединения
Фторид натрия
Натрий бромид
натрия йодида
astatide натрия
Хлорид лития
калия хлорид
рубидия хлорид
цезий хлорида
хлорид Франций
Дополнительная страница данных
Показатель преломления ( п ),
Диэлектрическая постоянная (ε г ) и т.д.

Термодинамические
данные

 Фазовое поведение
твердое тело-жидкость-газ
УФ , ИК , ЯМР , МС
За исключением случаев, когда указано иное, данные приведены для материалов в их стандартном состоянии (при 25 ° C [77 ° F], 100 кПа).
N проверить  ( что   ?) YN
ссылки Infobox

Хлорид натрия , широко известный как соль (хотя морская соль содержит также другие химические соли ), представляет собой ионное соединение с химической формулой NaCl , представляющее соотношение 1: 1 из натрий и хлорид ионы. С молярных масс 22,99 и 35,45 г / моль , соответственно, 100 г NaCl содержит 39,34 г Na и Cl 60,66 г. Хлорид натрия является соль наиболее ответственным за соленостью в морской воде и в межклеточной жидкости многих многоклеточных организмов . В своей съедобной форме поваренной соли , он обычно используется в качестве приправы и пищевого консерванта . Большие количества хлорида натрия используется во многих промышленных процессах, и он является основным источником соединений натрия и хлора , используемых в качестве исходного сырья для дальнейших химических синтезов. Второе основное применение хлорида натрия де-обледенение дорог в морозной погоде.

Пользы

В дополнении к знакомому внутреннему использованию соли, более доминирующие применения приблизительно 250 мегатонн в год производство (данные 2008) включают в себя химические вещества и антиобледенительный.

производство химических веществ

Соль используется, прямо или косвенно, в производстве многих химических веществ, которые потребляют большую часть мирового производства.

Хлорная промышленность

Это является отправной точкой для процесса хлорщелочного , который обеспечивает мир хлор и гидроксид натрия в соответствии с химическим уравнением

2 NaCl + 2 H 2 O → Cl 2 + H 2 + 2 NaOH

Этот электролиз проводится в любом ртутной клетки, клетки диафрагмы или мембраны клетки. Каждый из них использовать другой метод , чтобы отделить хлор из гидроксида натрия. Другие технологии находятся в стадии разработки в связи с высоким уровнем потребления энергии при электролизе, в результате чего небольшое повышение эффективности может иметь большие экономические окупаемости. Некоторые применения хлора включают ПВХ , дезинфицирующие средства, а также растворители. Гидроксид натрия позволяет отрасль , которые производят бумагу, мыло, и алюминий.

Сода зольность промышленность

Хлорид натрия используется в процессе Сольве для получения карбоната натрия и хлорида кальция . Карбонат натрия, в свою очередь, используется для производства стекла , бикарбонат натрия , и красителей , а также множество других химических веществ. В процессе Mannheim и в процессе Hargreaves , хлорид натрия используется для производства сульфата натрия и соляной кислоты .

стандарт

Хлорид натрия имеет международный стандарт, созданный по ASTM International . Стандарт называется ASTM E534-13 и стандартные методы испытаний для химического анализа хлорида натрия. Эти методы , перечисленные процедуры обеспечения для анализа хлорида натрия , чтобы определить , является ли она подходит для предполагаемого использования и применения.

Разные виды промышленного использования

Хлорид натрия широко используется, так что даже относительно небольшие приложения могут потреблять в огромных количествах. В разведке нефти и газа, соль является важным компонентом буровых растворов в бурении скважин. Он используется для флокуляции и увеличить плотность бурового раствора , чтобы преодолеть давление высокого downwell газа. Всякий раз , когда сверло попадает в образование соли, соль добавляют в буровой раствор для насыщения раствора , с тем чтобы свести к минимуму растворение внутри солевого слоя. Соль также используется для увеличения твердения бетона в сцементированных оболочках.

В текстильной промышленности и крашения, соль используется в качестве солевого раствора для полоскания, чтобы отделить органические загрязнители, чтобы содействовать «высаливание» красящего вещества выпадает в осадок, и смешать с концентрированными красителями, чтобы стандартизировать их. Одна из его главных ролей, чтобы обеспечить положительный заряд ионов, чтобы способствовать поглощению отрицательно заряженных ионов красителей.

Он также используется в обработке алюминия , бериллий , медь , сталь и ванадий . В целлюлозно-бумажной промышленности , соль используется для отбеливания древесной массы. Он также используется , чтобы сделать хлорат натрия , который добавляется вместе с серной кислотой и водой в производстве двуокиси хлора , отличный кислород на основе отбеливающего химического вещества. Процесс диоксида хлора, который возник в Германии после Первой мировой войны, становится все более популярным из - за нагрузки на окружающую среду , чтобы уменьшить или устранить хлорсодержащие отбеливающие соединения. В дубления и кожи лечения, соль добавляют в животных кож для ингибирования активности микроорганизмов на нижней стороне шкуры и привлечь влагу обратно в шкуры.

В производстве резины, соль используются для изготовления Буны , неопрена и белого резинового типа. Соль сол ного раствор и серная кислота используют коагулировать эмульгированный латекс , изготовленный из хлорированного бутадиена .

Соль также добавляют, чтобы обеспечить почву и обеспечить стойкость к фундаменту, на котором построены шоссейные дороги. Соль действует, чтобы минимизировать эффекты сдвига вызваны в геологической среде путем изменения влажности и нагрузки трафика.

Хлорид натрия иногда используются в качестве дешевого и безопасного осушителя из - за его гигроскопичность свойств, что делает посол эффективного метода сохранения пищи исторически; соль притягивает воду из бактерий через осмотическое давление , удерживая его от воспроизведения, основным источником порчи продуктов. Несмотря на то, более эффективные осушители доступны, некоторые из них безопасны для людей , чтобы глотать.

смягчение воды

Жесткая вода содержит ионы кальция и магния , которые мешают действие мыла и способствуют накоплению масштаба или пленок щелочных минеральных отложений в бытовой и промышленном оборудовании и трубах. Коммерческое и жилое водный смягчающее устройство использует ионообменные смолы для удаления ионов нарушителей , которые вызывают твердость. Эти смолы генерируются и регенерированный с использованием хлорида натрия.

Дорожная соль

Фазовая диаграмма воды NaCl-смеси

Второе основное применение соли для борьбы с обледенением и защиты от обледенения дорог, как в зернистости бункерах и распространяются зимой обслуживания автомобилей . В ожидании снегопада, дороги оптимальны «анти-замороженный» солевой раствор (концентрированный раствор соли в воде), который предотвращает связывание между снежным льдом и поверхностью дороги. Эта процедура устраняет тяжелое использование соли после снегопада. Для борьбы с обледенением, используют смеси рассола и соли, иногда с дополнительными агентами , такими как хлорид кальция и / или хлорид магния . Использование соли или рассола становится неэффективным ниже -10 ° C (14 ° F).

Курганы дорожной соли для использования в зимний период

Соль для антиобледенительной в Соединенном Королевстве в основном происходит из одной шахты в Winsford в графстве Чешир . Перед распределением его смешивают с <100 частей на миллион ферроцианида натрия в качестве предотвращающего слипание агента, что позволяет каменной соли свободно вытекать из Скрипнув транспортных средств , несмотря на то , складированы перед использованием. В последние годы эта добавка была также использована в поваренной соли. Другие добавки были использованы в дорожной соли , чтобы уменьшить общую стоимость. Так , например, в США, побочный продукт углеводов решения от переработки сахарной свеклы смешивает с каменной солью и привязано к дорожной поверхности около 40% лучше , чем только рыхлой каменной соли. Потому что он остался на дороге больше, лечение не должно быть повторено несколько раз, экономя время и деньги.

В техническом плане физической химии, минимальная температура замерзания водно-солевой смеси -21.12 ° C (-6,02 ° F) в течение 23,31 мас% соли. Замораживание вблизи этой концентрации, однако , настолько медленно , что эвтектическая точка из -22.4 ° C (-8,3 ° F) может быть достигнута приблизительно 25% мас соли.

Воздействие на окружающую среду

Дорожная соль заканчивается в пресноводных водоемах и может нанести вред водных растений и животных, нарушая их осморегуляция способности. Вездесущность соли представляет собой проблему в любом приложении прибрежного покрытия, так как запертые соли вызывают большие проблемы в адгезии. Морские власти и кораблестроители контроля концентрации соли на поверхности во время строительства. Максимальные концентрации солей на поверхности зависят от власти и применения. ИМО регулирование в основном используется и устанавливает уровни соли до максимума 50 мг / м 2 растворимых солей , измеренных как хлорид натрия. Эти измерения проводятся с помощью теста Бресла . Засоление (увеличение соленость, известное пресноводное засоление синдром ) и последующее выщелачивание металлов увеличились является постоянной проблемой в Северной Америке и европейских свежие водных путях.

В шоссе обледенения, соль была связана с коррозией мостовых настилов, моторными транспортными средств, арматурный стержень и проволока, а также незащищенные стальные конструкции , используемые в дорожном строительстве. Поверхностный сток, автомобиль напыление, и раздутые действия также влияют на почву, растительность придорожной и местные поверхностные и подземные воды поставок. Хотя свидетельство экологической нагрузки соли было обнаружено во время пиковой нагрузки, весенних дождей и оттаивает обычно разбавленные концентрации натрия в области , где была применена соль. Исследование 2009 установлено , что примерно 70% от дорожной соли применяется в Миннеаполис-Сент - Пол районе метро сохраняется в локальном водоразделе.

подмена

Некоторые агентства подставляя пиво, патока и свекольный сок вместо дорожной соли. Авиалинии используют больше гликоль и сахар , а не соль на основе решения для борьбы с обледенением .

Пищевая промышленность и сельское хозяйство

Многие микроорганизмы не могут жить в слишком соленой среде: вода вытесняется из своих клеток путем осмоса . По этой причине , соль используется , чтобы сохранить некоторые продукты, такие как копченый бекон, рыбы или капусту.

Соль добавляется в пищу, либо производителем пищи или потребителем, в качестве усилителя вкуса, консерванта, связующего вещества, ферментации -контроль добавки, текстуры управления агентом и цветного проявителя. Потребление соли в пищевой промышленности подразделяется, в порядке убывания потребления, в другой пищевой промышленности, мясо упаковщиков, консервной, хлебопекарной, молочной и мукомольной продукции. Соль добавляется в целях содействия развития цвета в беконе, ветчине и других мясных продуктах. В качестве консерванта, соль ингибирует рост бактерий. Соль действует в качестве связующего вещества в колбасах , чтобы сформировать связывающий гель, состоящие из мяса, жира и влаги. Соль также действует как усилитель вкуса и как Тендеризер .

Во многих молочной промышленности, соль добавляется в сыром виде цвето-, fermentation- и текстуры управления агентом. Молочная подотрасль включает в себя компании , которые производят маслозавод масло, сгущенное и сгущенное молоко, замороженные десерты, мороженое, натуральный и плавленый сыр, и специальные молочные продукты. В консервировании, соль, прежде всего , добавляют в качестве усилителя вкуса и консерванта . Он также используется в качестве носителя для других ингредиентов, дегидратирующего агента, ингибитора фермента и Тендеризер. В выпечки, соль добавляют для управления скоростью ферментации в тесто для хлеба. Он также используется для укрепления клейковины (эластичная сложный белок-вода в некоторых пастах) и как усилитель вкуса, такие как долив на хлебобулочных изделиях. Категория пищевой содержит также хлебные продукты. Эти продукты состоят из размола муки и рис и производство зерновых завтраков пищи и смешанных или подготовленных мук. Соль также используется приправа агент, например , в картофельные чипсы, крендели , кошки и корм для собак.

Хлорид натрия используется в ветеринарной медицине в качестве рвоты -causing агента. Это дается как теплым насыщенным раствором. Рвота может быть также вызвана глоточным размещением небольшого количества простых солей или кристаллов соли.

Лекарственное средство

Назальный спрей обычно делается с физиологическим раствором в качестве активного ингредиента.

Хлорид натрия используется вместе с водой в качестве одного из основных растворов для внутривенной терапии . Назальный спрей часто содержит физиологический раствор.

Пожаротушение

Класс-D Огнетушитель для различных металлов

Хлорид натрия является основным огнетушащим веществом в огнетушителях (Меты-LX, Супер D) , используемых на металлические горючих пожарах , такие как магний, калий, натрий и сплавы NAK (Класс D). Термопластичный порошок добавляют к смеси, а также гидроизоляции (стеараты металлов) и предотвращающего слипание материалов (трикальцийфосфат) с образованием огнетушащего вещества. Когда он применяются к огню, соль действует как поглотитель тепла, отвод тепла от огня, а также образует корочку кислорода за исключением заглушить огнь. Пластиковые добавки плавятся и помогает коре сохранять свою целостность до тех пор , пока горение металла остывает ниже его температуры воспламенения. Этот тип гасителя был изобретен в конце 1940 - х годов в качестве патрона управлением блока, хотя сохраненные версии давления сейчас популярны. Общие размеры 30 фунтов (14 кг) портативные и 350 фунтов (160 кг) колесные.

очищающее средство

Так , по крайней мере средневековые времена, люди использовали соль в качестве очищающего средства натирали бытовых поверхностей. Она также используется во многих марок шампуня , зубной пасты и популярно оледенением проездов и участки льда.

Оптическое использование

Бездефектного NaCl кристаллы имеют оптическую прозрачность примерно 90% для инфракрасного света, в частности в диапазоне от 200  нм до 20  мкм . Таким образом , они были использованы в оптических компонентах (окна и призмы) , работающих в этой области спектра, где существуют несколько не-поглощающих альтернатив и где требование к отсутствию микронеоднородностей являются менее жестким , чем в видимом диапазоне. В то время как недорогие, кристаллы NaCl мягкие и гигроскопичен - при воздействии окружающего воздуха, они постепенно покрывают «инеем». Это ограничивает применение NaCl в сухой среде, вакуумной запечатана сборка области или для кратковременного использования , такого , как прототипирования. В настоящее время материалы , такие как селенида цинка (ZnSe), которые являются сильными механически и менее чувствительны к воздействию влаги, используют вместо NaCl для инфракрасной области спектра.

Химия

Твердый хлорид натрия

В твердом хлорида натрия, каждый ион окружен шестью ионами противоположного заряда , как и ожидалось от электростатических основаниях. Окружающие ионы расположены в вершинах правильного октаэдра . На языке плотной упаковки , тем больше хлоридные ионы расположены в виде кубической решетки , тогда как меньшие натриевые ионы заполняют все зазоры кубических (октаэдрические пустоты) между ними. Та же самая базовая структура встречается во многих других соединениях , и обычно известна как галит или каменной соли кристаллической структуры. Он может быть представлен в виде гранецентрированной кубической (ГЦК) решетки с двумя атомами в основе или как две взаимопроникающие гранецентрированной кубической решеткой. Первый атом находится в каждой точке решетки, а второй атом расположен на полпути между точками решетки вдоль края элементарной ячейки ГЦКА.

Твердый хлорид натрия имеет температуру плавления 801 ° С. Теплопроводность хлорида натрия в зависимости от температуры имеет максимум 2,03 Вт / (К) см при 8 К (-265.15 ° C; -445,27 ° F) и уменьшается до 0,069 при 314 К (41 ° С; 106 ° F ). Кроме того , уменьшается с легированием .

Водные растворы

Притяжение между Na + и Cl - ионы в твердом настолько сильны , что только сильно полярные растворители , такие как вода растворения NaCl хорошо.

При растворении в воде, структура хлорида натрия распадается как Na + и Cl - ионы становятся в окружении полярных молекул воды. Эти растворы состоят из аквакомплексов с формулой [Na (H 2 O) 8 ] + , с Na-O расстоянием 250 часов . Ионы хлорида также сильно сольватирован, каждый из которых окружен в среднем на 6 молекул воды. Растворы хлорида натрия имеют очень разные свойства от чистой воды. Точка замерзания составляет -21.12 ° C (-6,02 ° F) в течение 23,31 % масс соли, а температура кипения насыщенного солевого раствора находится вблизи 108,7 ° C (227,7 ° F). Из холодных растворов, соль кристаллизуется в качестве дигидрата NaCl · 2H 2 O.

Вид одной плиты из NaCl (Н 2 О) 2 (красный = О, белый = Н, зеленый = Cl, фиолетовый = Na).

рН растворов хлорида натрия

РН раствора хлорида натрия остается ≈7 вследствие чрезвычайно слабой основность Cl - ион, который является сопряженным основанием сильной кислоты HCl. Другими словами, NaCl , не оказывает никакого влияния на рН системы в разбавленных растворах , где эффекты ионных коэффициентов силы и активности пренебрежимо малы.

Неожиданные стабильные стехиометрические варианты

Поваренная соль имеет 1: 1 молярное соотношение натрия и хлора. В 2013 годе , соединение натрия и хлорид различной стехиометрии было обнаружено; пять новых соединений были предсказаны (например, Na 3 Cl, Na 2 Cl, Na 3 Cl 2 , NaCl , 3 и NaCl , 7 ). Существование некоторых из них было подтверждено экспериментально при высоких давлениях: кубической и орторомбической NaCl , 3 и двумерной металлической тетрагональной Na 3 Cl. Это указывает на то, что соединения , нарушающие химическую интуицию возможны, в простых системах при nonambient условиях.

Вхождение

Небольшие частицы морской соли являются доминирующими ядра конденсации облаков далеко в море, которые позволяют образование облаков в противном случае , не загрязненного воздуха .

производство

Соль в настоящее время массового производства путем выпаривания из морской воды или рассола из рассола скважин и соленых озер . Добыча каменной соли также является основным источником. Китай является основным поставщиком в мире соли. В 2017 году мировое производство оценивается в 280 млн тонн , в первую пятерку производителей (в миллионах тонн) являются Китай (68,0), США (43,0), Индия (26,0), Германия (13,0) и Канада (13,0). Соль также является побочным продуктом калия добычи.

Смотрите также

Рекомендации

 Эта статья включает в себя материалы для общественности области  из  Геологической службы США документа:  «Соль» (PDF) .

Статьи, ссылающиеся источники

внешняя ссылка

Викискладе есть медиафайлы по теме NaCl .

ru.qwe.wiki

формула, общие сведения, химические свойства :: SYL.ru

Перхлорат натрия — это кристаллическое вещество без цвета и запаха. Обладает гигроскопичностью и образует несколько кристаллогидратов. С химической точки зрения, представляет собой натриевую соль хлорной кислоты. Не горюч, но обладает токсичным действием. Химическая формула перхлората натрия – NaClO4.

Получение

Описываемое вещество может быть получено как химическим путем, так и электрохимическим. В первом случае обычно пользуются обычной реакцией обмена между хлорной кислотой и гидроксидом или карбонатом натрия. Также возможно термическое разложение хлората натрия. При 400-600 °C он образует перхлорат и хлорид натрия. Но данный способ довольно опасен, так как есть угроза взрыва при протекании реакции.

Теоретически можно осуществлять химическое окисление хлората натрия. Самым эффективным окислителем в данном случае будет оксид свинца (IV) в кислой среде. Обычно в реакционную смесь добавляют хлорную кислоту.

Чаще всего в промышленности пользуются электрохимическим способом. Он дает более чистый продукт, да и в целом более эффективен. В качестве сырья используют все тот же хлорат натрия, который при окислении на платиновом аноде дает перхлорат. Для экономичности процесса хлорат натрия получают на более дешевых электродах типа графитового. Существует также перспективный метод получения перхлората натрия в одну стадию. В качестве анода здесь используется перекись свинца.

Механизмы электрохимического получения

Полностью механизм окисления хлората в перхлорат до конца еще не изучен, существуют лишь предположения относительно него. Исследования ведутся до сих пор.

Наиболее обоснованным является вариант, основанным на предположении об отдаче электрона на аноде хлорат-иона (ClO3-), в результате которого образуется радикал ClO3. Он в свою очередь взаимодействует с водой, образуя перхлорат.

Это предположение высказывается в ряде авторитетных научных работ. Также оно подтверждается результатами исследований процессов окисления хлоратов до перхлоратов в водных растворах, меченных тяжелыми изотопами кислорода 18O. Было выяснено, что 18O входит сначала в состав хлората и только затем в ходе окислительного процесса переходит в состав перхлорат-иона. Но необходимо учитывать, что смена материала анода (например, с платинового на графитовый) может также изменить механизм реакции.

Второй вариант протекания процесса заключается в окислении ионов хлората кислородом, который образуется при отдаче электронов гидроксид-ионом.

Согласно этому варианту, скорость реакции напрямую зависит от концентрации хлората в электролите, т. е. с понижением его концентрации скорость должна увеличиваться.

Существует также вариант, основанный на одновременной отдаче электронов как хлорат-ионом, так и гидроксид-ионом. Образующиеся в результате реакций радикалы обладают высокой активностью и окисляются кислородом, который выделяется от OH-.

Физические свойства

Перхлорат натрия очень хорошо растворим в воде. Его растворимость гораздо сильнее, чем у других перхлоратов. По этой причине при производстве перхлоратов сначала получают перхлорат натрия, а потом при необходимости переводят его в другие соли хлорной кислоты. Также он хорошо растворим в жидком аммиаке, ацетоне, перекиси водорода, этаноле и этиленгликоле.

Как уже было сказано выше, он обладает гигроскопичностью, и при гидролизе перхлорат натрия образует кристаллогидраты (моно- и дигидраты). Также может образовывать сольваты с другими соединениями. При температуре 482 °C плавится с разложением на хлорид натрия и кислород. При использовании добавок пероксида натрия, оксида марганца (IV), оксида кобальта (II, III) температура разложения понижается до 150-200 °C.

Химические свойства

Натриевая соль хлорной кислоты — очень сильный окислитель, настолько, что окисляет многие органические вещества до углекислого газа и воды.

Обнаружить перхлорат-ион можно с помощью реакции с солями аммония. При прокаливании смеси протекает реакция:

3NaClO4 + 8NH4NO3 → 3KCl + 4N2 + 8HNO3 + 12H2O.

Еще один способ обнаружения — это реакция обмена с калием. Перхлорат калия гораздо менее растворим в воде, поэтому будет выпадать в осадок.

NaClO4 + KCl → KClO4↓ + NaCl.

С другими перхлоратами может образовывать комплексные соединения: Na2[Al(ClO4)5], Na[Zn(ClO4)3], Na[Cd2(ClO4)5].

Применение

Из-за образования кристаллогидратов, применение перхлората натрия крайне затруднено. В основном его применяют как гербицид, хотя последнее время все меньше. Почти весь перхлорат натрия переводят в другие перхлораты (например, калия или аммония) или хлорную кислоту и используют в синтезе многих других соединений за счет сильных окислительных свойств. Также его можно использовать в аналитической химии для определения и осаждения катионов калия, рубидия и цезий, причем как из водных, так и из спиртовых растворов.

При термическом разложении всех перхлоратов выделяется кислород. Благодаря этому, соли можно применять как источник кислорода в ракетных двигателях. Некоторые перхлораты могут использоваться во взрывотехнике. Перхлорат калия применяется в медицине для лечения гипертиреоза. Это заболевание обусловлено повышенной функцией щитовидной железы, а любой перхлорат обладает свойством уменьшать деятельность этой железы, что и необходимо для приведения организма в норму.

Опасность

Сам по себе перхлорат натрия негорючий, но при взаимодействии с некоторыми другими веществами может привести к пожару или взрыву. В огне он может выделять токсичные газы или пары (хлор или хлороксиды). Тушение можно производить водой.

Перхлорат натрия при комнатной температуре практически не испаряется, но при его распылении он может попасть в организм. При его вдыхании возникает кашель, раздражение слизистых оболочек. При попадании на кожу появляются покраснения. В качестве первой помощи, рекомендуется промывать места попадания обильным количеством воды с мылом, а также избавиться от загрязненной одежды. При длительном воздействии на организм, он попадает в кровь и приводит к образования метгемоглобина.

При введении животным (в частности грызунам) 0,1 г перхлората натрия у них повысилась рефлекторная возбудимость, появились судороги и столбняк. После введения 0,22 г крысы погибали через 10 часов. При введении такой же дозы голубям, у них появлялись только мягкие симптомы отравления, но через 18 часов они погибали. Это говорит о том, что отправление перхлоратом натрия развивается очень медленно.

www.syl.ru

Хлорноватистая кислота — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Хлорнова́тистая кислота́ — HClO, очень слабая одноосновная кислота, в которой хлор имеет степень окисления +1. Существует лишь в растворах.

В водных растворах хлорноватистая кислота частично распадается на катион H+{\displaystyle {\mathsf {H}}^{+}} и гипохлорит-анион ClO−{\displaystyle {\mathsf {ClO}}^{-}}

HOCl⇄ ClO−+H+{\displaystyle {\mathsf {HOCl\rightleftarrows \ ClO^{-}+H^{+}}}}

Неустойчива, постепенно разлагается даже в разбавленных водных растворах на хлороводород и атомарный кислород[1], благодаря которому является сильным окислителем:

HOCl→ HCl+O{\displaystyle {\mathsf {HOCl\rightarrow \ HCl+O}}}

Реагирует с соляной кислотой HCl, образуя газообразный хлор:

HOCl+HCl→ h3O+Cl2{\displaystyle {\mathsf {HOCl+HCl\rightarrow \ H_{2}O+Cl_{2}}}}

Как и хлорноватистая кислота, её соли — гипохлориты — являются сильными окислителями. Многие из них неустойчивы. Кристаллогидрат LiClO⋅ h3O{\displaystyle {\mathsf {LiClO\cdot \ H_{2}O}}} выдерживает длительное хранение; NaClO⋅ h3O{\displaystyle {\mathsf {NaClO\cdot \ H_{2}O}}} при 70 °C разлагается со взрывом, а KClO известен только в виде водных растворов. Ca(ClO)2{\displaystyle {\mathsf {Ca(ClO)_{2}}}} в сухом виде вполне устойчив, но в присутствии h3O{\displaystyle {\mathsf {H_{2}O}}} и CO2{\displaystyle {\mathsf {CO_{2}}}} разлагается. Более стоек Mg(ClO)2{\displaystyle {\mathsf {Mg(ClO)_{2}}}}.

Хлорноватистая кислота получается при растворении хлора (реакция диспропорционирования) или оксида хлора(I) в воде.

Cl2+h3O⟶ HClO+HCl{\displaystyle {\mathsf {Cl_{2}+H_{2}O\longrightarrow \ HClO+HCl}}}
Cl2O+h3O⟶ 2HClO{\displaystyle {\mathsf {Cl_{2}O+H_{2}O\longrightarrow \ 2HClO}}}

В промышленном масштабе производятся гипохлориты кальция, натрия, калия, лития хлорированием известкового молока и соответствующих щелочей.

Хлорноватистая кислота и гипохлориты легко разлагаются с выделением атомарного кислорода и поэтому широко используются для отбелки целлюлозы и тканей, а также для санитарных целей.

  1. ↑ Н. В. Манкевич. Неорганическая химия. Весь школьный курс в таблицах. — 8-е. — Минск: «Букмастер» и «Кузьма», 2007. — С. 279. — 416 с.

ru.wikipedia.org

Хлорат натрия

Температурагр/100,00 гр воды
0°C

273,15 K
32 °F
491,67 °R

79,6

79,6 г/100г
44,321 %

10°C

283,15 K
50 °F
509,67 °R

87,6

87,6 г/100г
46,695 %

15°C

288,15 K
59 °F
518,67 °R

91,8

91,8 г/100г
47,862 %

20°C

293,15 K
68 °F
527,67 °R

95,9

95,9 г/100г
48,954 %

25°C

298,15 K
77 °F
536,67 °R

100

100 г/100г
50 %

30°C

303,15 K
86 °F
545,67 °R

105

105 г/100г
51,22 %

40°C

313,15 K
104 °F
563,67 °R

115

115 г/100г
53,488 %

50°C

323,15 K
122 °F
581,67 °R

126

126 г/100г
55,752 %

60°C

333,15 K
140 °F
599,67 °R

137

137 г/100г
57,806 %

70°C

343,15 K
158 °F
617,67 °R

152

152 г/100г
60,317 %

80°C

353,15 K
176 °F
635,67 °R

167

167 г/100г
62,547 %

90°C

363,15 K
194 °F
653,67 °R

184

184 г/100г
64,789 %

100°C

373,15 K
212 °F
671,67 °R

204

204 г/100г
67,105 %

ru.crystalls.info

Натрия хлорид. Мини-справочник по химическим веществам (3340 веществ)

Алф. указатель: 1-9 A-Z А Б В Г Д Е Ж З И К Л М Н О П Р С Т У Ф Х Ц Ч Щ Э Я


Синонимы:

галит
каменная соль
поваренная соль

Внешний вид:

бесцветн. кубические кристаллы

Брутто-формула (система Хилла): ClNa

Формула в виде текста: NaCl

Молекулярная масса (в а.е.м.): 58,44

Температура плавления (в °C): 801

Температура кипения (в °C): 1455

Растворимость (в г/100 г или характеристика):

2-этилгексанол: 0,0001 (20°C)
аммиак жидкий: 4,2 (-30°C)
аммиак жидкий: 12,9 (0°C)
ацетон: не растворим 0,000032 (18°C)
бензиловый спирт: 0,017 (20°C)
вода: 35,7 (0°C)
вода: 35,9 (20°C)
вода: 36,4 (40°C)
вода: 37,2 (60°C)
вода: 38,1 (80°C)
вода: 39,4 (100°C)
глицерин: 8,2 (25°C)
диоксид серы: 0,016 (0°C)
диэтиловый эфир: не растворим
изобутанол: 0,0005 (20°C)
изопентанол: 0,0016 (20°C)
метанол: 1,31 (25°C)
н-бутанол: 0,005 (20°C)
н-гексанол: 0,001 (20°C)
н-пентанол: 0,002 (20°C)
перекись водорода: 17,6 (-14,5°C)
перекись водорода: 18,4 (-10°C)
перекись водорода: 20,5 (0°C)
этанол: 0,065 (25°C)

Вкус, запах, гигроскопичность:

вкус: соленый
запах: без запаха

Природные и антропогенные источники:

76% сухого остатка от выпаривания морской воды составляет хлорид натрия.

Плотность:

2,165 (20°C, г/см3)

Давление паров (в мм.рт.ст.):

0,1 (752°C)
1 (863°C)
10 (1014°C)
100 (1216°C)

Динамическая вязкость жидкостей и газов (в мПа·с):

1,38 (817°C)
1,12 (867°C)
0,95 (917°C)
0,82 (967°C)

Поверхностное натяжение (в мН/м):

114 (803°C)
110 (850°C)
107 (900°C)
102 (970°C)

Стандартная энтальпия образования ΔH (298 К, кДж/моль):

-411,1 (т)

Стандартная энергия Гиббса образования ΔG (298 К, кДж/моль):

-384 (т)

Стандартная энтропия образования S (298 К, Дж/моль·K):

72,12 (т)

Стандартная мольная теплоемкость Cp (298 К, Дж/моль·K):

49,71 (т)

Энтальпия плавления ΔHпл (кДж/моль):

28,5

Энтальпия кипения ΔHкип (кДж/моль):

171

Аналитические свойства катиона:

на ион натрия: с водным раствором гексагидроксостибата (V) калия образуется белый кристаллический осадок

Аналитические свойства аниона:

на хлорид-ион: с азотнокислым водным раствором нитрата серебра образуется белый, творожистый осадок хлорида серебра

Применение:

Как пищевой антисептик, для засолки грибов, рыбы, капусты и т.д. Необходимый для жизни пищевой продукт.

История:

Древние приписывали соли священные свойства, связывали ее с добрыми духами. В ряде стран сохранился обычай ставить перед гостями или подавать соль как символ дружбы и гостеприимства. Просыпать соль считалась навлечь гнев богов.

В Эфиопии еще в XIX в. были в ходу соляные деньги - стандартные бруски каменной соли. В Китае изготавливались соляные монеты, на которые ставилось клеймо богдыхана. Солью вместо денег платили жалование римским воинам и крестоносцам.

Дополнительная информация:

Твердость по Моосу 2-2,5, кристаллы хрупкие. При нагревании хлорида натрия с небольшим количеством металлического натрия без доступа воздуха образуется соль сине-фиолетового цвета (за счет встраивания атомов натрия в полости кристаллов).

Под действием перегретого водяного пара при 500 С и давлении 10 атмосфер подвергается гидролизу и получающийся хлороводород может быть выведен из сферы реакции с прохождением гидролиза практически до конца.

    Источники информации:

  1. "Справочник химика" т.3, Л.-М.: Химия, 1965 стр. 289-302
  2. "Справочник химика" т.5, Л.-М.: Химия, 1966 стр. 94-95
  3. Беликов В.Г. "Учебное пособие по фармацевтической химии" М.: Медицина, 1979 стр. 18
  4. Девяткин В.В., Ляхова Ю.М. "Химия для любознательных, или о чем не узнаешь на уроке" Ярославль:Академия Холдинг, 2000 стр. 30, 65-70, 76
  5. Иванов В.М., Семененко К.А., Прохорова Г.В., Симонов Е.Ф. "Натрий" М.:Наука, 1986 стр. 239
  6. Рабинович В.А., Хавин З.Я. "Краткий химический справочник" Л.: Химия, 1977 стр. 86

Алф. указатель: 1-9 A-Z А Б В Г Д Е Ж З И К Л М Н О П Р С Т У Ф Х Ц Ч Щ Э Я


Еще по теме:

www.xumuk.ru

Смотрите также