Молярная масса калий хлор


Хлорид калия — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Хлори́д ка́лия — химическое соединение, неорганическое соединение состава KCl. Является средней калиевой солью соляной кислоты.

Образует белое кристаллическое вещество без запаха. Относится к структурному типу NaCl. В природе встречается в виде минералов сильвина и карналлита, а также входит в состав сильвинита.

В лабораторных условиях[править | править код]

В лабораторных условиях хлорид калия можно получить взаимодействием гидроксида калия с соляной кислотой:

KOH+HCl→KCl+h3O{\displaystyle {\mathsf {KOH+HCl\rightarrow KCl+H_{2}O}}}

Из сильвинита nNaCl + mKCl[править | править код]

Хлорид калия также получают из сильвинита методами галургии и флотации.

Галургический метод основан на различной растворимости KCl и NaCl в воде при повышенных температурах. При нормальной температуре растворимость хлоридов калия и натрия почти одинакова. С повышением температуры растворимость хлорида натрия почти не меняется, а растворимость хлорида калия резко возрастает. На холоде готовится насыщенный раствор обеих солей, затем он нагревается, и сильвинит обрабатывается полученным раствором. В процессе обработки раствор дополнительно насыщается хлоридом калия, а часть хлорида натрия вытесняется из раствора, выпадает в осадок и отделяется фильтрованием. Кристаллы отделятся на центрифугах и сушатся, а маточный раствор идет на обработку новой порции сильвинита.

Флотационный метод заключается в разделении минералов измельченной руды на основе различной их способности удерживаться на границе раздела фаз в жидкой среде.

Для медицинского воздействия на организм человека[править | править код]

Действие на организм человека. Калий — основной внутриклеточный ион, играющий важную роль в регулировании функций организма.

Показания.Нарушение сердечного ритма, интоксикация после введения сердечных гликозидов и диуретиков, недостаток калия в организме.

Фармакологическое действие хлорида калия. Нормализующее кислотно-щелочное состояние, восполняющее дефицит калия. Активирует многие цитоплазматические ферменты, регулирует внутриклеточное осмотическое давление, синтез белка, транспорт аминокислот, проведение нервных импульсов, сокращение скелетных мышц. Ионы калия понижают частоту сердечных сокращений, сократительную активность, проводимость, автоматизм и возбудимость миокарда (в большой дозе хлорид калия вызывает остановку сердца, из-за чего применяется для смертельных инъекций). В малых дозах они расширяют коронарные сосуды, в больших — сужают. Калий способствует повышению содержания ацетилхолина и возбуждению симпатического отдела ЦНС. Оказывает умеренное диуретическое действие. Увеличение уровня калия снижает риск развития токсического действия сердечных гликозидов на сердце. Калия хлорид после приёма внутрь легко и практически в любом количестве пассивно абсорбируется. В подвздошной и толстой кишках калий выделяется в просвет кишок по принципу сопряженного обмена с ионами натрия и выводится с фекалиями (10 %). Распределение калия в организме продолжается около 8 часов с момента приёма: период полувыведения в фазе абсорбции — 1,31 часа; время высвобождения из таблеток (ретард) составляет 6 часов.

В сельском хозяйстве, технике и др.[править | править код]

Хлорид калия является наиболее распространённым калийным удобрением. Согласно ГОСТ 4568-95 содержание активного вещества в пересчёте на K2O в 1-м сорте — не менее 60 %, во 2-м — не менее 58 %, воды — не более 0,5 %.

Применяется для производства гидроксида калия методом электролиза. Иногда применяется в качестве добавки (E508) к поваренной соли (так называемая «соль с пониженным содержанием натрия»).

При строительстве и ремонте скважин, хлорид калия используют в качестве ингибирующего компонента бурового раствора[источник не указан 1734 дня].

На кристаллах хлорида калия возможно формирование голограмм[1].

В ряде штатов США входит в состав инъекции при смертной казни[2].

Будучи наиболее доступной в быту (удобрение) солью калия, чей изотоп 40K (0,0117 %) является бета-активным с периодом полураспада 1,251⋅109 лет, удобен для проверки работы бытовых дозиметров: даже небольшая навеска соли, расположенная непосредственно рядом с окошком счётчика Гейгера даёт радиоактивный фон на уровне около 30 микрорентген/час, т. е. вдвое выше обычного.

Хлорид калия - это... Что такое Хлорид калия?

Хлори́д ка́лия — химическое соединение KCl, калиевая соль соляной кислоты.

Белое кристаллические вещество без запаха. Относится к структурному типу NaCl. В природе встречается в виде минералов сильвина и карналлита, а также входит в состав сильвинита.

Получение

Лабораторное

В лабораторных условиях хлорид калия можно получить взаимодействием гидроксида калия с соляной кислотой:
KOH + HCl → KCl + H2O

Из сильвинита nNaCl + mKCl

Хлорид калия получают из сильвинита методами галургии и флотации.

Галургический метод основан на различной растворимости KCl и NaCl в воде при повышенных температурах. При нормальной температуре растворимость хлоридов калия и натрия почти одинакова. С повышением температуры растворимость хлорида натрия почти не меняется, а растворимость хлорида калия резко возрастает. На холоде готовится насыщенный раствор обеих солей, затем он нагревается, и сильвинит обрабатывается полученным раствором. В процессе обработки раствор дополнительно насыщается хлоридом калия, а часть хлорида натрия вытесняется из раствора, выпадает в осадок и отделяется фильтрованием. Кристаллы отделятся на центрифугах и сушатся, а маточный раствор идет на обработку новой порции сильвинита.

Флотационный метод заключается в разделении минералов измельченной руды на основе различной их способности удерживаться на границе раздела фаз в жидкой среде.

Применение

Для медицинского воздействия на организм человека

Действие на организм человека. Калий – основной внутриклеточный ион, играющий важную роль в регулировании функций организма.

Показания. Нарушение сердечного ритма, интоксикация после введения сердечных гликозидов и диуретиков, недостаток калия в организме.

Фармакологическое действие хлорида калия. Нормализующее кислотно-щелочное состояние, восполняющее дефицит калия. Активирует многие цитоплазматические ферменты, регулирует внутриклеточное осмотическое давление, синтез белка, транспорт аминокислот, проведение нервных импульсов, сокращение скелетных мышц. Ионы калия вызывают урежение частоты сердечных сокращений, снижают сократительную активность, уменьшают проводимость, автоматизм и возбудимость миокарда. В малых дозах они расширяют коронарные сосуды, в больших – сужают. Калий способствует повышению содержания ацетилхолина и возбуждению симпатического отдела ЦНС. Оказывает умеренное диуретическое действие. Увеличение уровня калия снижает риск развития токсического действия сердечных гликозидов на сердце. Калия хлорид после приема внутрь легко и практически в любом количестве пассивно абсорбируется. В подвздошной и толстой кишках калий выделяется в просвет кишок по принципу сопряженного обмена с ионами натрия и выводится с фекалиями (10%). Распределение калия в организме продолжается около 8 часов с момента приема: период полувыведения в фазе абсорбции – 1,31 часа; время высвобождения из таблеток (ретард) составляет 6 часов.

В сельском хозяйстве, технике и др.

Хлорид калия является наиболее распространённым калийным удобрением. Согласно ГОСТ 4568-95 1-й сорт содержит не менее 60% К2О, 2-й сорт - не менее 58% К2О и воды не более 0,5%.

Применяется для производства гидроксида калия методом электролиза. Иногда применяется в качестве добавки (E508) к поваренной соли (так называемая «соль с пониженным содержанием натрия»).

На кристаллах хлорида калия возможно формирование голограмм.[1]

В ряде штатов США используется в качестве инъекции при смертной казни.[2]

Будучи наиболее доступной в быту (удобрение) солью калия, чей изотоп 40K (0,0117 %) является бета-активным с периодом полураспада 1,251·109 лет, удобен для проверки работы бытовых дозиметров: даже небольшая навеска соли, расположенная непосредственно с окошком счетчика Гейгера дает радиоактивный фон на уровне около 30 микрорентген/час, т.е, вдвое выше обычного.

Примечания

Ссылки

Плазмозамещающие и перфузионные растворы — АТХ код: B05

 

B05A
Препараты крови
B05B
Растворы для в/в введения
B05C
Ирригационные растворы
B05D
Растворы для перитонеального диализа
B05X
Добавки к растворам для в/в введения
B05Z

Калий — Википедия

Калий
← Аргон | Кальций →
Серебристо-белый мягкий металл

Элементарный калий

Название, символ, номер Калий / Kalium (K), 19
Атомная масса
(молярная масса)
39,0983(1)[1] а. е. м. (г/моль)
Электронная конфигурация [Ar] 4s1
Радиус атома 235 пм
Ковалентный радиус 203 пм
Радиус иона 133 пм
Электроотрицательность 0,82 (шкала Полинга)
Электродный потенциал −2,92 В
Степени окисления 0; +1
Энергия ионизации
(первый электрон)
 418,5 (4,34) кДж/моль (эВ)
Плотность (при н. у.) 0,856 г/см³
Температура плавления 336,8 К; +63,65 °C
Температура кипения 1047 К; 773,85 °C
Уд. теплота плавления 2,33 кДж/моль
Уд. теплота испарения 76,9 кДж/моль
Молярная теплоёмкость 29,6[2] Дж/(K·моль)
Молярный объём 45,3 см³/моль
Структура решётки кубическая объёмно-центрированная
Параметры решётки 5,332 Å
Температура Дебая 100 K
Теплопроводность (300 K) 79,0 Вт/(м·К)
Номер CAS 7440-09-7

Ка́лий — элемент первой группы (по старой классификации — главной подгруппы первой группы), четвёртого периода системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 19. Обозначается символом K (лат. Kalium). Простое вещество калий — мягкий щелочной металл серебристо-белого цвета.

В природе калий встречается только в соединениях с другими элементами, например, в морской воде, а также во многих минералах.

Очень быстро окисляется на воздухе и очень легко вступает в химические реакции, особенно с водой, образуя щёлочь.

Во многих свойствах калий очень близок натрию, но с точки зрения биологической функции и использования клетками живых организмов они антагонистичны.

Соединения калия используются с древнейших времён. Так, производство поташа (который применялся как моющее средство) существовало уже в XI веке. Золу, образующуюся при сжигании соломы или древесины, обрабатывали водой, а полученный раствор (щёлок) после фильтрования выпаривали. Сухой остаток, помимо карбоната калия K2CO3, содержал сульфат калия K2SO4, соду и хлорид калия KCl.

19 ноября 1807 года в Бейкеровской лекции английский химик Дэви сообщил о выделении калия электролизом расплава едкого кали (KOH)[3](в рукописи лекции Дэви указал, что он открыл калий 6 октября 1807 года[4]). Дэви назвал его «потасий» (лат. potasium[3]:32; это название (правда, в некоторых языках с двумя буквами s) до сих пор употребительно в английском, французском, испанском, португальском и польском языках. При электролизе влажного едкого кали KOH на ртутном катоде он получил амальгаму калия, а после отгонки ртути - чистый металл. Дэви определил его плотность, изучил химические свойства, в том числе разложение воды и поглощение водорода.

В 1808 году французские химики Гей-Люссак и Л. Тенар выделили калий химическим путём - прокаливанием KOH с углём.

В 1809 году немецкий физик Л. В. Гильберт предложил название «калий» (лат. kalium, от араб. аль-кали — поташ). Это название вошло в немецкий язык, оттуда в большинство языков Северной и Восточной Европы (в том числе русский) и «победило» при выборе символа для этого элемента — K.

Ввиду высокой химической активности калий в свободном состоянии в природе не встречается. Породообразующий элемент, входит в состав слюд, полевых шпатов и т. д. Также калий входит в состав минералов сильвина KCl, сильвинита KCl·NaCl, карналлита KCl·MgCl2·6H2O, каинита KCl·MgSO4·6H2O, а также присутствует в золе некоторых растений в виде карбоната K2CO3 (поташ). Калий входит в состав всех клеток (см. ниже раздел Биологическая роль). Кларк калия в земной коре составляет 2,4 % (5-й по распространённости металл, 7-й по содержанию в коре элемент). Средняя концентрация в морской воде — 380 мг/л[5].

Месторождения[править | править код]

Крупнейшие месторождения калия находятся на территории Канады (производитель PotashCorp), России (ПАО «Уралкалий», г. Березники, г. Соликамск, Пермский край, Верхнекамское месторождение калийных руд[6]), Белоруссии (ПО «Беларуськалий», г. Солигорск, Старобинское месторождение калийных руд[7]).

Калий, как и другие щелочные металлы, получают электролизом расплавленных хлоридов или щелочей. Так как хлориды имеют более высокую температуру плавления (600—650 °C), то чаще проводят электролиз расплавленных щелочей с добавкой к ним соды или поташа (до 12 %). При электролизе расплавленных хлоридов на катоде выделяется расплавленный калий, а на аноде — хлор:

K++e−→K{\displaystyle {\mathsf {K^{+}+e^{-}\rightarrow K}}}
2Cl−→Cl2{\displaystyle {\mathsf {2Cl^{-}\rightarrow Cl_{2}}}}

При электролизе гидроксида калия на катоде также выделяется расплавленный калий, а на аноде — кислород:

4OH−→2h3O+O2{\displaystyle {\mathsf {4OH^{-}\rightarrow 2H_{2}O+O_{2}}}}

Вода из расплава быстро испаряется. Чтобы калий не взаимодействовал с хлором или кислородом, катод изготовляют из меди и над ним помещают медный цилиндр. Образовавшийся калий в расплавленном виде собирается в цилиндре. Анод изготовляют также в виде цилиндра из никеля (при электролизе щелочей) либо из графита (при электролизе хлоридов).

Важное промышленное значение имеют и методы термохимического восстановления:

Na+KOH→N2380−450oCNaOH+K{\displaystyle {\mathsf {Na+KOH{\xrightarrow[{N_{2}}]{380-450^{o}C}}NaOH+K}}}

и восстановление из расплава хлорида калия карбидом кальция, алюминием или кремнием[8][9].

Калий под слоем ТГФ

Калий — серебристый металл с характерным блеском на свежеобразованной поверхности. Очень лёгок и легкоплавок. Относительно хорошо растворяется в ртути, образуя амальгамы. Будучи внесённым в пламя горелки, калий (а также его соединения) окрашивает пламя в характерный розово-фиолетовый цвет[10].

Калий активно взаимодействует с водой. Выделяющийся водород воспламеняется, а ионы калия придают пламени фиолетовый цвет. Раствор фенолфталеина в воде становится малиновым, демонстрируя щелочную реакцию образующегося KOH

Калий образует кристаллы кубической сингонии, пространственная группа I m3m, параметры ячейки a = 0,5247 нм, Z = 2.

Элементарный калий, как и другие щелочные металлы, проявляет типичные металлические свойства и очень химически активен, является сильным восстановителем. На воздухе свежий срез быстро тускнеет из-за образования плёнок соединений (оксиды и карбонат). При длительном контакте с атмосферой способен полностью разрушиться. С водой реагирует со взрывом. Хранить его необходимо под слоем бензина, керосина или силикона, дабы исключить контакт воздуха и воды с его поверхностью. С Na, Tl, Sn, Pb, Bi калий образует интерметаллиды.

Взаимодействие с простыми веществами[править | править код]

Калий при комнатной температуре реагирует с кислородом воздуха, галогенами; практически не реагирует с азотом (в отличие от лития и натрия). При умеренном нагревании реагирует с водородом с образованием гидрида (200—350 °C):

2K+h3⟶2KH{\displaystyle {\mathsf {2K+H_{2}\longrightarrow 2KH}}}

с халькогенами (100—200 °C, E = S, Se, Te):

2K+E⟶K2E{\displaystyle {\mathsf {2K+E\longrightarrow K_{2}E}}}

При сгорании калия на воздухе образуется надпероксид калия KO2 (с примесью K2O2):

K+O2⟶KO2{\displaystyle {\mathsf {K+O_{2}\longrightarrow KO_{2}}}}

В реакции с фосфором в инертной атмосфере образуется фосфид калия зелёного цвета (200 °C):

3K+P⟶K3P{\displaystyle {\mathsf {3K+P\longrightarrow K_{3}P}}}

Взаимодействие со сложными веществами[править | править код]

Калий при комнатной температуре (+20 °C) активно реагирует с водой, кислотами, растворяется в жидком аммиаке (−50 °C) с образованием тёмно-синего раствора аммиаката калия.

2K+2h3O⟶2KOH+h3↑{\displaystyle {\mathsf {2K+2H_{2}O\longrightarrow 2KOH+H_{2}\uparrow }}}
2K+2HCl⟶2KCl+h3↑{\displaystyle {\mathsf {2K+2HCl\longrightarrow 2KCl+H_{2}\uparrow }}}
K+6Nh4⟶[K(Nh4)6]{\displaystyle {\mathsf {K+6NH_{3}\longrightarrow [K(NH_{3})_{6}]}}}

Калий глубоко восстанавливает разбавленные серную и азотную кислоты:

8K+6h3SO4⟶4K2SO4+SO2↑+S↓+6h3O{\displaystyle {\mathsf {8K+6H_{2}SO_{4}\longrightarrow 4K_{2}SO_{4}+SO_{2}\uparrow +S\downarrow +6H_{2}O}}}
21K+26HNO3⟶21KNO3+NO↑+N2O↑+N2↑+13h3O{\displaystyle {\mathsf {21K+26HNO_{3}\longrightarrow 21KNO_{3}+NO\uparrow +N_{2}O\uparrow +N_{2}\uparrow +13H_{2}O}}}

При сплавлении металлического калия со щелочами он восстанавливает водород гидроксогруппы:

2K+2KOH⟶2K2O+h3↑(450∘C){\displaystyle {\mathsf {2K+2KOH\longrightarrow 2K_{2}O+H_{2}\uparrow (450^{\circ }C)}}}

При умеренном нагревании реагирует с газообразным аммиаком с образованием амида (+65…+105 °C):

2K+2Nh4⟶2KNh3+h3{\displaystyle {\mathsf {2K+2NH_{3}\longrightarrow 2KNH_{2}+H_{2}}}}

Металлический калий реагирует со спиртами с образованием алкоголятов:

2K+2C2H5OH⟶2C2H5OK+h3↑{\displaystyle {\mathsf {2K+2C_{2}H_{5}OH\longrightarrow 2C_{2}H_{5}OK+H_{2}\uparrow }}}

Алкоголяты щелочных металлов (в данном случае — этилат калия) широко используются в органическом синтезе.

Соединения с кислородом[править | править код]

При взаимодействии калия с кислородом воздуха образуется не оксид, а пероксид и супероксид:

2K+O2⟶K2O2{\displaystyle {\mathsf {2K+O_{2}\longrightarrow K_{2}O_{2}}}}
K+O2⟶KO2{\displaystyle {\mathsf {K+O_{2}\longrightarrow KO_{2}}}}

Оксид калия может быть получен при нагревании металла до температуры не выше 180 °C в среде, содержащей очень мало кислорода, или при нагревании смеси супероксида калия с металлическим калием:

4K+O2⟶2K2O{\displaystyle {\mathsf {4K+O_{2}\longrightarrow 2K_{2}O}}}
KO2+3K⟶2K2O{\displaystyle {\mathsf {KO_{2}+3K\longrightarrow 2K_{2}O}}}

Оксиды калия обладают ярко выраженными осно́вными свойствами, бурно реагируют с водой, кислотами и кислотными оксидами. Практического значения они не имеют. Пероксиды представляют собой желтовато-белые порошки, которые, хорошо растворяясь в воде, образуют щёлочи и пероксид водорода:

K2O2+2h3O⟶2KOH+h3O2{\displaystyle {\mathsf {K_{2}O_{2}+2H_{2}O\longrightarrow 2KOH+H_{2}O_{2}}}}
4KO2+2h3O⟶4KOH+3O2↑{\displaystyle {\mathsf {4KO_{2}+2H_{2}O\longrightarrow 4KOH+3O_{2}\uparrow }}}
4KO2+2CO2⟶2K2CO3+3O2↑{\displaystyle {\mathsf {4KO_{2}+2CO_{2}\longrightarrow 2K_{2}CO_{3}+3O_{2}\uparrow }}}
Советский изолирующий противогаз ИП-5

Свойство обменивать углекислый газ на кислород используется в изолирующих противогазах и на подводных лодках. В качестве поглотителя используют эквимолярную смесь супероксида калия и пероксида натрия. Если смесь не эквимолярна, то в случае избытка пероксида натрия поглотится больше газа, чем выделится (при поглощении двух объёмов CO2 выделяется один объём O2), и давление в замкнутом пространстве упадёт, а в случае избытка супероксида калия (при поглощении двух объёмов CO2 выделяется три объёма O2) выделяется больше газа, чем поглотится, и давление повысится.

В случае эквимолярной смеси (Na2O2:K2O4 = 1:1) объёмы поглощаемого и выделяемого газов будут равны (при поглощении четырёх объёмов CO2 выделяется четыре объёма O2).

Пероксиды являются сильными окислителями, поэтому их применяют для отбеливания тканей в текстильной промышленности.

Получают пероксиды прокаливанием металлов на воздухе, освобождённом от углекислого газа.

Также известен озонид калия KO3, оранжево-красного цвета. Получить его можно взаимодействием гидроксида калия с озоном при температуре не выше +20 °C:

4KOH+4O3⟶4KO3+O2+2h3O{\displaystyle {\mathsf {4KOH+4O_{3}\longrightarrow 4KO_{3}+O_{2}+2H_{2}O}}}

Озонид калия является очень сильным окислителем, например, окисляет элементарную серу до сульфата и дисульфата уже при +50 °C:

6KO3+5S⟶K2SO4+2K2S2O7{\displaystyle {\mathsf {6KO_{3}+5S\longrightarrow K_{2}SO_{4}+2K_{2}S_{2}O_{7}}}}

Гидроксид[править | править код]

Гидроксид калия (или едкое кали) представляет собой твёрдые белые непрозрачные, очень гигроскопичные кристаллы, плавящиеся при температуре 360 °C. Гидроксид калия относится к щелочам. Он хорошо растворяется в воде с выделением большого количества тепла. Растворимость едкого кали при +20 °C в 100 г воды составляет 112 г.

  • Жидкий при комнатной температуре сплав калия и натрия используется в качестве теплоносителя в замкнутых системах, например, в атомных силовых установках на быстрых нейтронах. Кроме того, широко применяются его жидкие сплавы с рубидием и цезием. Сплав с составом 12 % натрия, 47 % калия, 41 % цезия обладает рекордно низкой температурой плавления −78 °C.
  • Соединения калия — важнейший биогенный элемент и потому применяются в качестве удобрений. Калий является одним из трёх базовых элементов, которые необходимы для роста растений наряду с азотом и фосфором. В отличие от азота и фосфора, калий является основным клеточным катионом. При его недостатке у растения прежде всего нарушается структура мембран хлоропластов — клеточных органелл, в которых проходит фотосинтез. Внешне это проявляется в пожелтении и последующем отмирании листьев. При внесении калийных удобрений у растений увеличивается вегетативная масса, урожайность и устойчивость к вредителям.
  • Соли калия широко используются в гальванотехнике, так как, несмотря на относительно высокую стоимость, они часто более растворимы, чем соответствующие соли натрия, и потому обеспечивают интенсивную работу электролитов при повышенной плотности тока.

Важные соединения[править | править код]

  • Бромид калия применяется в медицине и как успокаивающее средство для нервной системы.
  • Гидроксид калия (едкое кали) применяется в щелочных аккумуляторах и при сушке газов.
  • Карбонат калия (поташ) используется как удобрение, при варке стекла, как кормовая добавка для птицы.
  • Хлорид калия (сильвин, «калийная соль») используется как удобрение.
  • Нитрат калия (калийная селитра) — удобрение, компонент чёрного пороха.
  • Перхлорат и хлорат калия (бертолетова соль) используются в производстве спичек, ракетных порохов, осветительных зарядов, взрывчатых веществ, в гальванотехнике.
  • Дихромат калия (хромпик) — сильный окислитель, используется для приготовления «хромовой смеси» для мытья химической посуды и при обработке кожи (дубление). Также используется для очистки ацетилена на ацетиленовых заводах от аммиака, сероводорода и фосфина.
Кристаллы перманганата калия

Калий — важнейший биогенный элемент, особенно в растительном мире. При недостатке калия в почве растения развиваются очень плохо, уменьшается урожай, поэтому около 90 % добываемых солей калия используют в качестве удобрений.

Калий в качестве катиона наряду с катионами натрия является базовым элементом так называемого калиево-натриевого насоса клеточной мембраны, который играет важную роль в проведении нервных импульсов.

Калий в организме человека[править | пр

Калий хлорид, молекулярная масса - Справочник химика 21

    Решение. Определим массу 4 моль хлорида калия КС1. Молекулярный вес КС1 равен 39+ 35,5= 74,5 у. е. Масса 4 моль будет равна  [c.47]

    Для электролиза раствора хлорида калия используют те же самые электролизеры, что и для электролиза хлорида натрия. Раствор, используемый для электролиза, содержит хлорида калия 345—370 кг/м , ионов кальция и магния в сумме не более 7-10 3 кг/м (больше, чем в растворе хлорида натрия из-за более высокой растворимости солей кальция в растворе КС1). В электролизерах получают электрощелока, содержащие 140— 175 кг/м гидроксида калия и до 0,35 кг/м хлората калия КСЮз. Хлор и водород по составу близки к газам, получаемым при электролизе раствора хлорида натрия. Выход по току гидроксида калия составляет 94,5—95%. Напряжение электролиза несколько ниже из-за более высокой электропроводности раствора хлорида калия. Так как молекулярная масса гидроксида калия больше, чем у гидроксида натрия, то соответственно ниже расход электроэнергии на тонну продукта. [c.82]


    При прокаливании 20,4 г бертолетовой соли K lOj получили хлорид калия и кислород, причем масса уменьшилась на 8 г. Рассчитайте молекулярную массу а) хлорида калия б) бертолетовой соли. [c.8]

    В раствор хлорида калия погрузили электроды и пропустили электрический ток. В результат образовался раствор массой 200 г с массовой долей КОН 2,8%. Какое количество вещества молекулярного хлора выделилось при электролизе Ответ 0,05 моль. [c.133]

    Хлорид калия — КС1, молекулярная масса 74,56 — образует бесцветные кристаллы, технический продукт имеет сероватый оттенок. [c.43]

    Изучая стабилизацию сланца раствором акриловых полимеров и хлорида калия, Кларк установил, что применение гидролизованного на 20—40 % полиакриламида, имеющего молекулярную массу свыше 3 млн., более эффективно, чем полиакриламидов меньшей молекулярной массы, а также при повышенных или пониженных степенях гидролиза (см. главу 8). [c.478]

    Опыт 2. Определение кажущейся степени ионизации хлорида калия проводят в том же приборе и по описанной выше методике. Выполните п. 1—6 описания определения молекулярной массы глюкозы. Затем сделайте следующее  [c.124]

    Полимеризация в эмульсии предполагает наличие следующих основных компонентов мономера (или нескольких мономеров при сополимеризации), диспергирующей среды, эмульгатора, инициатора (или окислительно-восстановительной системы инициирования). Кроме того, в эмульсионной системе могут присутствовать и другие компоненты, например регуляторы молекулярной массы полимера вещества, способствующие повышению растворимости солей металлов переменной валентности (если применяются окислительно-восстановительные системы инициирования первого типа) буферы (фосфаты, ацетаты, бикарбонаты щелочных металлов) для создания определенного значения pH среды электролиты (например, хлорид калия) для поддержания определенного поверхностного натяжения и снижения вязкости латекса и др. [c.315]

    Водная фаза получается при смешении в гуммированных аппаратах воды, пирофосфата натрия, триэтаноламина, хлорида калия и раствора калиевого мыла синтетических жирных кислот. Углеводородная фаза включает мономеры и регулятор молекулярной массы (грет-додецилмеркаптан). Отдельно готовят водные растворы инициатора — персульфата калия и стоппера — гидрохинона. После смешения водной и углеводородной фаз в насосе, эмульсия поступает р первый полимеризатор, сюда же подают раствор персульфата калия. [c.360]


    Посмотрим, какую информацию к размышлению можно извлечь из данных о свойствах растворов электролитов. На рис. 5 представлены зависимости шести свойств водных растворов солей одинаковой концентрации (1 моль/м ) от молекулярной массы М растворенного вещества. Взяты соли с общим анионом и разными катионами хлориды лития, натрия, калия, рубидия и цезия. В этом ряду непрерывно возрастает масса соли, возрастает и радиус катионов 0,78[c.23]

    Метод 3. Растирают твердое вещество с сухим мелкоиз-мельченным галогенидом калия (бромид калия ИК, хлорид калия ИК) соотношение вещества и галоида должно быть приблизительно 1 200, например 1,5 мг в 300 мг галоида для призменных приборов, и около 1 300, например 0,1 мг в 300 мг галоида для приборов с дифракционной решеткой. Взятое количество вещества должно быть таким, чтобы масса вещества, приходящаяся на единицу площади диска, составляла примерно 5—15 мкг на 1 мм , изменяясь в зависимости от молекулярной массы и в известной мере оТ типа используемого прибора. Часть смеси помещают в специальную матрицу и в условиях вакуума прессуют. В продаже имеются матрицы, при использовании которых необходимо выполнять указания изготовителя. Укрепляют полученный диск в подходящем держателе. Неудовлетворительные диски огут получаться из-за неправильного или слишком интен-ивного растирания, наличия влаги или других примесей в [c.47]

    Многие исследователи, основываясь на экспериментальных данных, считают, что отрицательным воздействием на почвы обладают следзлющие ингредиенты трудноокисляемая органика, тяжелые металлы, минеральные соли. В составе последних особенно выделяются такие наиболее токсичные солевые компоненты как ионы натрия, калия, хрома, гидрокарбонаты, хлориды и сульфаты. Полимерные реагенты являются безвредными благодаря высокой молекулярной массе. Вещества на основе полисахаридов склонны к быстрому биохимическому разложению, в то же время гуминовые кислоты, лигнин и лигносульфонаты довольно устойчивы к биодеградации. Хром в органических соединениях мало токсичен, а в свободном состоянии — токсичен. Так, биологи Техасского университета США изучали токсичность разных фракций бурового раствора на основе лигносульфонатов с добавкой хрома для морских беспозвоночных. При этом установлено, что фильтрат таких буровых растворов вызывает гибель 32 — 100 % подопытных гидробионтов в течение 96 ч. [c.653]

    К катионным собирателям относятся алифатические первичные амины g—Сгв, которые в настоящее время являются практически единственными реагентами-собирателями, используемыми для флотации хлорида калия. Эффективность действия аминов определяется длиной углеводородного радикала, наличием в нем непредельных связей, температурой и составом жидкой фазы. Сорбционная и флотационная активность аминов возрастает с увеличением длины углеводородного радикала, достигая максимального зна

Хлорид калия

Температурагр/100,00 гр водыгр/100,00 гр этанолагр/100,00 гр метанолагр/100,00 гр глицеринагр/100,00 гр фурфуролагр/100,00 гр этиленгликолягр/100,00 гр муравьиной кислоты 95%гр/100,00 гр уксусной кислотыгр/100,00 гр пропанолагр/100,00 гр гидразинагр/100,00 гр ацетамидагр/100,00 гр диметилформамидагр/100,00 гр N-метилформамидагр/100,00 гр формамида
0°C

273,15 K
32 °F
491,67 °R

27,78

27,78 г/100г
21,74 %

10°C

283,15 K
50 °F
509,67 °R

30,91

30,91 г/100г
23,612 %

15°C

288,15 K
59 °F
518,67 °R

~32,5

32,5 г/100г
24,528 %

0,0265

0,0265 г/100г
0,0265 %

20°C

293,15 K
68 °F
527,67 °R

34,03

34,03 г/100г
25,39 %

~0,03

0,03 г/100г
0,03 %

19,4

19,4 г/100г
16,248 %

0,195

0,195 г/100г
0,195 %

9

9 г/100г
8,257 %

25°C

298,15 K
77 °F
536,67 °R

36,01

36,01 г/100г
26,476 %

0,0288

0,0288 г/100г
0,0288 %

0,54

0,54 г/100г
0,537 %

6,7

6,7 г/100г
6,279 %

0,073

0,073 г/100г
0,0729 %

5,18

5,18 г/100г
4,925 %

~0,21

0,21 г/100г
0,21 %

0,004

0,004 г/100г
0,004 %

2,45

2,45 г/100г
2,391 %

0,05

0,05 г/100г
0,05 %

2,1

2,1 г/100г
2,057 %

6,2

6,2 г/100г
5,838 %

30°C

303,15 K
86 °F
545,67 °R

37,47

37,47 г/100г
27,257 %

~0,03

0,03 г/100г
0,03 %

0,56

0,56 г/100г
0,557 %

~0,22

0,22 г/100г
0,22 %

40°C

313,15 K
104 °F
563,67 °R

40,31

40,31 г/100г
28,729 %

0,0325

0,0325 г/100г
0,0325 %

0,60

0,6 г/100г
0,596 %

~0,24

0,24 г/100г
0,239 %

50°C

323,15 K
122 °F
581,67 °R

43,05

43,05 г/100г
30,094 %

0,039

0,039 г/100г
0,039 %

0,63

0,63 г/100г
0,626 %

~0,26

0,26 г/100г
0,259 %

60°C

333,15 K
140 °F
599,67 °R

45,64

45,64 г/100г
31,338 %

~0,04

0,04 г/100г
0,04 %

0,67

0,67 г/100г
0,666 %

0,285

0,285 г/100г
0,284 %

70°C

343,15 K
158 °F
617,67 °R

48,33

48,33 г/100г
32,583 %

~0,04

0,04 г/100г
0,04 %

~0,34

0,34 г/100г
0,339 %

80°C

353,15 K
176 °F
635,67 °R

50,85

50,85 г/100г
33,709 %

0,049

0,049 г/100г
0,049 %

~0,40

0,4 г/100г
0,398 %

90°C

363,15 K
194 °F
653,67 °R

53,82

53,82 г/100г
34,989 %

0,457

0,457 г/100г
0,455 %

100°C

373,15 K
212 °F
671,67 °R

56,37

56,37 г/100г
36,049 %

Калия 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


Внешний вид:

бесцветн. кубические кристаллы

Брутто-формула (система Хилла): ClK

Формула в виде текста: KCl

Молекулярная масса (в а.е.м.): 74,55

Температура плавления (в °C): 776

Температура кипения (в °C): 1500

Растворимость (в г/100 г или характеристика):

вода: легко растворим
этанол: практически не растворим

Вкус, запах, гигроскопичность:

вкус: соленый
запах: без запаха

Плотность:

1,99 (20°C, г/см3)

Показатель преломления (для D-линии натрия):

1,49 (20°C)

Дипольный момент молекулы (в дебаях):

6,3 (750°C)

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

-435,9 (т)

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

-408 (т)

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

82,56 (т)

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

51,29 (т)

Энтальпия плавления ΔHпл (кДж/моль):

25,5

    Источники информации:

  1. Беликов В.Г. "Учебное пособие по фармацевтической химии" М.: Медицина, 1979 стр. 18
  2. Рабинович В.А., Хавин З.Я. "Краткий химический справочник" Л.: Химия, 1977 стр. 70

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:

Калий хлористый (хлорид калия) | справочник Пестициды.ru

Физические и химические характеристики

Калия хлористый (чистое вещество) – бесцветные кристаллы с кубической решеткой. При температуре +298°C и давлении 1,95 МПа образуется кубическая модификация.

Физические характеристики:

  • Растворимость в воде (г в 100 г):
    • при 0°C – 28,1,
    • при +20°C – 34,3,
    • при +40°C – 40,3,
    • при +100°C 56,2.
  • Температура кипения насыщенного водного раствора (58,4 г KClв 100 г H2O) – +108,56°C.
  • Плохо растворим в жидком аммиаке (NH3).[6]

Калий хлористый выпускается промышленностью в двух видах: гранулированный (первого и второго сорта) и мелкий (первого и второго сорта).

Гранулированный – спрессованные гранулы неправильной формы серовато-белого или различных оттенков красно-бурого цвета либо крупные кристаллы серовато-белого цвета.

Мелкий – мелкие кристаллы серовато-белого цвета или мелкие зерна различных оттенков красно-бурого цвета.

  • Массовая доля калия в пересчете на K2O у обеих марок: для первого сорта – 60 %, для второго – 58 %.
  • Массовая доля воды: в гранулированном – 0,5 %, в мелком – 1 %.
  • Рассыпчатость – 100 %.[1]

Удобрения, содержащие Калий хлористый

Калий хлористый (гранулированный и мелкий)

Калий хлористый 98 %

Калий хлористый гранулированный

Калий хлористый Марка А, Марка Б, Марка В

Калий хлористый марка гранулированный

Калий хлористый марка мелкий

Калий хлористый марки гранулированный, мелкий

Калий хлористый непылящий

Калий хлористый стандартный Марка А Марка Б

Калий хлористый, поставляемый на экспорт (марки: Г, Н, С)

Калий хлористый, поставляемый на экспорт марки: М, Н, О, С,

Применение

Сельское хозяйство

Калий хлористый – основное калийное удобрение во всем мире. Применяется в качестве основного удобрения под вспашку, а на легких почвах – под культивацию.[3] Хлористый калий для использования в сельском хозяйстве поставляется в гранулированном или крупнокристаллическом виде. По согласованию с потребителем это может быть и «мелкий» хлористый калий. Для определения гранулометрического состава используется сито с мелкими отверстиями. Гранулометрический состав продукта составляет: более 6 мм – не более 2 %, от 1–4 мм – 65 %, менее 1 мм – не более 5 %.[1]

Удобрения, зарегистрированные и допущенные к использованию на территории России, размещены в таблице справа.[2]

Промышленность

Хлористый калий используется в качестве составной части для производства комплексных минеральных удобрений. Гранулированный хлористый калий – для производства смешанных минеральных удобрений, содержащих три основных элемента питания растений.

Хлористый калий применяется в металлургии, пиротехнике, фотографии, а также в текстильной, стекольной, мыловаренной, фармацевтической, целлюлозно-бумажной, кожевенной и многих других отраслях промышленности.[5]

Для производства кожзаменителей, синтетических каучуков, кормовых и хлебопекарных дрожжей применяется «мелкий» хлористый калий.[1]

Для производства лечебно-профилактических солей используют хлористый калий, не обработанный реагентами-антислеживателями.[1]

Поведение в почве

Хлористый калий применяется на всех видах почв в соответствии с рекомендациями для калийных удобрений.[3]

Калий хлористый, как и все калийные удобрения, хорошо растворим в воде. При внесении в почву он растворяется в почвенном растворе, а затем вступает во взаимодействие с почвенным поглощающим комплексом по типу обменного (физико-химического), а частично и необменного поглощения. Механизм поведения калия в почве общий для всех калийных удобрений.

Хлор, входящий в состав данного удобрения, может оказывать негативное влияние на некоторые растения. Поэтому удобрения размещают в более влажном слое почвы, из которого хлор вымывается осенне-весенними осадками и не оказывает отрицательного действия на хлорофобные культуры.[7]

Способы внесения

Под хлорофобные культуры калий хлористый рекомендуется вносить с осени под зяблевую вспашку (основное внесение). Это приводит к миграции хлора в более глубокие слои почвенного профиля. Калий же вследствие положительной адсорбции удерживается в пахотном слое почвы. Таким образом, отрицательное действие хлора на урожай успешно ликвидируется.[4]

Лучшим сроком внесения калийного удобрения под сахарную свеклу следует считать основное под зябь. Наряду с этим, применяется также внесение удобрений в рядки и в подкормку.[4]

Влияние на сельскохозяйственные культуры

Калий хлористый при общем положительном влиянии на многие растения может оказывать отрицательное воздействие на хлорофобные сельскохозяйственные культуры.

– хлорофобные культуры, отрицательно реагирующие на избыток хлора в почве (он приводит к снижению урожайности). Одновременно они очень калиелюбивы. Негативное влияние хлорной составляющей устраняется путем регулирования доз, сроков и способов внесения хлористого кальция.[4] – калиелюбивые культуры, менее чувствительны к хлору. В Англии под сахарную и кормовую свеклу вносят, кроме калийных удобрений, еще и хлористый натрий.[3]менее требовательны к калийным удобрениям.[4]

Получение

Калий хлористый получают из сильвинита (конгломерат сильвинита KCl и галита NaCl) двумя способами:

  1. Галургический способ основан на разной растворимости хлоридов натрия и калия при соответствующих температурах. Растворимость хлорида калия при повышении температуры с +20 до + 100°C увеличивается вдвое, а растворимость хлорида натрия не изменяется.[7]
  2. Флотационный способ. Разделение сильвинита и галита основано на различной способности поверхности частичек этих минералов к смачиванию водой. Флотационный хлорид калия имеет более крупные естественные кристаллы розового цвета. Гидрофобные добавки (жирные амины), используемые в процессе флотации, существенно уменьшают гигроскопичность и слеживаемость удобрения.[7]

 

Хлорид калия: свойства и все характеристики

Характеристики и физические свойства хлорида калия

Умеренно растворяется в воде (не гидролизуется). Кристаллогидратов не образует. Плохо растворяется в концентрированной хлороводородной кислоте, жидком аммиаке.

Рис. 1. Хлорид калия. Внешний вид.

Таблица 1. Физические свойства хлорида калия.

Молекулярная формула

KCl

Молярная масса

1,984

Плотность (20oС), г/см3

2,15

Температура плавления, oС

776

Температура кипения, oС

1407

Растворимость в воде (20oС), г/100 мл

34

Получение хлорида калия

Основным лабораторным способом получения хлорида калия является реакция нейтрализации соляной кислоты гидроксидом калия:

HCl + KOH = KCl + H2O.

Химические свойства хлорида калия

В водном растворе хлорид калия диссоциирует на ионы:

KCl↔K+ + Cl.

Хлорид калия взаимодействует с концентрированными растворами сильных минеральных кислот:

2KCl + H2SO4 (conc) = K2SO4+ 2HCl↑;

10KClsolid + 8H2SO4 (conc, hot)+ 2KMnO4 (solid)= 6K2SO4+ 5Cl2↑ + 2MnSO4 + 8H2O.

Взаимодействие хлорида калия с насыщенным раствором перхлората натрия приводит к образованию перхлората калия, который выпадает в осадок и хлорида натрия:

KCl + NaClO4= KClO4↓ + NaCl (t = 10oC).

При электролизе расплава хлорида калия на катоде происходит образования калия, а на аноде – выделение пузырьков хлора:

2KCl = 2K + Cl2↑.

Электролиз водного раствора хлорида калия в зависимости от температуры может давать различные продукты:

2KCl + 2H2O = H2↑ + Cl2↑ + 2KOH;

KCl + 3H2O = 3H2↑ + KClO3 (t = 40 – 60oC).

Применение хлорида калия

Хлорид калия нашел широкое применение в медицине (составляющая препаратов, назначаемых при нарушениях сердечного ритма, недостатке калия в организме и пр.), пищевой промышленности (добавка Е508), сельском хозяйстве (компонент минеральных удобрений) и технике (строительство и ремонт скважин).

Примеры решения задач

Хлор — Википедия

Хлор
← Сера | Аргон →

Жидкий хлор в запаянном сосуде

Название, символ, номер Хлор / Chlorum (Cl), 17
Атомная масса
(молярная масса)
[35,446; 35,457][комм 1][1] а. е. м. (г/моль)
Электронная конфигурация [Ne] 3s2 3p5
Радиус атома 99 пм
Ковалентный радиус 102±4 пм
Радиус иона (+7e)27 (-1e)181 пм
Электроотрицательность 3,16 (шкала Полинга)
Электродный потенциал 0
Степени окисления 7, 6, 5, 4, 3, 1, 0, −1
Энергия ионизации
(первый электрон)
 1254,9(13,01) кДж/моль (эВ)
Плотность (при н. у.) 3,21 г/л;
(жид. при −35 °C) 1,557 г/см3;
(тв. при −105 °C) 1,9 г/см³
Температура плавления 172,2К; −100,95 °C
Температура кипения 238,6К; −34,55 °C
Критическая точка 416,9 К, 7,991 МПа
Уд. теплота плавления 6,41 кДж/моль
Уд. теплота испарения 20,41 кДж/моль
Молярная теплоёмкость 21,838[2] Дж/(K·моль)
Молярный объём 18,7 см³/моль
Структура решётки орторомбическая
Параметры решётки a=6,29 b=4,50 c=8,21 Å
Теплопроводность (300 K) 0,009 Вт/(м·К)
Номер CAS 7782-50-5

Хлор (от греч. χλωρός — «жёлто-зелёный») — химический элемент с атомным номером 17[3]. Принадлежит к 17-й группе периодической таблицы химических элементов (по устаревшей короткой форме периодической системы принадлежит к главной подгруппе VII группы, или к группе VIIA), находится в третьем периоде таблицы. Атомная масса элемента 35,446...35,457 а. е. м.[1] [комм 1]. Обозначается символом Cl (от лат. Chlorum). Химически активный неметалл. Входит в группу галогенов.

Простое вещество хлор при нормальных условиях — ядовитый газ желтовато-зелёного цвета, тяжелее воздуха, с резким запахом и сладковатым, «металлическим» вкусом. Молекула хлора двухатомная (формула Cl2).

Соединение с водородом — газообразный хлороводород — был впервые получен Джозефом Пристли в 1772 г. Хлор был получен в 1774 г. шведским химиком Карлом Вильгельмом Шееле, описавшим его выделение при взаимодействии пиролюзита с соляной кислотой в своём трактате о пиролюзите:

4HCl+MnO2→MnCl2+Cl2↑+2h3O{\displaystyle {\mathsf {4HCl+MnO_{2}\rightarrow MnCl_{2}+Cl_{2}\uparrow +2H_{2}O}}}

Шееле отметил запах хлора, схожий с запахом царской водки, его способность взаимодействовать с золотом и киноварью, а также его отбеливающие свойства. Однако Шееле, в соответствии с господствовавшей в химии того времени теорией флогистона, предположил, что хлор представляет собой дефлогистированную муриевую (соляную) кислоту. Бертолле и Лавуазье в рамках кислородной теории кислот обосновали, что новое вещество должно быть оксидом гипотетического элемента мурия. Однако попытки его выделения оставались безуспешными вплоть до работ Г. Дэви, которому электролизом удалось разложить поваренную соль на натрий и хлор, доказав элементарную природу последнего.

В 1811 г. Дэви предложил для нового элемента название «хлорин» (chlorine). Спустя год Ж. Гей-Люссак «сократил» название до хлора (chlore). В том же 1811 г. немецкий физик Иоганн Швейгер предложил для хлора название «галоген» (дословно солерод), однако впоследствии этот термин закрепился за всей 17-й (VIIA) группой элементов, в которую входит и хлор[4].

В 1826 году атомная масса хлора была с высокой точностью определена шведским химиком Йёнсом Якобом Берцелиусом (отличается от современных данных не более, чем на 0,1 %)[5].

В природе встречаются два изотопа хлора 35Cl и 37Cl. В земной коре хлор самый распространённый галоген. Хлор очень активен — он непосредственно соединяется почти со всеми элементами периодической системы. Поэтому в природе он встречается только в виде соединений в составе минералов: галита NaCl, сильвина KCl, сильвинита KCl·NaCl, бишофита MgCl2·6Н2О, карналлита KCl·MgCl2·6Н2O, каинита KCl·MgSO4·3Н2О. Самые большие запасы хлора содержатся в составе солей вод морей и океанов (содержание в морской воде 19 г/л[6]). На долю хлора приходится 0,025 % от общего числа атомов земной коры; кларковое число хлора — 0,017 %. Человеческий организм содержит 0,25 % ионов хлора по массе. В организме человека и животных хлор содержится в основном в межклеточных жидкостях (в том числе в крови) и играет важную роль в регуляции осмотических процессов, а также в процессах, связанных с работой нервных клеток.

В природе встречаются 2 стабильных изотопа хлора: с массовым числом 35 и 37. Доли их содержания соответственно равны 75,78 % и 24,22 %[7]. Свойства стабильных и некоторых радиоактивных изотопов хлора перечислены в таблице:

Изотоп Относительная масса, а. е. м. Период полураспада Тип распада Ядерный спин
35Cl 34,968852721 Стабилен 3/2
36Cl 35,9683069 301 тыс. лет β-распад в 36Ar 0
37Cl 36,96590262 Стабилен 3/2
38Cl 37,9680106 37,2 минуты β-распад в 38Ar 2
39Cl 38,968009 55,6 минуты β-распад в 39Ar 3/2
40Cl 39,97042 1,38 минуты β-распад в 40Ar 2
41Cl 40,9707 34 c β-распад в 41Ar
42Cl 41,9732 46,8 c β-распад в 42Ar
43Cl 42,9742 3,3 c β-распад в 43Ar

При нормальных условиях хлор — жёлто-зелёный газ с удушающим запахом. Некоторые его физические свойства представлены в таблице.

Свойство Значение[8]
Цвет (газ) Жёлто-зелёный
Температура кипения −34 °C
Температура плавления −100 °C
Температура разложения
(диссоциации на атомы)
~1400 °C
Плотность (газ, н.у.) 3,214 г/л
Сродство к электрону атома 3,65 эВ
Первая энергия ионизации 12,97 эВ
Теплоёмкость (298 К, газ) 34,94 Дж/(моль·K)
Критическая температура 144 °C
Критическое давление 76 атм
Стандартная энтальпия образования (298 К, газ) 0 кДж/моль
Стандартная энтропия образования (298 К, газ) 222,9 Дж/(моль·K)
Энтальпия плавления 6,406 кДж/моль
Энтальпия кипения 20,41 кДж/моль
Энергия гомолитического разрыва связи Х—Х 243 кДж/моль
Энергия гетеролитического разрыва связи Х—Х 1150 кДж/моль
Энергия ионизации 1255 кДж/моль
Энергия сродства к электрону 349 кДж/моль
Атомный радиус 0,073 нм
Электроотрицательность по Полингу 3,20
Электроотрицательность по Оллреду — Рохову 2,83
Устойчивые степени окисления −1, 0, +1, +3, (+4), +5, (+6), +7

Газообразный хлор относительно легко сжижается. Начиная с давления в 0,8 МПа (8 атмосфер), хлор будет жидким уже при комнатной температуре. При охлаждении до температуры в −34 °C хлор тоже становится жидким при нормальном атмосферном давлении. Жидкий хлор — жёлто-зелёная жидкость, обладающая очень высоким коррозионным действием (за счёт высокой концентрации молекул). Повышая давление, можно добиться существования жидкого хлора вплоть до температуры в +144 °C (критической температуры) при критическом давлении в 7,6 МПа.

При температуре ниже −101 °C жидкий хлор кристаллизуется в орторомбическую решётку с пространственной группой Cmca и параметрами a = 6,29 Å, b = 4,50 Å, c = 8,21 Å[9]. Ниже 100 К орторомбическая модификация кристаллического хлора переходит в тетрагональную, имеющую пространственную группу P42/ncm и параметры решётки a = 8,56 Å и c = 6,12 Å[9].

Растворимость[править | править код]

Растворитель Растворимость г/100 г
Бензол Растворим
Вода[10] (0 °C) 1,48
Вода (20 °C) 0,96
Вода (25 °C) 0,65
Вода (40 °C) 0,46
Вода (60 °C) 0,38
Вода (80 °C) 0,22
Тетрахлорметан (0 °C) 31,4
Тетрахлорметан (19 °C) 17,61
Тетрахлорметан (40 °C) 11
Хлороформ Хорошо растворим
TiCl4, SiCl4, SnCl4 Растворим

Степень диссоциации молекулы хлора Cl2 → 2Cl при 1000 К равна 2,07⋅10−4%, а при 2500 К — 0,909 %.

Порог восприятия запаха в воздухе равен 2—3 мг/м³.

По электропроводности жидкий хлор занимает место среди самых сильных изоляторов: он проводит ток почти в миллиард раз хуже, чем дистиллированная вода, и в 1022 раз хуже серебра. Скорость звука в газообразном хлоре примерно в полтора раза меньше, чем в воздухе.

Строение электронной оболочки[править | править код]

На валентном уровне атома хлора содержится 1 неспаренный электрон: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5, поэтому валентность, равная 1 для атома хлора, очень стабильна. За счёт присутствия в атоме хлора незанятой орбитали d-подуровня атом хлора может проявлять и другие степени окисления. Схема образования возбуждённых состояний атома:

Также известны соединения хлора, в которых атом хлора формально проявляет валентности IV и VI, например, ClO2 и Cl2O6. Однако оксид хлора(IV) является радикалом, то есть у него есть один неспаренный электрон, а оксид хлора(VI) содержит два атома хлора, имеющих степени окисления +5 и +7.

Взаимодействие с металлами[править | править код]

Хлор непосредственно реагирует почти со всеми металлами (с некоторыми только в присутствии влаги или при нагревании):

2Na+Cl2→2NaCl{\displaystyle {\mathsf {2Na+Cl_{2}\rightarrow 2NaCl}}}
2Sb+3Cl2→2SbCl3{\displaystyle {\mathsf {2Sb+3Cl_{2}\rightarrow 2SbCl_{3}}}}
2Fe+3Cl2→2FeCl3{\displaystyle {\mathsf {2Fe+3Cl_{2}\rightarrow 2FeCl_{3}}}}

Взаимодействие с неметаллами[править | править код]

C неметаллами (кроме углерода, азота, фтора, кислорода и инертных газов) образует соответствующие хлориды.

5Cl2+2P→2PCl5,{\displaystyle {\mathsf {5Cl_{2}+2P\rightarrow 2PCl_{5}}},}
2S+Cl2→S2Cl2{\displaystyle {\mathsf {2S+Cl_{2}\rightarrow S_{2}Cl_{2}}}}

или

S+Cl2→SCl2.{\displaystyle {\mathsf {S+Cl_{2}\rightarrow SCl_{2}}}.}

На свету или при нагревании активно реагирует (иногда со взрывом) с водородом по радикально-цепному механизму. Смеси хлора с водородом, содержащие от 5,8 до 88,3 % водорода, взрываются при облучении с образованием хлороводорода. Смесь хлора с водородом в небольших концентрациях горит бесцветным[11] или жёлто-зелёным пламенем. Максимальная температура водородно-хлорного пламени 2200 °C.

h3+Cl2→2HCl.{\displaystyle {\mathsf {H_{2}+Cl_{2}\rightarrow 2HCl}}.}

С кислородом хлор образует оксиды (см. статью Оксиды хлора), в которых он проявляет степень окисления от +1 до +7: Cl2O, ClO2, Cl2O5, Cl2O7. Они имеют резкий запах, термически и фотохимически нестабильны, склонны к взрывному распаду. Напрямую хлор с кислородом не реагирует. При реакции с фтором образуется не хлорид, а фториды:

Cl2+F2→2ClF,{\displaystyle {\mathsf {Cl_{2}+F_{2}\rightarrow 2ClF}},}
Cl2+3F2→2ClF3,{\displaystyle {\mathsf {Cl_{2}+3F_{2}\rightarrow 2ClF_{3}}},}
Cl2+5F2→2ClF5.{\displaystyle {\mathsf {Cl_{2}+5F_{2}\rightarrow 2ClF_{5}}}.}

Известны фторид хлора(I), фторид хлора(III) и фторид хлора(V) (ClF, ClF3 и ClF5), Могут быть синтезированы из элементов, степень окисления хлора меняется в зависимости от условий синтеза. Все они представляют собой при комнатной температуре бесцветные ядовитые тяжёлые газы с сильным раздражающим запахом. Сильные окислители, реагируют с водой и стеклом. Используются как фторирующие агенты.

Другие свойства[править | править код]

Хлор вытесняет бром и иод из их соединений с водородом и металлами:

Cl2+2HBr→Br2+2HCl{\displaystyle {\mathsf {Cl_{2}+2HBr\rightarrow Br_{2}+2HCl}}}
Cl2+2NaI→I2+2NaCl{\displaystyle {\mathsf {Cl_{2}+2NaI\rightarrow I_{2}+2NaCl}}}

При реакции с монооксидом углерода образуется фосген:

Cl2+CO→COCl2{\displaystyle {\mathsf {Cl_{2}+CO\rightarrow COCl_{2}}}}

При растворении в воде или щелочах, хлор диспропорционирует, образуя хлорноватистую (а при нагревании хлорноватую) и соляную кислоты, либо их соли:

Cl2+h3O⇄HCl+HClO{\displaystyle {\mathsf {Cl_{2}+H_{2}O\rightleftarrows HCl+HClO}}}
Cl2+2NaOH→NaCl+NaClO+h3O{\displaystyle {\mathsf {Cl_{2}+2NaOH\rightarrow NaCl+NaClO+H_{2}O}}}
3Cl2+6NaOH→5NaCl+NaClO3+3h3O{\displaystyle {\mathsf {3Cl_{2}+6NaOH\rightarrow 5NaCl+NaClO_{3}+3H_{2}O}}} (при нагревании)

Хлорированием сухого гидроксида кальция получают хлорную известь:

Cl2+Ca(OH)2→CaCl(OCl)+h3O{\displaystyle {\mathsf {Cl_{2}+Ca(OH)_{2}\rightarrow CaCl(OCl)+H_{2}O}}}

Действием хлора на аммиак можно получить трихлорид азота:

4Nh4+3Cl2→NCl3+3Nh5Cl{\displaystyle {\mathsf {4NH_{3}+3Cl_{2}\rightarrow NCl_{3}+3NH_{4}Cl}}}

Окислительные свойства хлора[править | править код]

Хлор — очень сильный окислитель:

Cl2+h3S→2HCl+S{\displaystyle {\mathsf {Cl_{2}+H_{2}S\rightarrow 2HCl+S}}}

Раствор хлора в воде используется для отбеливания тканей и бумаги.

Реакции с органическими веществами[править | править код]

С насыщенными соединениями:

Ch4-Ch4+Cl2→C2H5Cl+HCl{\displaystyle {\mathsf {CH_{3}{\text{-}}CH_{3}+Cl_{2}\rightarrow C_{2}H_{5}Cl+HCl}}}
Ch5+Cl2→Ch4Cl+HCl{\displaystyle {\mathsf {CH_{4}+Cl_{2}\rightarrow CH_{3}Cl+HCl}}} (получение хлороформа, реакция идет многоступенчато с образованием тетрахлорметана CCl4)

Присоединяется к ненасыщенным соединениям по кратным связям:

Ch3=Ch3+Cl2→Cl-Ch3-Ch3-Cl{\displaystyle {\mathsf {CH_{2}{\text{=}}CH_{2}+Cl_{2}\rightarrow Cl{\text{-}}CH_{2}{\text{-}}CH_{2}{\text{-}}Cl}}}

Ароматические соединения замещают атом водорода на хлор в присутствии катализаторов (например, AlCl3 или FeCl3):

C6H6+Cl2→C6H5Cl+HCl{\displaystyle {\mathsf {C_{6}H_{6}+Cl_{2}\rightarrow C_{6}H_{5}Cl+HCl}}}

Химические методы[править | править код]

Химические методы получения хлора малоэффективны и затратны. На сегодняшний день имеют в основном историческое значение.

Метод Шееле[править | править код]

Первоначально промышленный способ получения хлора основывался на методе Шееле, то есть реакции пиролюзита с соляной кислотой:

MnO2+4HCl→MnCl2+Cl2↑+2h3O{\displaystyle {\mathsf {MnO_{2}+4HCl\rightarrow MnCl_{2}+Cl_{2}\uparrow +2H_{2}O}}}
Метод Дикона[править | править код]

В 1867 году Диконом был разработан метод получения хлора каталитическим окислением хлороводорода кислородом воздуха. Процесс Дикона в настоящее время используется при рекуперации хлора из хлороводорода, являющегося побочным продуктом при промышленном хлорировании органических соединений.

4HCl+O2→2

Формула хлорида калия в химии

Определение и формула хлорида калия

Химическая формула –

Молярная масса равна г/моль.

Физические свойства – белое кристаллическое вещество.

Плавится и кипит без разложения.

Умеренно растворяется в воде (не гидролизуется).

Химические свойства хлорида калия

  • Хлорид калия вступает в реакции обмена с кислотами:

       

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

       

  • Проявляет слабые восстановительные свойства:

       

Получение

Хлорид калия можно получить реакцией обмена:

   

При взаимодействии карбоната калия и соляной кислоты:

   

При действии соляной кислоты на металлический калий:

   

Применение

Хлорид калия можно назвать одним из самых распространённых калийных удобрений.

Он используется для производства гидроксида калия электролизом.

Известен как пищевая добавка E508.

Примеры решения задач

Понравился сайт? Расскажи друзьям!

Хлорид калію — Вікіпедія

Матеріал з Вікіпедії — вільної енциклопедії.

Хлор́ид кáлію — KCl, калієва сіль соляної кислоти. Біла кристалічна речовина.

В лабораторних умовах хлорид калію можна отримати взаємодією гідроксиду калію з соляною кислотою:

KOH+HCl→KCl+h3O{\displaystyle {\mathsf {KOH+HCl\rightarrow KCl+H_{2}O}}}

Температура плавлення 776 °C, температура кипіння 1407 °C. Відноситься до структурного типу NaCl. В природі зустрічається у вигляді мінералу сильвіна.

Широко застосовується в сільському господарстві як калійне добриво. Крім того, служить сировиною для одержання гідроксиду калію та інших сполук калію. Іноді застосовується як добавка до кухонної солі (так звана «сіль з пониженим вмістом натрію»).

Не рекомендується застосувати калій хлористий на культурах, чутливих до хлору (картопля на чіпси, льон, виноград, томати, тютюн, цитрусові, декоративні культури), особливо на суглинкових ґрунтах. Дози добрив розраховуються за даними агрохімічного аналізу ґрунту, кліматичних умов, біологічних потреб і запланованої врожайності культури. Ефективно використовувати восени при основному внесенні під цукрові буряки, озиму пшеницю.

Небезпека використання[ред. | ред. код]

Хлорид калію не горючий, пожежо-і вибухобезпечний. За ступенем впливу на організм людини відноситься до речовин 3-го класу небезпеки. Пилоподібні частинки, потрапляючи на шкіряні рани, погіршують їх загоєння. На неушкоджену шкіру хлорид калію шкідливої дії не виявляє. Не утворює токсичних сполук у повітряному середовищі.

Не відноситься до корозійних речовин, швидкість корозії сталевої та алюмінієвої поверхні становить менше 0,35 мм на рік.

  • Деркач Ф. А. Хімія. — Львів : Львівський університет, 1968. — 312 с.
  • Глосарій термінів з хімії // Й. Опейда, О. Швайка. Ін-т фізико-органічної хімії та вуглехімії ім. Л. М. Литвиненка НАН України, Донецький національний університет. — Донецьк: Вебер, 2008. — 758 с. — ISBN 978-966-335-206-0


Смотрите также

От вздутия живота народные средства

От Вздутия Живота Народные Средства

Народные средства от вздутия живота Вздутие живота или метеоризм характеризуется излишним скоплением газов в кишечнике, которое может вызывать болезненные… Подробнее...
Заболевания вызывающие тошноту, диарею и повышенную температуру тела

Температура Понос Тошнота

Заболевания вызывающие тошноту, диарею и повышенную температуру тела Каждый хоть однажды сталкивался с такими неприятными симптомами, как температура, понос,… Подробнее...
Почему у ребенка зеленый понос

Понос Зеленый У Ребенка

Почему у ребенка зеленый понос Появление у ребенка зеленого поноса часто вводит в панику его родителей. Не зная причину появления поноса зеленого цвета, в… Подробнее...
Какие болезни сопровождаются поносом и рвотой

Температура Понос Рвота У Ребенка

Какие болезни сопровождаются поносом и рвотой У маленького ребенка еще только формируется защитная система организма, и… Подробнее...
Лекарство от вздутия живота

Лекарство От Вздутия Живота

Чем снять вздутие живота Вздутие живота, как его называют врачи, метеоризм, — неприятная, а главное, исключительно… Подробнее...
Причины поноса после еды

После Еды Сразу Иду В Туалет По Большому - Понос

Причины поноса после еды Некоторый жалуются, что после еды сразу идут в туалет по-большому из-за поноса. Такая… Подробнее...
Понос после арбуза

Понос После Арбуза

Какие продукты могут вызвать понос Расстройство пищеварения может возникнуть не только как реакция на отравление, но и… Подробнее...
Первая помощь ребенку при рвоте

Рвота У Ребенка Без Температуры И Поноса Что Делать - 3 Года

Первая помощь ребенку при рвоте Дети до 5 лет являются самой восприимчивой к различным вирусам и бактериям группой.… Подробнее...