Натриевая соль формула


Нитрат натрия — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 10 июня 2017; проверки требуют 11 правок. Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 10 июня 2017; проверки требуют 11 правок.
Нитрат натрия
({{{изображение}}})
Систематическое
наименование
Нитрат натрия
Традиционные названия Натриевая селитра,
натронная селитра,
чилийская селитра,
нитронатрит
Хим. формула NaNO 3
Состояние твёрдое
Молярная масса 84,993 г/моль
Плотность 2,257 г/см³
Твёрдость 2
Поверхностное натяжение 119 (320°C)
117 (350°C)
114 (400°C) Н/м
Динамическая вязкость 2,86 (317°C)
2,01 (387°C)
1,52 (457°C) мПа•с
Температура
 • плавления 308 °C
 • кипения с разложением °C
 • разложения 380 °C
Мол. теплоёмк. 67 Дж/(моль·К)
Энтальпия
 • образования -257 кДж/моль
 • плавления 16 кДж/моль
Растворимость
 • в жидком аммиаке 127 г/100 мл
 • в воде 91,6 (25 °С)
114,1 (50°C)
176,0 (100°C)
 • в гидразине 100 (20°C)
Рег. номер CAS 7631-99-4
PubChem 24268
Рег. номер EINECS 231-554-3
SMILES
InChI
Кодекс Алиментариус E251
RTECS WC5600000
ChEBI 63005
Номер ООН 1498
ChemSpider 22688
ЛД50 3500 мг/кг (мыши, перорально)
Пиктограммы ECB
NFPA 704
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
 Медиафайлы на Викискладе

Нитра́т на́трия (азотноки́слый на́трий, натриевая селитра, чилийская селитра, натронная селитра) — натриевая соль азотной кислоты с формулой NaNO3. Бесцветные прозрачные кристаллы с ромбоэдрической или тригональной кристаллической решеткой без запаха. Вкус — резкий солёный. Применяется очень широко и является незаменимым в промышленности соединением.

Физические свойства[править | править код]

Молекулярная масса — 85. Это бесцветные длинные кристаллы, плотностью 2,257 г/см3. tпл 308 °C, при t выше 380 °С разлагается.

Растворимость (г в 100 г) в:

  • воде — 72,7 (0°С), 87,6 (20°С), 91,6 (25 °С), 114,1 (50 °C), 124,
  • жидком аммиаке — 127 (25 °С)
  • гидразине — 100 (25 °С)
  • этаноле — 0,036 (25 °С)
  • метаноле — 0,41 (25 °С)
  • пиридине — 0,35 (25 °С).

Натриевая селитра обладает высокой гигроскопичностью, что затрудняет использование этого вещества в пиротехнике.

Химические свойства[править | править код]

При нагревании более 380°С разлагается с выделением кислорода и нитрита натрия:

 2NaNO3⟶ 2NaNO2+O2↑{\displaystyle {\mathsf {\ 2NaNO_{3}\longrightarrow \ 2NaNO_{2}+O_{2}\uparrow }}}

Может вступать в реакции обмена с солями щелочных металлов. Благодаря меньшей, по сравнению с нитратом натрия, растворимости образующихся нитратов, равновесие указанных реакций смещено вправо:

 NaNO3+KCl⟶ KNO3+NaCl{\displaystyle {\mathsf {\ NaNO_{3}+KCl\longrightarrow \ KNO_{3}+NaCl}}}
 NaNO3+RbI⟶ RbNO3+NaI{\displaystyle {\mathsf {\ NaNO_{3}+RbI\longrightarrow \ RbNO_{3}+NaI}}}

Проявляет сильные окислительные свойства в твердом агрегатном состоянии и в расплавах.[источник не указан 2626 дней].

В процессе разложения выделяет кислород, вследствие чего может взаимодействовать с неметаллами:

 2NaNO3+S⟶ 2NaNO2+SO2↑{\displaystyle {\mathsf {\ 2NaNO_{3}+S\longrightarrow \ 2NaNO_{2}+SO_{2}\uparrow }}}
 2NaNO3+C⟶ 2NaNO2+CO2↑{\displaystyle {\mathsf {\ 2NaNO_{3}+C\longrightarrow \ 2NaNO_{2}+CO_{2}\uparrow }}}

Реакция с серой проходит с большим выделением света и тепла, таким, что стеклянный сосуд, в котором проводится опыт, может лопнуть или расплавиться.

Его окислительные свойства близки к свойствам нитрата калия, поэтому он может использоваться аналогично в некоторых направлениях, например в пиротехнике.

В лаборатории нитрат натрия можно получить следующими способами:

 21Na+26 HNO3⟶ 21NaNO3+NO↑+N2O↑+N2↑+13h3O{\displaystyle {\mathsf {\ 21Na+26\ HNO_{3}\longrightarrow \ 21NaNO_{3}+NO\uparrow +N_{2}O\uparrow +N_{2}\uparrow +13H_{2}O}}}
 Na2O+2HNO3⟶ 2NaNO3+h3O{\displaystyle {\mathsf {\ Na_{2}O+2HNO_{3}\longrightarrow \ 2NaNO_{3}+H_{2}O}}}
 NaOH+HNO3⟶ NaNO3+h3O{\displaystyle {\mathsf {\ NaOH+HNO_{3}\longrightarrow \ NaNO_{3}+H_{2}O}}}
 NaHCO3+HNO3⟶ NaNO3+CO2↑+h3O{\displaystyle {\mathsf {\ NaHCO_{3}+HNO_{3}\longrightarrow \ NaNO_{3}+CO_{2}\uparrow +H_{2}O}}}

Также вместо азотной кислоты можно использовать нитрат аммония:

 NaOH+Nh5NO3⟶ NaNO3+Nh4↑+h3O{\displaystyle {\mathsf {\ NaOH+NH_{4}NO_{3}\longrightarrow \ NaNO_{3}+NH_{3}\uparrow +H_{2}O}}}
 NaHCO3+Nh5NO3⟶ NaNO3+Nh4↑+CO2↑+h3O{\displaystyle {\mathsf {\ NaHCO_{3}+NH_{4}NO_{3}\longrightarrow \ NaNO_{3}+NH_{3}\uparrow +CO_{2}\uparrow +H_{2}O}}}
  • Взаимодействием нитрата серебра с пищевой солью (качественная реакция на ион Cl-):
 AgNO3+NaCl⟶ NaNO3+AgCl↓{\displaystyle {\mathsf {\ AgNO_{3}+NaCl\longrightarrow \ NaNO_{3}+AgCl\downarrow }}}

Применяется как удобрение; в пищевой[1], стекольной, металлообрабатывающей промышленности; для получения взрывчатых веществ, ракетного топлива и пиротехнических смесей для придания огню жёлтого цвета. Получается из природных залежей выщелачиванием горячей водой и кристаллизацией; абсорбцией раствором соды окислов азота; обменным разложением кальциевой или аммиачной селитры с сульфатом, хлоридом или карбонатом натрия.

Хлорид натрия - это... Что такое Хлорид натрия?

Хлорид натрия
Общие
Традиционные названия обычная соль, поваренная соль, столовая соль, пищевая соль, каменная соль, галит[1]
Химическая формула NaCl
Физические свойства
Молярная масса 58,44277 г/моль
Плотность 2,165 г/см³
Термические свойства
Температура плавления 800,8 °C
Температура кипения 1465 °C
Молярная теплоёмкость (ст. усл.) 50,8 Дж/(моль·К)
Удельная теплота испарения 170,85 кДж/моль Дж/кг
Удельная теплота плавления 28,68 кДж/моль Дж/кг
Химические свойства
pKa 6,7–7,3
Растворимость в воде 35,6 (0 °C)
35,9 (25 °C)
39,1 (100 °C) г/100 мл
Растворимость в метаноле 14,9 г/100 мл
Растворимость в аммиаке 21,5 г/100 мл
Оптические свойства
Показатель преломления 1,5442 (589 нм)
Структура
Координационная геометрия Октаэдральная (Na +)
Октаэдральная (Cl -)
Кристаллическая структура гранецентрированная кубическая, cF8
Классификация
Рег. номер CAS [7647-14-5]
Рег. номер PubChem 5234
Рег. номер EINECS 231-598-3
SMILES [Na+].[Cl-]
RTECS VZ4725000
Безопасность
ЛД50 3000–8000 мг/кг
NFPA 704

Хлори́д на́трия — химическое соединение NaCl, натриевая соль соляной кислоты, хлористый натрий.

Хлорид натрия известен в быту под названием поваренной соли, основным компонентом которой он является. Хлорид натрия в значительном количестве содержится в морской воде, создавая её солёный вкус. Встречается в природе в виде минерала галита (каменная соль).

Чистый хлорид натрия имеет вид бесцветных кристаллов, но с различными примесями его цвет может принимать голубой, фиолетовый, розовый, жёлтый или серый оттенок.

Нахождение в природе и производство

В природе хлорид натрия встречается в виде минерала галита, который образует залежи каменной соли среди осадочных горных пород, прослойки и линзы на берегах солёных озёр и лиманов, соляные корки в солончаках и на стенках кратеров вулканов и в сольфатарах. Огромное количество хлорида натрия растворено в морской воде. Мировой океан содержит 4 × 10 15 тонн NaCl, то есть из каждой тысячи тонн морской воды можно получить в среднем 1,3 тонны хлорида натрия. Следы NaCl постоянно содержатся в атмосфере в результате испарения брызг морской воды. В облаках на высоте полтора километра 30 % капель, больших 10 мкм по размеру, состоят из NaCl. Также он найден в кристаллах снега[2].

Наиболее вероятно, что первое знакомство человека с солью произошло в лагунах теплых морей или на соляных озёрах, где на мелководье соленая вода интенсивно испарялась под действием высокой температуры и ветра, а в осадке накапливалась соль. По образному выражению Пифагора, «соль была рождена благородными родителями: солнцем и морем»[3].

Галит

В природе хлорид натрия чаще всего встречается в виде минерала галита. Он имеет гранецентрированную кубическую решетку и содержит 39,34 % Na, 60,66 % Cl. Другими химическими элементами, входящими в состав примесей, являются: Br, N, H, Mn, Cu, Ga, As, I, Ag, Ba, Tl, Pb, K, Ca, S, O. Плотность 2,1—2, 2 г / см ³, а твёрдость по шкале Мооса — 2. Бесцветный, прозрачный минерал, со стеклянным блеском. Распространённый минерал соленосных толщ. Образуется при осаждении в замкнутых водоёмах, а также как продукт сгона на стенках кратеров вулканов. Составляет пласты в осадочных породах лагунных и морских фаций, штокоподобные тела в соляных куполах и т. п.[4]

Каменная соль

Каменной солью называют осадочную горную породу из группы эвапоритов, состоящую более чем на 90 % из галита. Галит также часто называют каменной солью. Эта осадочная горная порода может быть бесцветной или снежно-белой, но чаще она окрашена примесями глин, талька (серый цвет), оксидами и гидроксидами железа (желтый, оранжевый, розовый, красный), битумами (бурая). Каменная соль содержит хлориды и сульфаты натрия, калия, магния и кальция, бромиды, йодиды, бораты, гипс, примеси карбонатно-глинистого материала, доломита, анкериту, магнезита, битумов и т. д.[4]

По условиям формирования месторождений каменную соль подразделяют на следующие виды[4]:

  • рассолы современных соляных бассейнов
  • соляные подземные воды
  • залежи минеральных солей современных соляных бассейнов
  • ископаемые залежи (важнейшие для промышленности).

Морская соль

Морская соль является смесью солей (хлориды, карбонаты, сульфаты и т. д.), образующейся при полном испарении морской воды. Среднее содержание солей в морской воде составляет:

Соединение Масс. доля, %
NaCl 77,8
MgCl2 10,9
MgSO4 4,7
KCl 2,5
K2SO4 2,5
CaCO3 0,3
Ca(HCO3)2 0,3
другие соли 0,2
Очищенная кристаллическая морская соль

При испарении морской воды при температуре 20 — 35 ° C в осадке сначала кристаллизуются наименее растворимые соли — карбонаты кальция и магния и сульфат кальция. Затем выпадают более растворимые сульфаты натрия и магния, хлориды натрия, калия и магния, и после них — сульфаты калия и магния. Последовательность кристаллизации солей и состав осадка может несколько варьироваться в зависимости от температуры, скорости испарения и других условий. В промышленности морскую соль получают из морской воды, в основном методом обычного выпаривания. Она отличается от каменной соли значительно большим содержанием других химических солей, минералов и различных микроэлементов, в первую очередь йода, калия, магния и марганца. Соответственно, она отличается от хлорида натрия и по вкусу — горько-солёный привкус ей придают соли магния. Она используется в медицине: при лечении кожных заболеваний, таких как псориаз. Как лечебное вещество в аптечной и обычной торговой сети, распространённым продуктом является соль с Мёртвого моря. В очищенном виде этот вид соли также предлагается в продуктовой торговой сети — как натуральная и богатая йодом пищевая[5].

Залежи

Залежи каменной соли найдены во всех геологических системах. Важнейшие из них сосредоточены в кембрийских, девонских, пермских и третичных отложениях. Каменная соль составляет мощные пластовые залежи и ядра сводчатых структур (соляных куполов и штоков), образует прослойки, линзы, гнезда и вкрапления в других породах[4]. Среди озёрных месторождений России крупнейшие — Эльтонское, Баскунчак в Прикаспии, Кучукское озеро, о. Кулундинское, Эбейты и др. озера в Зап. Сибири.

Производство

В древности технология добычи соли заключалась в том, что соляную рапу вытаскивали лошадиным приводом из шахт, которые назывались «колодцами» или «окнами», и были достаточно глубокими — 60—90 м. Извлечённую соль выливали в особый резервуар — творило, откуда она через отверстия стекала в нижний резервуар, и системой желобов подавалась в деревянные башни. Там её разливали в большие чаны, на которых соль вываривали.

На Руси поморы вываривали соль на побережье Белого моря и называли её морянка. В 1137 новгородский князь Святослав определил налог на соляные варницы[6]:

…на мори от чрена и от салгы по пузу…

[7]

Беломорской солью, называемой «морянкой», торговали по всей Российской империи до начала XX века, пока её не вытеснила более дешёвая поволжская соль.

Современная добыча хлорида натрия механизирована и автоматизирована. Соль массово добывается выпариванием морской воды (тогда её называют морской солью) или рассола с других ресурсов, таких как соляные источники и соляные озера, а также разработкой соляных шахт и добычей каменной соли. Для добычи хлорида натрия из морской воды необходимы условия жаркого климата с низкой влажностью воздуха, наличие значительных низменных территорий, лежащих ниже уровня моря, или затопляемых приливом, слабая водопроницаемость почвы испарительных бассейнов, малое количество осадков в течение сезона активного испарения, отсутствие влияния пресных речных вод и наличие развитой транспортной инфраструктуры.

Мировое производство соли в 2009 году оценивается в 260 миллионов тонн. Крупнейшими мировыми производителями являются Китай (60,0 млн тонн), США (46,0 млн тонн), Германия (16,5 млн тонн), Индия (15,8 млн тонн) и Канада (14 млн тонн)[8].

  • Добыча соли в южной части Мертвого моря, Израиль

  • Кристаллы каменной соли

  • Плантация морской соли в Дакаре

  • Соляные кучи на солончаке Уюни, Боливия

Применение

В пищевой промышленности и кулинарии

Соль поваренная

В пищевой промышленности и кулинарии используют хлорид натрия, чистота которого должна быть не менее 97 %. Его применяют как вкусовую добавку и для консервирования пищевых продуктов. Такой хлорид натрия имеет товарное название поваренная соль, порой также употребляются названия пищевая, столовая, а также уточнение названия в зависимости от её происхождения — каменная, морская, и по составу добавок — йодированная, фторированная и т. д. Такая соль является кристаллическим сыпучим продуктом с солёным вкусом без привкуса, без запаха (за исключением йодированной соли), в котором не допускаются посторонние примеси, не связанные с методом добывании соли. Кроме хлорида натрия, поваренная соль содержит небольшое количество солей кальция, магния, калия, которые придают ей гигроскопичности и жёсткости. Чем меньше этих примесей в соли, тем выше её качество.

Выделяют сорта: экстра, высший, первый и второй. Массовая доля хлористого натрия в сортах,%:

  • экстра — не менее 99,5;
  • высший — 98,2;
  • первый — 97,5;
  • второй — 97,0.

Массовая доля влаги в выварочной соли сорта «экстра» 0,1 %, в высшем сорте — 0,7 %. Допускают добавки йодида калия (йодистого калия), йодата калия, фторидов калия и натрия. Массовая доля йода должна составлять (40,0 ± 15,0) × 10 −4 %, фтора (25,0 ± 5,0) × 10 −3 %. Цвет экстра и высшего сортов — белый, однако для первого и второго допускается серый, желтоватый, розовый и голубоватый оттенки в зависимости от происхождения соли. Пищевую поваренную соль производят молотой и сеяной. По размеру зёрен молотую соль подразделяют на номера: 0, 1, 2, 3. Чем больше номер, тем больше зерна соли.

В кулинарии хлорид натрия потребляют как важнейшую приправу. Соль имеет характерный вкус, без которого пища кажется человеку пресной. Такая особенность соли обусловлена ​​физиологией человека. Однако зачастую люди потребляют соли больше, чем нужно для физиологических процессов.

Хлорид натрия имеет слабые антисептические свойства — 10-15 % содержание соли предотвращает размножение гнилостных бактерий. Этот факт обусловливает её широкое применение как консерванта.

В медицине

Изотонический раствор хлорида натрия в воде (0,9 %) применяется как дезинтоксикационное средство, для коррекции состояния систем организма в случае обезвоживания, как растворитель других лекарственных препаратов. Гипертонические растворы (10 % р-р) используют как вспомогательный осмотический диуретик при лёгочных, желудочных и кишечных кровотечениях для обеспечения форсированного диуреза, в состояниях, характеризующихся дефицитом ионов натрия и хлора, при отравлении нитратом серебра, для обработки гнойных ран (местно). В офтальмологии как местное средство раствор хлорида натрия обладает противоотёчным действием[9].

В коммунальном хозяйстве. Техническая соль

Зимой хлорид натрия, смешанный с другими солями, песком или глиной — так называемая техническая соль — применяется как антифриз против гололеда. Ею посыпают тротуары, хотя это отрицательно влияет на кожаную обувь и техническое состояние автотранспорта в виду коррозийных процессов.

Регенерация Nа-катионитовых фильтров

Nа-катионитовые фильтры широко применяются в котельных установках всех мощностей для смягчения воды при водоподготовке. Катионитовым материалом на современных водоподготовительных установках служат в основном глауконит, сульфанованные угли и синтетические смолы. Наиболее распространены сульфоугли.

Регенерацию Nа-катионитовых фильтров осуществляют 6—8%-м раствором поваренной соли, в результате действие сульфоуголя восстанавливается. Реакции идут по уравнениям:

CaR2 + 2NаСl = 2NаR + CaСl2.
МgR2 + 2NаСl = 2NаR + МgСl2.

Химическая промышленность

Соль, наряду с каменным углем, известняками и серой, образует «большую четвёрку» продуктов минерального сырья, которые являются важнейшими для химической промышленности[10]. Из неё получают соду, хлор, соляную кислоту, гидроксид натрия, сульфат натрия и металлический натрий. Кроме этого соль используется также для промышленного получения легкорастворимого в воде хлората натрия, который является средством для уничтожения сорняков[11]. Суммарное уравнение реакции электролиза горячего раствора хлорида натрия[12]:

NaCl + 3 H2O → NaClO3 + 3 H2
Получение хлора и гидроксида натрия

В промышленности путём электролиза раствора хлорида натрия получают хлор. Процессы, происходящие на электродах[13][14]:

  • на катоде как побочный продукт выделяется водород вследствие восстановления ионов H +, образованных в результате электролитической диссоциации воды:
    H2O ⇆ H+ + OH
    2 H+ + 2 e → H2
  • поскольку (вследствие практически полной электролитической диссоциации NaCl), хлор в растворе находится в виде хлорид-ионов, они окисляются на аноде до свободного хлора в виде газа:
    NaCl → Na+ + Cl
    2 Cl − 2 e → Cl2
  • суммарная реакция:
    2 NaCl + 2 H2O → 2 NaOH + Cl2↑ + H2

Как видно из уравнения суммарной реакции, ещё одним продуктом является гидроксид натрия. Расход электроэнергии на 1 т хлора составляет примерно 2700 кВт × час. Полученный хлор сжижается на жёлтую жидкость уже при обычной температуре[15].

Если между анодом и катодом нет диафрагмы, то растворенный в воде хлор начинает реагировать с гидроксидом натрия, образуя хлорид и гипохлорит натрия NaClO[14]:

2 NaOH + Cl2 → NaCl + NaClO + H2O

Поэтому для получения гидроксида натрия применяют диафрагму и соответствующий метод получения NaOH называют диафрагменным. В качестве диафрагмы применяют асбестовый картон. В процессе электролиза раствор хлорида натрия постоянно подается в анодное пространство, а из катодного пространства непрерывно вытекает раствор хлорида и гидроксида натрия. Во время выпаривания последнего хлорид кристаллизуется, поскольку его растворимость в 50 % растворе NaOH ничтожно мала (0,9 %). Полученный раствор NaOH выпаривают в железных чанах, затем сухой остаток переплавляют.

Для получения чистого гидроксида натрия (без добавок хлорида натрия) применяют ртутный метод, где используют графитовый анод и ртутный катод. Вследствие того, что перенапряжение выделения водорода на ртути очень большое, на ней вновь появляются ионы натрия и образуется амальгама натрия[14][16]:

Na+ + e → Na(Hg)

Амальгаму позже разлагают горячей водой с образованием гидроксида натрия и водорода, а ртуть перекачивают насосом обратно в электролизер:

2 Na(Hg) + 2 H2O → 2 NaOH + H2

Суммарная реакция процесса такая же, как и в случае диафрагменного метода.

Получение металлического натрия

Металлический натрий получают электролизом расплава хлорида натрия. Происходят следующие процессы:

  • на катоде выделяется натрий:
    2 Na+ + 2 e → 2 Na
  • на аноде выделяется хлор (как побочный продукт):
    2 Cl − 2 e → Cl2
  • суммарная реакция:
    2 Na+ + 2 Cl → 2 Na + Cl2

Ванна электролизера состоит из стального кожуха с футеровкой, графитового анода и кольцевого железного катода. Между катодом и анодом располагается сетчатая диафрагма. Для снижения температуры плавления NaCl (800 ° C), электролитом является не чистый хлорид натрия, а его смесь с хлоридом кальция CaCl 2 (40:60) с температурой плавления 580 ° C. Металлический натрий, который собирается в верхней части катодного пространства, содержит до 5 % примесь кальция, но последний со временем почти полностью отделяется, поскольку его растворимость в жидком натрии при температуре его плавления (371 ° C) составляет всего 0,01 %. С расходованием NaCl его постоянно добавляют в ванну. Затраты электроэнергии составляют примерно 15 кВт × ч на 1 кг натрия[17].

Получение соляной кислоты и сульфата натрия

Среди многих промышленных методов получения соляной кислоты, то есть водного раствора хлороводорода (HCl), применяется реакция обмена между хлоридом натрия и серной кислотой:

NaCl + H2SO4 → NaHSO4 + HCl↑
NaCl + NaHSO4 → Na2SO4 + HCl↑

Первая реакция происходит в значительной степени уже при обычных условиях, а при слабом нагреве идет почти до конца. Вторая происходит лишь при высоких температурах. Процесс осуществляется в специальных механизированных печах большой мощности. Хлороводород, который выделяется, обеспыливают, охлаждают и поглощают водой с образованием соляной кислоты. Как побочный продукт образуется сульфат натрия Na2SO4[18][19].

Этот метод применяется также для получения хлороводорода в лабораторных условиях.

Физические и физико-химические свойства

Температура плавления 800,8 С, кипения 1465 С.

Умеренно растворяется в воде, растворимость мало зависит от температуры: коэффициент растворимости NaCl (в г на 100 г воды) равен 35,9 при 21 °C и 38,1 при 80 °C. Растворимость хлорида натрия существенно снижается в присутствии хлороводорода, гидроксида натрия, солей — хлоридов металлов. Растворяется в жидком аммиаке, вступает в реакции обмена. В чистом виде хлорид натрия не гигроскопичен. Однако соль часто бывает загрязнена примесями (преимущественно ионами Ca 2 +, Mg 2 + и SO2−4), и такая соль на воздухе сыреет[20]. Кристаллогидрат NaCl · 2H 2 O можно выделить при температуре ниже +0,15 ° C[21].

Смесь измельченного льда с мелким порошком хлорида натрия является эффективным охладителем. Так, смесь состава 30 г NaCl на 100 г льда охлаждается до температуры −20 ° C. Это происходит потому, что водный раствор соли замерзает при температуре ниже 0 ° C. Лед, имеющий температуру около 0 ° C, плавится в таком растворе, поглощая тепло окружающей среды.

Термодинамические характеристики
ΔfH0g −181,42 кДж/моль
ΔfH0l −385,92 кДж/моль
ΔfH0s −411,12 кДж/моль
ΔfH0aq −407 кДж/моль
S0g, 1 bar 229,79 Дж/(моль·K)
S0l, 1 bar 95,06 Дж/(моль·K)
S0s 72,11 Дж/(моль·K)

Диэлектрическая проницаемость NaCl — 6,3

Плотность и концентрация водных растворов NaCl

Концентрация, % Концентрация, г/л Плотность, г/мл
1 10,05 1,005
2 20,25 1,012
4 41,07 1,027
6 62,47 1,041
8 84,47 1,056
10 107,1 1,071
12 130,2 1,086
14 154,1 1,101
16 178,5 1,116
18 203,7 1,132
20 229,5 1,148
22 256 1,164
24 283,2 1,18
26 311,2 1,197

Лабораторное получение и химические свойства

При действии серной кислоты выделяет хлороводород. С раствором нитрата серебра образует белый осадок хлорида серебра.

Учитывая огромные природные запасы хлорида натрия, необходимости в его промышленном или лабораторном синтезе нет. Однако, его можно получить различными химическими методами как основной или побочный продукт.

  • получение из простых веществ натрия и хлора является экзотермической реакцией[22]:
Na(тв) + 1/2Cl2(г) → NaCl(тв) + 410 кДж
  • нейтрализация щелочи гидроксида натрия соляной кислотой[23]:
NaОН + НCl → NaCl + Н2О

Поскольку хлорид натрия в водном растворе почти полностью диссоциирован на ионы: NaCl → Na+ + Cl, его химические свойства в водном растворе определяются соответствующими химическими свойствами катионов натрия и хлорид-анионов.

Структура

Кристаллическая решётка хлорида натрия.
Голубой цвет = Na+
Зелёный цвет = Cl

Хлорид натрия образует бесцветные кристаллы кубической сингонии, пространственная группа F m3m, a = 0,563874 нм, d = 2,17 г/см³. Каждый из ионов Cl окружен шестью ионами Na+ в октаедральний конфигурации, и наоборот. Если мысленно отбросить, например, ионы Na+, то останется плотно упакованная кубическая структура с ионов Cl, называемая гранецентрированной кубической решеткой. Ионы Na+ тоже образуют плотно упакованную кубическую решетку. Таким образом, кристалл состоит из двух подрешеток, сдвинутых друг относительно друга на полупериод. Такая же решетка характерна для многих других минералов.

В кристаллической решетке между атомами преобладает ионная химическая связь, что является следствием действия электростатического взаимодействия противоположных по заряду ионов

См. также

Примечания

  1. Натрия хлорид на сайте Национального института стандартов и технологии (англ. National Institute of Standards and Technology) (англ.)
  2. Б. В. Некрасов. Основы общей химии. Т. 2. Изд. 3-е, испр. и доп. Москва, издательство «Химия», 1973 г. 688 с.; 270 табл.; 426 рис.; Список литературы, ссылок. С. 218
  3. Пифагор. Золотой канон. Фигуры эзотерики. — М.: Изд-во Эксмо, 2003. — 448 с. (Антология мудрости).
  4. 1 2 3 4 Малая горная энциклопедия. В 3-х т. / Под ред. В. С. Белецкого . — Донецк: «Донбасс», 2004. — ISBN 966-7804-14-3
  5. УНИАН: Морская соль для красоты и здоровья кожи
  6. Российское законодательство Х-ХХ веков. Законодательство Древней Руси. т. 1. М, 1984. С. 224—225.  (рус.)
  7. В переводе с поморской «говори» слово чрен (црен) означает четырёхугольный ящик, кованный из листового железа, а салга — котёл, в котором варили соль. Пузом в беломорских солеварнях называли мешок соли в два четверика, то есть, объёмом около 52 литров.
  8. Соль (PDF), Геологический обзор США на сайте Программы минеральных ресурсов (англ.)
  9. Энциклопедия здоровья
  10. Онлайн Энциклопедия кругосвет. Натрий
  11. Б. В. Некрасов. Основы общей химии. Т. 1. Изд. 3-е, испр. и доп. Москва, издательство «Химия», 1973 г. 656 с.; 160 табл.; 391 рис. С. 261
  12. Синтез хлората натрия (англ.)
  13. Б. В. Некрасов. Основы общей химии. Т. 1. Изд. 3-е, испр. и доп. Москва, издательство «Химия», 1973 г. 656 с.; 160 табл.; 391 рис. С. 249
  14. 1 2 3 М. Л. Глинка Общая химия (Учебник), изд. 2-е изд., Перераб. и доп .. — С. 608, Киев: «Высшая школа», 1982.
  15. Б. В. Некрасов. Основы общей химии. Т. 1. Изд. 3-е, испр. и доп. Москва, издательство «Химия», 1973 г. 656 с.; 160 табл.; 391 рис. С. 254
  16. Б. В. Некрасов. Основы общей химии. Т. 2. Изд. 3-е, испр. и доп. Москва, издательство «Химия», 1973 г. 688 с.; 270 табл.; 426 рис.; Список литературы, ссылок. С. 231
  17. Б. В. Некрасов. Основы общей химии. Т. 2. Изд. 3-е, испр. и доп. Москва, издательство «Химия», 1973 г. 688 с.; 270 табл.; 426 рис.; Список литературы, ссылок. С. 219
  18. Б. В. Некрасов. Основы общей химии. Т. 1. Изд. 3-е, испр. и доп. Москва, издательство «Химия», 1973 г. 656 с.; 160 табл.; 391 рис. С. 250
  19. Б. В. Некрасов. Основы общей химии. Т. 1. Изд. 3-е, испр. и доп. Москва, издательство «Химия», 1973 г. 656 с.; 160 табл.; 391 рис. С. 257—258
  20. Б. В. Некрасов. Основы общей химии. Т. 2. Изд. 3-е, испр. и доп. Москва, издательство «Химия», 1973 г. 688 с.; 270 табл.; 426 рис.; Список литературы, ссылок. С. 215—216
  21. Б. В. Некрасов. Основы общей химии. Т. 2. Изд. 3-е, испр. и доп. Москва, издательство «Химия», 1973 г. 688 с.; 270 табл.; 426 рис.; Список литературы, ссылок. С. 234
  22. Б. В. Некрасов. Основы общей химии. Т. 1. Изд. 3-е, испр. и доп. Москва, издательство «Химия», 1973 г. 656 с.; 160 табл.; 391 рис. С. 255
  23. Б. В. Некрасов. Основы общей химии. Т. 1. Изд. 3-е, испр. и доп. Москва, издательство «Химия», 1973 г. 656 с.; 160 табл.; 391 рис. С. 191

Ссылки

Шаблон:АТХ код A07

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

Динатриевая соль этилендиаминтетрауксусной кислоты — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Динатриевая соль этилендиаминтетрауксусной кислоты

({{{картинка}}})
({{{изображение}}})
Сокращения EDTA-Na2, ЭДТА-Na2
Хим. формула C10H14N2Na2O8
Молярная масса безводный продукт - 336,21, дигидрат - 372,24 г/моль
Константа диссоциации кислоты pKa{\displaystyle pK_{a}} 1,99(1), 2,67(2), 6,16(3), 10,26(4)
Растворимость
 • в воде, при t = 20 °C 100 г/л
 • в воде, при t = 80 °C 230 г/л
Рег. номер CAS 139-33-3 (безводный продукт), 6381-92-6 (дигидрат)
PubChem 8759
Рег. номер EINECS 205-358-3 (безводный продукт)
SMILES
InChI
Кодекс Алиментариус E386
ChEBI 64734
ChemSpider 8429
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.

Дина́триевая соль этилендиаминтетрау́ксусной кислоты́ (другие названия: комплексо́н-III, трило́н Б, хелато́н III) — органическое соединение, натриевая соль этилендиаминтетрауксусной кислоты, представляет собой белый кристаллический порошок или кристаллы белого цвета. Хорошо растворяется в воде и щелочах, очень слабо растворяется в спирте; рН 1%-ного водного раствора 4,5; рН препарата с массовой долей 5% 4-5,5.

Образует очень устойчивые комплексные соединения с большинством катионов.

Вступает в реакцию с сильными окислителями.

При хранении вещества не допускать его контакта с алюминием, цинком, никелем, медью и медными сплавами.

Трилон Б - его торговое название и представляет собой кристаллический порошок белого цвета. Это название введено фирмой BASF и использовалась как торговая марка этого, но очень быстро вошло в все языки и используется другими фирмами для обозначения продукта.

Используются также тринатриевая и тетранатриевая соль этилендиаминтетрауксусной кислоты, но для связывания одного и того же количества ионов их надо брать в большем количестве. Трилон Б придаёт растворимость нерастворимым солям многих металлов. Его действие основано на извлечении ионов металла из молекул нерастворимых солей металлов и замещения в них ионами натрия, почти все соли которого растворимы в воде, причём независимо от валентности металла 1 молекула трилона реагирует с 1 молекулой соли металла. Это ценное свойство нашло большое применение в аналитической химии.

Пример растворения нерастворимого осадка карбоната кальция:

ЭДТА-Na2(растворим)+CaCO3(нерастворим)⟶ЭДТА-Ca(растворим)+Na2CO3(растворим).{\displaystyle {\mathsf {{\text{ЭДТА-Na}}_{2}}}_{\text{(растворим)}}{\mathsf {+CaCO_{3}}}_{\text{(нерастворим)}}{\mathsf {\longrightarrow {\text{ЭДТА-Ca}}}}_{\text{(растворим)}}{\mathsf {+Na_{2}CO_{3}}}_{\text{(растворим)}}.}

Аналогичное взаимодействие происходит с солями меди, железа в степени окисления II и III, магния и марганца. Причём трилон Б не является окислителем и не взаимодействует с металлами, находящимися в нулевой степени окисления.

Основная применение: делает нерастворимые соли металлов растворимыми.

  • в аналитической химии для качественного и количественного определения многих катионов и анионов, напр.: Ca, Mg, Cu, Со, Ni, Zn, Fe, Mo, Al, редкоземельных элементов, Tc, U, SO42−, PO43−, CN и др. (см. Комплексонометрия), при потенциометрических, полярографических и амперометрических определениях, благодаря возможности вещества образовывать с ионами металлов комплексные соединения, окрашенные в различный цвет, цвет раствора будет зависеть от иона металла, с которым образован комплекс;
  • в производстве медицинских препаратов и при отравлениях тяжелыми металлами;
  • в производстве препаратов для бытовой химии и в синтетических моющих средств;
  • в сельском хозяйстве и гидропонном растениеводстве, для повышения стабильности железа в питательных растворах, а также для улучшения усвоения питательных элементов при внекорневой подкормке растений;
  • при консервировании и др.;
  • в реставрацонных работах для удаления коррозии с изделий из бронзы и других цветных металлов, особо хорошо себя проявляет в очистке изделий из серебра[1];
  • в промышленности для промывки теплоэнергетического оборудования, труб, трубопроводов котлов от накипи и ржавчины, уменьшающих полезное сечение, водоподготовки в котельных и теплосетях, с этой же целью трилон Б применяют для очистки автомобильных систем охлаждения, защиты стиральных машин от накипи как отдельный препарат или в комплексе со стиральным порошком;
  • в виде стабилизатора в процессах полимеризации;
  • в целлюлозно-бумажной промышленности;
  • при производстве каучука;
  • аммиачный раствор трилона Б (5 % аммиака, 3 % трилона Б) позволяет быстро и эффективно восстанавливать свинцовые аккумуляторы за счёт десульфатации свинцовых пластин[источник не указан 89 дней];
  • в фотографии трилон Б применяют в качестве водоумягчителя в различных растворах[2], при приготовлении таких растворов на дистиллированной воде, трилон Б можно не применять, но в рецептах отбеливающих растворов в цветной фотографии трилон Б служит для получения непосредственно в растворе железной соли трилона Б, которая обладает свойством окислять металлическое серебро[3]; в таких растворах исключать трилон Б нельзя; тем не менее, подобная рецептура получения железной соли трилона Б использовалась только в устаревших процессах Agfa/Orwo и для цветных материалов СССР, выпуск которых полностью прекращён в конце 1990-х годов; в современных процессах C-41, E-6 и RA-4 железная соль трилона Б по-прежнему применяется для этой цели, однако подобный способ её получения непригоден по причине загрязнения раствора, поэтому необходимо использовать чистый реактив[4].

Может вызвать раздражение кожи, слизистых оболочек глаз и дыхательных путей и вызвать симптомы бронхита.

Средства индивидуальной защиты[править | править код]

Противопылевой респиратор, средства защиты лица, глаз.

Меры первой помощи[править | править код]

Вынести пострадавшего на свежий воздух, снять загрязнённую одежду. Глаза и кожные покровы тщательно и обильно промыть водой. Оттягивать веки от глазных яблок для более полного промывания. При проглатывании прополоскать рот, дать воды для питья.

Сегнетова соль — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 16 марта 2015; проверки требуют 9 правок. Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 16 марта 2015; проверки требуют 9 правок.
Сегнетова соль

({{{картинка}}})
Систематическое
наименование
Калия-​натрия тартрата тетрагидрат
Традиционные названия Сегнетова соль
Хим. формула C4H4KNaO6
Рац. формула KNaC4H4O6·4H2O
Молярная масса 282,1 г/моль
Плотность ≈1,790 (при 20 °C)
Температура
 • плавления 70—80 °C
 • разложения 130—140 °C
Растворимость
 • в воде 63[1]
Рег. номер CAS 304-59-6
PubChem 9855836
Рег. номер EINECS 206-156-8
SMILES
InChI
Кодекс Алиментариус E337
ChEBI 63019
ChemSpider 8031536
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
 Медиафайлы на Викискладе

Сегне́това соль — тетрагидрат двойной натриево-калиевой соли винной кислоты KNaC4h5O6⋅4h3O{\displaystyle {\ce {KNaC4h5O6*4h3O}}} (тартрат натрия-калия). Названа по имени французского аптекаря Пьера Сеньета (фр. Pierre Seignette), 1660—1719 (в других источниках указывается имя аптекаря Эли Сенье[2] (1632—1698), а также годы получения соли — 1672[3] и 1675).

Физические свойства и применение в технике[править | править код]

Окраска кристаллов сегнетовой соли — от бесцветной до голубоватой. Разлагаться вещество начинает уже при 55,6 °C[4] (вероятно, имеется в виду частичная или полная потеря кристаллизационной воды). Построение кристалла соответствует ромбической системе (обычно вещество кристаллизуется в ромбовидные кристаллы с 12 гранями, 2 из которых — пинакоиды; углы между двумя боковыми гранями равны 163° un 40°[5]).

У сегнетовой соли впервые (1920; по другим данным, в 1894[6] г.) были обнаружены своеобразные электрические свойства — самопроизвольная поляризация в определённом интервале температур, причём эта поляризация поддаётся изменению под воздействием достаточно сильного внешнего электрического поля. Позже вещества с такими свойствами стали называть по имени сегнетовой соли сегнетоэлектриками.

Кроме того, тетрагидрат тартрата калия-натрия является одним из первых веществ, у которых были обнаружены пьезоэлектрические свойства (Пьер и Жак Кюри, 1880). Позднее эти свойства нашли применение в технике: сначала в межвоенный период в США (патент фирмы BRUSH № 2483647[7]), а затем и в других странах (в СССР в 1941—1942[8] гг.) сегнетову соль стали применять в звукоснимателях электрофонов, микрофонах, телефонных трубках и других подобных устройствах (например, в слуховых аппаратах). Особенно широко это вещество нашло применение во время повышенного спроса на электротехнику в послевоенные годы. По сравнению с другими преобразователями выходное напряжение сегнетовой соли весьма велико (даже в три тысячи раз больше[8][9]). Однако изготовленные из неё преобразователи не могут храниться во влажном месте, поскольку соль из-за своей гигроскопичности постепенно расплывается.

Так как тартрат натрия-калия — соль винной кислоты, ему соответствуют несколько оптических изомеров. В природе встречается только L-(+)-винная кислота[источник не указан 2342 дня].

Тетрагидрат растворим в воде хорошо (54 г/100 г h3O{\displaystyle {\ce {h3O}}}) при 15 °C, при 30 °C 1390 г/л[2]), к тому же соль гигроскопична. Однако соль как таковая, очевидно, малорастворима, поскольку в реакции получения выпадает в осадок.

Тартрат натрия-калия является компонентом Фелинговой жидкости, в составе которой он используется для обнаружения сахаров. Также сегнетову соль используют в серебрении зеркал по методу Генрихсона[10]. Кроме того, эта соль используется в органическом синтезе как деэмульгатор в водных растворах, обычно в реакциях с применением гидрида алюминия. Наконец, в растворе для определения белков биуретовым методом также содержится тартрат калия-натрия.

В лаборатории эту соль получают осаждением в мелкокристаллическом виде из горячего раствора кислого тартрата калия добавлением стехиометрического количества Na2CO3.

Сравнительно большой кристалл, выращенный на станции «Скайлэб»

Кристаллы большего размера выращены в космосе в условиях слабого тяготения и конвекции, например, на американской орбитальной станции «Скайлэб». Выращивают кристаллы нужного размера и в промышленности[11].

Тартрат калия-натрия используется в пищевой промышленности в качестве добавки E337 (антиоксиданта). Он обладает солёным, холодящим вкусом. Используется эта соль и в пекарских порошках[12]. Вещество нашло применение и в медицине — в качестве слабительного (якобы аптекарь Сеньет употреблял эту соль для помощи при желудочных расстройствах[5]). В этих целях сегнетову соль часто применяют в составе порошка Сейдлица[13], ранее она использовалась в составе «венского питья».

Химическая формула соды: пищевой, питьевой, кристаллической, технической

Автор Антонина На чтение 5 мин. Опубликовано

Словом «сода» называют несколько сложных химических веществ. Пищевая, питьевая, гидрокарбонат натрия, химическая формула NaHCO3, кислая натриевая соль угольной кислоты. Кальцинированная, бельевая, карбонат натрия, химическая формула Na2CO3, натриевая соль угольной кислоты.

Каустическая, гидроксид натрия, химическая формула NaOH. Есть еще некоторые технические виды соды – кристаллогидраты, содержащие карбонат натрия, и различные марки каустика. Вышеперечисленные соединения имеют различные свойства и химические формулы. Но все они хорошо растворяются в воде, а их растворы имеют более или менее выраженную щелочную реакцию. Рассмотрим их подробнее.

Формула пищевой соды

Гидрокарбонат натрия – химическое название белого кристаллического порошка белого цвета со средним размером кристаллов 0,05 — 0,20 мм. Синонимы, часто встречающиеся в научно-популярной литературе и в быту, — пищевая сода, чайная, питьевая, натрий двууглекислый, бикарбонат натрия.

Двууглекислый натрий (бикарбонат) – широко востребованное вещество в разных сферах жизни. Он применяется в химической промышленности и медицине, в легкой, пищевой отраслях, в металлургии. В пищевой промышленности сода включена в состав добавки E500.

Формула питьевой соды в химии NaHCO3 говорит о том, что это кислая натриевая соль угольной кислоты. Ее химические свойства как у соли сильного основания и слабой кислоты.

Гидрокарбонат натрия активно вступает в реакцию с кислотами. В результате образуется соль соответствующей кислоты, угольная кислота, которая в свою очередь  распадается на углекислый газ и воду. Сильное образование пузырьков  — это углекислый газ, высвобождающийся в процессе реакции.

Вот как происходит реакция с соляной кислотой:

NaHCO3 + HCl → NaCl + h3CO3

h3CO3 → h3O + CO2↑.

Реакция соды пищевой с уксусной кислотой:

NaHCO3 + CH3COOH → CH3COONa + H2O + CO2

В результате взаимодействия соды NaHCO3 с уксусной кислотой Ch4COOH образуются: Ch4COONa – ацетат натрия, вода h3O и углекислый газ CO2.

Многими, наверное, замечено, что если залить пищевую соду кипятком, она так же начинает гаситься, что выражается в обильном образовании пузырьков.  Это происходит реакция термического разложения.

Гидракарбонат натрия термически малоустойчив.  При нагревании порошок соды пищевой разлагается с образованием карбоната натрия (соды кальцинированной) и выделением диоксида углерода, а также воды в газовую фазу.

2NaHCO3↔ Na2CO3 + CO2 + h3O

Аналогично разлагаются и водные растворы бикарбоната натрия.

Растворяется ли пищевая сода в воде?

Есть 2 важные момента в растворении натрия гидрокарбоната в воде. Если мы растворяем соду притемпературе до 50 °С, происходит реакция гидролиза соли. Это обратимое взаимодействие соли с водой. Приводит к образованию слабого электролита.

А если растворяем соду в горячей воде, то уже образуется карбонат натрия, и в этом случае, водный раствор имеет сильнощелочную реакцию. Отсюда вывод: растворимость гидрокарбоната натрия в воде невелика, но при повышении температуры и она повышается.

При взаимодействии с водой двууглекислый натрий распадается на гидроксид натрия NaOH , который придает щелочность воде, угольную кислоту h3CO3, которая, в свою очередь, сразу же распадается на воду и углекислый газ h3O + CO2.

Химическая формула растворения соды в воде:

NaHCO3 + h3O ↔ h3CO3 (h3O + CO2) + NaOH

Водный раствор соды пищевой на растительные и животные ткани практически не действует.

Кальцинированная сода и ее кристаллогидраты

Карбонат натрия, или соду кальцинированную, натриевая соль угольной кислоты, не следует путать с содой пищевой. Химическая формула соды кальцинированной Na2CO3. Еще ее называют содой бельевой, потому что применяют в изготовлении моющих и чистящих средств бытовой химии.  Добывается из природных кристаллогидратов путем термического разложения.  Кальцинированная сода, безводный карбонат натрия, представляет собой бесцветный порошок.

Различные кристаллогидраты кальцинированной соды имеют свои названия:

  • Натрит, натрон – декагидрат карбоната натрия. Химическая формула: Na2CO3 • 10h3O
  • Термонатрит – моногидрат карбоната натрия. Химическая формула: Na2CO3 • h3O

Эти кристаллогидраты еще называют кристаллической содой, технической содой.

Каустическая сода, гидроксид натрия, химическая формула: NaOH. Ее еще называют едким натром, каустиком, едкой щелочью.  Сильное основание, молекулы полностью диссоциируют в воде. Даже на воздухе то вещество начинает активно впитывать воду и «расплывается».

Опасная едкая щелочь может оставлять на коже сильные ожоги. Поэтому при работе с каустической содой необходимо соблюдать технику безопасности.

Применяется в быту, в химической, целлюлозно-бумажной промышленности, для производства мыла и био-дизельного топлива.

В России производится несколько видов технической соды – натра едкого:

  • РД — раствор диафрагменный, бесцветная или окрашенная жидкость  с массовой долей NaOH 44,0 % — 46,0 %;
  • РХ — раствор химический с массовой долей NaOH 45,5 %, допускается небольшой осадок;
  • РР — раствор ртутный, прозрачная жидкость с массовой долей NaOH 42,0 %;
  • ТД — твердый диафрагменный, плавленая масса белого цвета с массовой долей  NaOH 94,0 %;
  • ТР — твёрдый ртутный, чешуированная масса белого цвета, с массовой долей NaOH 98,5 %.

Как видите, сода соде рознь. Принимать внутрь можно только пищевую, остальные виды — технические. Особенно осторожно необходимо обращаться с каустической содой. Это едкое агрессивное вещество оставляет долго незаживающие ожоги на коже. Поэтому, работать с растворами каустика нужно в защитной одежде, маске и резиновых перчатках.

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.

Гидросульфат натрия — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 22 июля 2018; проверки требуют 4 правки. Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 22 июля 2018; проверки требуют 4 правки.
Гидросульфат натрия
Систематическое
наименование
Гидросульфат натрия
Традиционные названия Кислый сернокислый натрий, бисульфат натрия
Хим. формула NaHSO4
Состояние бесцветные кристаллы
Молярная масса 120 г/моль
Плотность 2,472 г/см³
Температура
 • плавления 186 °C
Растворимость
 • в воде 28,60; 50100 г/100 мл
Рег. номер CAS 7681-38-1
PubChem 516919
Рег. номер EINECS 231-665-7
SMILES
InChI
Кодекс Алиментариус E514(ii)
RTECS VZ1860000
ChemSpider 56397
NFPA 704
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
 Медиафайлы на Викискладе

Гидросульфа́т на́трия — кислая соль натрия и серной кислоты с формулой NaHSO4, бесцветные кристаллы. Образует кристаллогидрат NaHSO4·H2O.

NaOH+h3SO4 →  NaHSO4+h3O{\displaystyle {\mathsf {NaOH+H_{2}SO_{4}\ {\xrightarrow {\ }}\ NaHSO_{4}+H_{2}O}}}
Na2SO4+h3SO4 →  2NaHSO4{\displaystyle {\mathsf {Na_{2}SO_{4}+H_{2}SO_{4}\ {\xrightarrow {\ }}\ 2NaHSO_{4}}}}
  • Гидросульфат натрия образует бесцветные кристаллы триклинной сингонии, пространственная группа P 1, параметры ячейки a = 0,7005 нм, b = 0,7125 нм, c = 0,6720 нм, α = 95,93°, β = 92,31°, γ = 75,52°, Z = 4. При нагревании претерпевает два полиморфных перехода при 140 и 170 °C.
  • Кристаллогидрат гидросульфата натрия — бесцветные гигроскопические кристаллы моноклинной сингонии, пространственная группа A a, параметры ячейки a = 0,8213 нм, b = 0,7812 нм, c = 0,7805 нм, β = 120,04°, Z = 4.
2NaHSO4 →250oC Na2S2O7+h3O{\displaystyle {\mathsf {2NaHSO_{4}\ {\xrightarrow {250^{o}C}}\ Na_{2}S_{2}O_{7}+H_{2}O}}}
  • При подщелачивании гидросульфат натрия переходит в сульфат:
NaHSO4+NaOH →  Na2SO4+h3O{\displaystyle {\mathsf {NaHSO_{4}+NaOH\ {\xrightarrow {\ }}\ Na_{2}SO_{4}+H_{2}O}}}
  • При спекании гидросульфат натрия взаимодействует с солями:
NaHSO4+NaCl →450−800oC Na2SO4+HCl↑{\displaystyle {\mathsf {NaHSO_{4}+NaCl\ {\xrightarrow {450-800^{o}C}}\ Na_{2}SO_{4}+HCl\uparrow }}}
и оксидами:
2NaHSO4+CuO →450oC CuSO4+Na2SO4+h3O↑{\displaystyle {\mathsf {2NaHSO_{4}+CuO\ {\xrightarrow {450^{o}C}}\ CuSO_{4}+Na_{2}SO_{4}+H_{2}O\uparrow }}}
  • Как флюс в цветной металлургии.
  • Как реагент для перевода труднорастворимых окислов в растворимые сульфаты.
  • Зарегистрирован в качестве пищевой добавки E514.
  • в виде порошка или гранул в качестве реагента, понижающего уровень рН в бассейнах

Сульфат натрия — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 9 апреля 2018; проверки требуют 7 правок. Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 9 апреля 2018; проверки требуют 7 правок.
Сульфат натрия

({{{картинка}}})
({{{изображение}}})
Систематическое
наименование
сульфат натрия, натрий сернокислый
Хим. формула Na2SO4
Рац. формула Na2SO4
Состояние белые гигроскопичные кристаллы
Молярная масса 142,04 г/моль
Плотность 2,68 г/см³
Температура
 • плавления 883 °C
Энтальпия
 • образования −1387,9 кДж/моль
Растворимость
 • в воде 19,2 (20 °C), 42,3 (100 °C)
Рег. номер CAS 7757-82-6
PubChem 24436
Рег. номер EINECS 231-820-9
SMILES
InChI
Кодекс Алиментариус E514(i)
RTECS WE1650000
ChEBI 32149
ChemSpider 22844
NFPA 704
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
 Медиафайлы на Викискладе

Сульфат натрия, сернокислый натрий, Na2SO4 — натриевая соль серной кислоты.

Бесцветные кристаллы. Безводный Na2SO4 устойчив выше температуры 32,384 °C, ниже этой температуры в присутствии воды образуется кристаллогидрат Na2SO4·10H2O.

В природе безводный сульфат натрия встречается в виде минерала тенардита. Кристаллогидрат Na2SO4·10H2O образует минерал мирабилит (глауберову соль). Встречаются также двойные соли сульфата натрия с другими сульфатами, например астраханит Na2SO4·MgSO4·4H2O, глауберит Na2SO4·CaSO4. Значительные количества сульфата натрия содержатся в рапе и донных отложениях солёных озёр хлорид-сульфатного типа и заливе Кара-Богаз-Гол. В них при понижении температуры идёт реакция:

2NaCl + MgSO4 ⇆ MgCl2 + Na2SO4

В России крупнейшим производителем природного сульфата натрия является компания ОАО «Кучуксульфат» — 600 тыс. тонн в год.

Промышленный способ получения сульфата натрия — взаимодействие NaCl с H2SO4 в специальных «сульфатных» печах при 500—550 °C; одновременно получается хлороводород.

2NaCl+h3SO4⟶Na2SO4+2HCl{\displaystyle {\mathsf {2NaCl+H_{2}SO_{4}\longrightarrow Na_{2}SO_{4}+2HCl}}}

В настоящее время такой способ практически не используется, так как имеются достаточно большие запасы природного сырья.

Также сульфат натрия получается как отход (не имеющий запаха) в производстве хромпика.

В мире большое количество сульфата натрия использовались ранее при производстве синтетических моющих средств, однако во многих странах в последние годы произошёл переход на концентрированные (компактные) стиральные порошки, в которых сульфат либо не используется, либо используется в небольших количествах. В России производители стиральных порошков закупают более 300 тыс. тонн сульфата натрия.

Второе по количеству применение сульфата натрия — стекольное производство. Также это вещество используют в больших объёмах при получении целлюлозы сульфатным методом, а также в текстильной, кожевенной промышленности и в цветной металлургии.

В небольших количествах сульфат натрия находит применение в химических лабораториях — в качестве обезвоживающего средства. Несмотря на то, что он обезвоживает органические растворители медленнее, чем сульфат магния, многие предпочитают именно это средство по двум причинам: дешево и легко отфильтровывать.

В ещё меньших количествах ранее использовался в медицине и ветеринарии в качестве солевого слабительного средства и как компонент в средствах для промывания носа.

Зарегистрирован в качестве пищевой добавки E514.
Регулятор кислотности, используется как буферная добавка поддерживающая pH на определенном уровне [1].

Физиологическое действие и указания по технике безопасности[править | править код]

Сульфат натрия Na2SO4 пожаро- и взрывобезопасен. По степени воздействия на организм человека натрий сернокислый относится к IV классу опасности (малоопасные вещества) согласно ГОСТ 12.1.007-76. По токсикологии NFPA 704 сульфату натрия присвоена низшая токсичность.

  • Реми Г. Курс неорганической химии. Т.2. — М., 1966

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.

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

Сульфит натрия — Википедия

Сульфит натрия

({{{картинка}}})
({{{картинка3D}}})
({{{изображение}}})
Хим. формула Na2SO3
Молярная масса 126,037 г/моль
Плотность 2,633 г/см³
Температура
 • плавления 500 °C[1]
 • разложения 600 °C[1]
Растворимость
 • в воде 14,29 г/100 мл (0 °С)
26,10 г/100 мл (20 °С)
36,99 г/100 мл (40 °С)
29,20 г/100 мл (80 °С)
Рег. номер CAS 7757-83-7
PubChem 24437
Рег. номер EINECS 231-821-4
SMILES
InChI
Кодекс Алиментариус E221
RTECS WE2150000
ChEBI 86477
ChemSpider 22845
Токсичность умеренная
NFPA 704
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
 Медиафайлы на Викискладе

Сульфи́т на́трия (сернистокислый натрий) — неорганическое соединение, соль натрия и сернистой кислоты с формулой Na2SO3. Применяют в фотографии, при изготовлении тканей и вискозного волокна, при обработке руд цветных металлов и для обезвреживания сточных вод.

В фотографии впервые было использовано в 1882 году Х. Б. Беркли для пирогаллоловых проявителей с целью уменьшить пятна, возникающие на фотоматериале в процессе обработки. С 1882 года многие составы включали в себя сульфитные ионы, как правило с целями защиты проявителя от окисления, но в целом роль этих ионов была малопонятна и только спустя годы исследований удалось выявить значительный ряд функций этого соединения в составе проявляющих растворов[2].

Соединение имеет вид бесцветных кристаллов гексагональной сингонии с параметрами: a=0,5459 нм, с=0,6160 нм, z=2, пространственная группа C3. Плотность 2,633 г/см3. Растворим в воде, при этом с ростом температуры растворимость сначала растет (в 100 г воды): 14,29 г (при 0 °C), 26,10 г (при 20 °C), 36,99 г (при 40 °C), дальше падает: 29,20 г (при 80 °C). Предел температуры, после которой начинается уменьшение растворимости и начало кристаллизации — 33,4 °C[3].

Образует гептагидрат Na2SO3·7H2O при кристаллизации из водных растворов ниже 33,4 °C. Гептагидрат сульфита натрия имеет плотность 1,539 г/см3[3].

Сульфит натрия устойчив на воздухе при комнатной температуре, но при нагревании разлагается с образованием сульфата натрия и сульфида натрия, при этом при температуре выше 800 °C разложение идет до образования оксида натрия и диоксида серы[3].

Гептагидрат сульфита натрия во влажном воздухе легко окисляется до сульфата натрия, для замедления окисления используют ингибиторы — гидрохинон, пирогаллол, 1,4-фенилендиамин. В сухом воздухе гептагидрат не окисляется, но частично теряет кристаллизационную воду, полностью обезвоживаясь при температуре 150—160 °C[3].

Водные растворы сульфита натрия имеют щелочную реакцию, при их подкислении происходит выделение диоксида серы[4].

Сульфит натрия является сильным восстановителем. В водных растворах находится в частично гидролизованном состоянии, легко окисляется кислородом воздуха, перманганатом калия, бихроматом калия, бромом, иодом и другими окислителями до сульфата натрия. Растворы сульфита натрия поглощают диоксид серы, образуя гидросульфит натрия, а при кипячении присоединяют серу с образованием тиосульфата натрия. В кислых растворах хлорида титана (III), двуххлористого олова и хлорида железа (II) восстанавливается до дитионита натрия или до сульфида натрия[3].

Фотографические свойства[править | править код]

Многочисленные исследования свойств сульфита натрия в составе проявляющих растворов показали, что действие этого соединения не ограничивается узкой областью снижения количества пятен на эмульсии, образующихся в процессе обработки в некоторых окрашивающих проявителях, для чего это соединение было предложено изначально. Практически сразу сульфит натрия стал использоваться в своей роли основного универсального сохраняющего вещества, что было вызвано его многоаспектным действием на фотографические составы при всех этапах проявления и хранения растворов[5].

Антиоксидант[править | править код]
Зависимость скорости окисления водного раствора
смеси сульфита и метола при pH 6,6[6].
Ось X — доля сульфита в смеси;
Ось Y — скорость поглощения O2, см3/мин.

Основная роль сульфита натрия в составе фотографических проявляющих растворов заключается в защите органических проявляющих веществ от окисления кислородом воздуха. При высоком значении pH раствора проявляющее вещество в отсутствии сульфита быстро окисляется, становясь фотографически неактивным. Например, гидрохинон сначала превращается в хинон, вследствие чего раствор приобретает жёлтую окраску, а затем в фотографически неактивный оксихинон, окрашивающий раствор в тёмно-коричневый цвет. Небольшое количество сульфита натрия резко замедляет этот процесс за счет того, что вместо гидрохинона с кислородом в первую очередь будет реагировать сам сульфит с образованием сульфата натрия. Присутствие же органического проявляющего вещества, в свою очередь, является ингибитором процесса окисления сульфита кислородом[7].

Точный механизм ингибирования окисления органических проявляющих веществ неизвестен, но предполагается, что он обусловлен связыванием сульфитом натрия окрашенных окисленных форм проявляющих веществ, которые в несвязанном состоянии катализируют дальнейшее окисление своей неокисленной формы[7].

Окисление гидрохинона кислородом воздуха в растворах, содержащих сульфит натрия, будет происходить уже не с образованием хинона и оксихинона, а с образованием бесцветного добезилата натрия, который также является проявляющим веществом[7]:

+ O2 + 2 Na2SO3→h3O{\displaystyle {\ce {->[H_{2}O]}}} + Na2SO4 + NaOH
Разрыв цепи полимеризации[править | править код]

При проявлении гидрохиноном и его производными в растворе образуются семихиноны — высокоактивные и нестабильные соединения. Они имеют тенденцию к полимеризации в гуминовые кислоты, цепи которых в типичных условиях для фотографического проявления образуются из порядка 10 молекул окисленных остатков гидрохинона и имеют тёмную окраску. Так как на стадии образования семихинона сульфит реагирует с ним, то полимеризации, как правило, не происходит, а следовательно, не будет и каталитического воздействия данных полимерных соединений на неокисленную форму проявляющего вещества. Тем не менее, для пирогаллола сульфит не способен взаимодействовать с нерастворимыми окрашенными продуктами окисления, аналогично и для слабоокрашенных продуктов окисления фенидона и L-аскорбиновой кислоты[5].

Гуминовая кислота, образующаяся из 10 молекул гидроксигидрохинона в безсульфитных проявителях по Х. Тилю и Х. Кеттнеру[5]
Обесцвечивающий агент[править | править код]

Сульфит натрия в описанном выше процессе связывания окрашенных форм образует бесцветные соединения, вместо сильноокрашенных, тем самым снижая нежелательные пятна и окраску результирующего изображения[5].

Поддержание активности проявления[править | править код]

Окисленные остатки проявляющего вещества в растворе, хотя и непосредственно не реагируют с галогенидом серебра в эмульсии, но изменяют pH среды и другие её показатели, что может вести либо к нарастанию скорости проявления, либо к её спаду. Лишь немногие проявляющие вещества не дают подобного эффекта. Рост активности наблюдается в проработавших растворах проявляющих веществ, имеющих активные гидроксогруппы, например у глицина-фото. Если же проявляющее вещество имеет только аминогруппы, то скорость проявления будет падать. Превращение окисленных форм в сульфонаты при реакции с сульфитом стабилизирует и поддерживает активность, тем самым позволяя избегнуть нежелательного пере- или недопроявления[5].

Сульфит натрия получают:

  • взаимодействием растворов Na2CO3 с SO2:
Na2CO3+SO2→Na2SO3+CO2{\displaystyle {\mathsf {Na_{2}CO_{3}+SO_{2}\rightarrow Na_{2}SO_{3}+CO_{2}}}}
NaHSO3+NaOH→Na2SO3+h3O{\displaystyle {\mathsf {NaHSO_{3}+NaOH\rightarrow Na_{2}SO_{3}+H_{2}O}}}
2NaOH+SO2→Na2SO3+h3O{\displaystyle {\mathsf {2NaOH+SO_{2}\rightarrow Na_{2}SO_{3}+H_{2}O}}}

Безводную соль:

2NaHSO3+Ca(OH)2⟶CaSO3↓+Na2SO3+2h3O{\displaystyle {\ce {2NaHSO3 + Ca(OH)2 -> CaSO3v + Na2SO3 + 2h3O}}}

Применяют для удаления следов хлора после отбеливания тканей, для удаления серы из вискозного волокна после формования, как флотореагент для руд цветных металлов, в производстве пестицидов, для обезвреживания сточных вод, содержащих хром[3].

В фотографии используют как основное сохраняющее вещество в проявителях, входит в состав фиксажей и других растворов[8][3].

Временно допустимая концентрация в воздухе 0,1 мг/м3[3].

  1. 1 2 SODIUM SULFITE
  2. ↑ Haist, 1979, с. 220.
  3. 1 2 3 4 5 6 7 8 Белоусова, 1992.
  4. ↑ Стасиневич, 1964.
  5. 1 2 3 4 5 Haist, 1979, с. 220—229.
  6. ↑ Редько, 2006, с. 857.
  7. 1 2 3 Редько, 2006, с. 856.
  8. ↑ Гурлев, 1988, с. 296.
  • Белоусова А. П. Натрия сульфит : статья // Химическая энциклопедия / Гл. ред. Кнунянц И. Л. — М. : Большая Российская энциклопедия, 1992. — Т. 3: Меди — Полимерные. — С. 186. — 639 с. — ISBN 5-85270-039-8.
  • Гурлев Д. С. Справочник по фотографии (обработка фотоматериалов). — К.: Тэхника, 1988. — ISBN 5-335-00125-4.
  • Редько А. В. Химия фотографических процессов. — СПб. : НПО "Профессионал", 2006. — С. 837—954. — 1464 с. — (Новый справочник химика и технолога / ред. Москвин А. В. ; вып. Общие сведения. Строение вещества. Физические свойства важнейших веществ. Ароматические соединения. Химия фотографических процессов. Номенклатура органических соединений. Техника лабораторных работ. Основы технологии.). — ISBN 978-5-91259-013-9.
  • Стасиневич Д. С. Натрия сульфит : статья // Краткая химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И. Л. (отв. ред.) и др.. — М. : Советская энциклопедия, 1964. — Т. 3: Мальтаза—Пиролиз. — С. 384.
  • Haist G. M. Modern Photographic Processing. — New York, Chichester, Brisbane, Toronto: John Whiley and sons, 1979. — Т. 1. — (Photographic science and technology and graphic arts). — ISBN 0-471-02228-4.


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...