Наша рассылка!
Новости сайта Модно-Красиво.ру Вы можете получать прямо на мейл
Рассылки Subscribe.Ru

Подписаться письмом

Что такое натрий хлор


Гипохлорит натрия — Википедия

Гипохлорит натрия

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

У соединения известно три кристаллогидрата:

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

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

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

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

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

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

Разложение и диспропорционирование[править | править код]

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

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

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

При нагревании параллельно происходит реакция диспропорционирования[13]:

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

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

Растворяясь в воде, гипохлорит натрия диссоциирует на ионы:

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Окислительные свойства[править | править код]

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

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

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

Некоторые окислительно-восстановительные реакции с участием гипохлорита натрия:

NaOCl+2NaI+h3O→NaCl+I2↓+2NaOH{\displaystyle {\mathsf {NaOCl+2NaI+H_{2}O\rightarrow NaCl+I_{2}\!\downarrow +2NaOH}}}
3NaOCl+NaI→3NaCl+NaIO3{\displaystyle {\mathsf {3NaOCl+NaI\rightarrow 3NaCl+NaIO_{3}}}}
4NaOCl+NaI→4NaCl+NaIO4{\displaystyle {\mathsf {4NaOCl+NaI\rightarrow 4NaCl+NaIO_{4}}}}
NaOCl+K2SO3→NaCl+K2SO4{\displaystyle {\mathsf {NaOCl+K_{2}SO_{3}\rightarrow NaCl+K_{2}SO_{4}}}}
2NaOCl+Ca(NO2)2→2NaCl+Ca(NO3)2{\displaystyle {\mathsf {2NaOCl+Ca(NO_{2})_{2}\rightarrow 2NaCl+Ca(NO_{3})_{2}}}}
NaOCl+NaOH+HCOONa→NaCl+Na2CO3+h3O{\displaystyle {\mathsf {NaOCl+NaOH+HCOONa\rightarrow NaCl+Na_{2}CO_{3}+H_{2}O}}}
2As+6NaOH+5NaOCl→2Na3AsO4+5NaCl+3h3O{\displaystyle {\mathsf {2As+6NaOH+5NaOCl\rightarrow 2Na_{3}AsO_{4}+5NaCl+3H_{2}O}}}
NaOCl+Nh4→NaOH+Nh3Cl{\displaystyle {\mathsf {NaOCl+NH_{3}\rightarrow NaOH+NH_{2}Cl}}}
Nh3Cl+NaOH+Nh4→N2h5+NaCl+h3O{\displaystyle {\mathsf {NH_{2}Cl+NaOH+NH_{3}\rightarrow N_{2}H_{4}+NaCl+H_{2}O}}}
См. подробнее подраздел «Производство гидразина».
  • Соединения металлов с низшими степенями окисления превращаются в соединения с высшими степенями окисления[18]:[стр. 138, 308][19]:[стр. 200]:
NaOCl+PbO→NaCl+PbO2{\displaystyle {\mathsf {NaOCl+PbO\rightarrow NaCl+PbO_{2}}}}
2NaOCl+MnCl2+4NaOH→Na2MnO4+4NaCl+2h3O{\displaystyle {\mathsf {2NaOCl+MnCl_{2}+4NaOH\rightarrow Na_{2}MnO_{4}+4NaCl+2H_{2}O}}}
3NaOCl+2Cr(OH)3+4NaOH

ru.wikipedia.org

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→2h3O+2C

ru.wikipedia.org

Ответы Mail.ru: Что такое Натрий Хлор?

Натрий (Nа) и хлор (Сl), поступая в организм главным образом в виде поваренной соли, играют важную роль в водно-солевом обмене. Кроме того, натрий необходим для нормальной работы пищеварительных ферментов, обмена сахаров, аминокислот и некоторых минеральных веществ. Хлор используется для синтеза соляной кислоты (основы желудочного сока) железами желудка и регуляции деятельности клеток. Недостаток поваренной соли в пище при определенных условиях может приводить к нарушениям сердечной деятельности и ненормальному снижению артериального давления. В то же время, ее длительное избыточное потребление ведет к нарушению деятельности почек и другим заболеваниям. Среднесуточная потребность в натрии - около 5 г, а в хлоре около 6 г. В большинстве случаев потребности организма в хлоре и натрии с лихвой удовлетворяются обычным рационом, так как необходимые 10-15 г поваренной соли полностью удовлетворяют суточную потребность в натрии и хлоре. Хлори&#769;д на&#769;трия — 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.

хлористый натрий

поваренная соль.

Обычная поваренная соль.

соль и растворы натрия хлорида изотонический 0,9% и гипертонический 10% для внутривенного вливания

Его использую для химической реакции при производстве газобетона.

Натрий хлор это соль, NaCI 99.9% состав соля состоить из натрий хлора

touch.otvet.mail.ru

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
ChemSpider 22895
NFPA 704
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
 Медиафайлы на Викискладе

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

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

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

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

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

ru.wikipedia.org

Перхлорат натрия — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

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

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

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

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

При нагревании до 482 °С разлагается.

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

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

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

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

В промышленности сейчас используется почти исключительно второй метод.

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

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

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

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

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

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

ru.wikipedia.org

Хлорид натрия — Википедия. Что такое Хлорид натрия

Хлорид натрия
Общие
Систематическое
наименование
Хлорид натрия
Традиционные названия Соль, поваренная соль, столовая соль, пищевая соль, каменная соль, галит[1]
Хим. формула NaCl
Физические свойства
Молярная масса 58,44277 г/моль
Плотность 2,165 г/см³
Термические свойства
Т. плав. 800,8 °C
Т. кип. 1465 °C
Мол. теплоёмк. 50,8 Дж/(моль·К)
Энтальпия образования −234,8 кДж/моль
Удельная теплота испарения 170,85 кДж/моль
Удельная теплота плавления 28,68 кДж/моль
Химические свойства
Растворимость в воде 35,6 г/100 мл (0 °C)
35,9 г/100 мл (+25 °C)
39,1 г/100 мл (+100 °C)
Растворимость в метаноле 1,49 г/100 мл
Растворимость в аммиаке 21,5 г/100 мл
Оптические свойства
Показатель преломления 1,544202 (589 нм)
Структура
Координационная геометрия Октаэдральная (Na +)
Октаэдральная (Cl -)
Кристаллическая структура гранецентрированная кубическая, cF8
Классификация
Рег. номер CAS 7647-14-5
PubChem 5234
Рег. номер EINECS 231-598-3
SMILES
InChI
RTECS VZ4725000
ChEBI 26710
ChemSpider 5044
Безопасность
ЛД50 3000–8000 мг/кг
NFPA 704
Приводятся данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иного.
Кристалл хлорида натрия

Хлори́д на́трия или хлористый натрий (NaCl) — натриевая соль соляной кислоты. Известен в быту под названием поваренной соли, основным компонентом которой и является. Хлорид натрия в значительном количестве содержится в морской воде, придавая ей солёный вкус. Встречается в природе в виде минерала галита (каменной соли). Чистый хлорид натрия представляет собой бесцветные кристаллы, 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 × 1015 тонн NaCl, то есть из каждой тонны морской воды можно получить в среднем 1,3 кг 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, содержат NaCl. Также он найден в кристаллах снега[2].

Наиболее вероятно, что первое знакомство человека с солью произошло в лагунах тёплых морей или на соляных озёрах, где на мелководье солёная 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 решётку 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/см³, 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 тому подобных.[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 (жёлтый, оранжевый, розовый, красный), битумами (бурая). Каменная соль содержит хлориды и сульфаты натрия, калия, магния и кальция, бромиды, иодиды, бораты, гипс, примеси карбонатно-глинистого материала, доломита, анкериту, магнезита, битумов и так далее[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 от +20 до +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 из 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, Кулундинское озеро, Эбейты и другие озёра в Западной Сибири.

Производство

В древности технология добычи соли заключалась в том, что соляную рапу (раствор) вытаскивали лошадиным приводом из шахт, которые назывались «колодцами» или «окнами», и были достаточно глубокими — 60—90 м. Извлечённый солевой раствор выливали в особый резервуар — творило, откуда она через отверстия стекала в нижний резервуар, и системой жёлобов 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 году 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 добывания 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%-ное 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 % раствор) используют как вспомогательный осмотический диуретик при отёке головного мозга, для поднятия давления при кровотечениях, 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 гололёда. 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 установках умягчения воды всех мощностей при водоподготовке. Катионитным материалом на современных водоподготовительных установках служат в основном глауконит, полимерные ионообменные смолы и сульфированные угли. Наиболее распространены сульфокатионитные ионообменные смолы.

Регенерацию Nа-катионитовых фильтров осуществляют 6—10%-м раствором поваренной соли, в результате катионит переводится в Na-форму, регенерируется. Реакции идут по уравнениям:

CaR2+2NaCl→2NaR+CaCl2{\displaystyle {\mathsf {CaR_{2}+2NaCl\rightarrow 2NaR+CaCl_{2}}}}
MgR2+2NaCl→2NaR+MgCl2{\displaystyle {\mathsf {MgR_{2}+2NaCl\rightarrow 2NaR+MgCl_{2}}}}

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+3h3O→NaClO3+3h3{\displaystyle {\mathsf {NaCl+3H_{2}O\rightarrow NaClO_{3}+3H_{2}}}}
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:
h3O⇄H++OH−{\displaystyle {\mathsf {H_{2}O\rightleftarrows H^{+}+OH^{-}}}}
2H++2e−→h3{\displaystyle {\mathsf {2H^{+}+2e^{-}\rightarrow H_{2}}}}
  • 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−{\displaystyle {\mathsf {NaCl\rightarrow Na^{+}+Cl^{-}}}}
2Cl−→Cl2+2e−{\displaystyle {\mathsf {2Cl^{-}\rightarrow Cl_{2}+2e^{-}}}}
  • суммарная реакция:
2NaCl+2h3O→2NaOH+Cl2+h3{\displaystyle {\mathsf {2NaCl+2H_{2}O\rightarrow 2NaOH+Cl_{2}+H_{2}}}}

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 при повышенном давлении сжижается в жёлтую жидкость уже при обычной температуре[15].

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

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

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 подаётся 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 крайне 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){\displaystyle {\mathsf {Na^{+}+e^{-}\rightarrow Na_{(Hg)}}}}

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

2Na(Hg)+2h3O→2NaOH+h3{\displaystyle {\mathsf {2Na_{(Hg)}+2H_{2}O\rightarrow 2NaOH+H_{2}}}}

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:
Na++e−→Na{\displaystyle {\mathsf {Na^{+}+e^{-}\rightarrow Na}}}
  • на аноде выделяется хлор (как побочный продукт):
2Cl−→Cl2+2e−{\displaystyle {\mathsf {2Cl^{-}\rightarrow Cl_{2}+2e^{-}}}}
  • суммарная реакция:
2Na++2Cl−→2Na+Cl2{\displaystyle {\mathsf {2Na^{+}+2Cl^{-}\rightarrow 2Na+Cl_{2}}}}

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 K = 98º 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+h3SO4→NaHSO4+HCl↑{\displaystyle {\mathsf {NaCl+H_{2}SO_{4}\rightarrow NaHSO_{4}+HCl\uparrow }}}
NaCl+NaHSO4→Na2SO4+HCl↑{\displaystyle {\mathsf {NaCl+NaHSO_{4}\rightarrow Na_{2}SO_{4}+HCl\uparrow }}}

Первая реакция происходит в значительной степени уже при обычных условиях, а при слабом нагреве идёт 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 граммах 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 Ca2+, Mg2+ и SO2−
4), и такая соль на воздухе сыреет[20]. Кристаллогидрат NaCl · 2H2O можно выделить при температуре ниже +0,15 °C[21].

Смесь измельчённого 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. Лёд, 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.

2NaCl+h3SO4→Na2SO4+2HCl{\displaystyle {\mathsf {2NaCl+H_{2}SO_{4}\rightarrow Na_{2}SO_{4}+2HCl}}}

С раствором нитрата серебра образует белый осадок хлорида серебра (качественная реакция на хлорид-ион).

NaCl+AgNO3→NaNO3+AgCl{\displaystyle {\mathsf {NaCl+AgNO_{3}\rightarrow NaNO_{3}+AgCl}}}

при смешивании с сульфатом меди в растворе получается тетрахлоркупрат натрия, при этом синий раствор зеленеет:

CuSO4+4NaCl⇄Na2CuCl4+Na2SO4{\displaystyle {\mathsf {CuSO_{4}+4NaCl\rightleftarrows Na_{2}CuCl_{4}+Na_{2}SO_{4}}}}

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]:
2Na+Cl2→2NaCl+410 kJ/mol{\displaystyle {\mathsf {2Na+Cl_{2}\rightarrow 2NaCl+410\ kJ/mol}}}
  • нейтрализация щелочи гидроксида натрия соляной кислотой[23]:
NaOH+HCl→NaCl+h3O{\displaystyle {\mathsf {NaOH+HCl\rightarrow NaCl+H_{2}O}}}

Поскольку хлорид натрия в водном растворе почти полностью диссоциирован на ионы:

NaCl→Na++Cl−{\displaystyle {\mathsf {NaCl\rightarrow 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 Fm3m, параметры ячейки a = 0,563874 нм, d = 2,17 г/см3. Каждый из ионов Cl окружён шестью ионами Na+ в октаэдрической конфигурации, и наоборот. Если мысленно отбросить, например, ионы Na+, то останется плотно упакованная кубическая структура ионов Cl, называемая гранецентрированной кубической решёткой. Ионы Na+ тоже образуют плотно упакованную кубическую решётку. Таким образом, кристалл состоит из двух подрешёток, сдвинутых друг относительно друга на полупериод. Такая же решётка характерна для многих других минералов.

В кристаллической решётке 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 США (англ. National Institute of Standards and Technology) (англ.)
  2. Некрасов Б. В. Основы общей химии. Т. 2. Изд. 3-е, испр. и доп., М.: Химия, 1973. — 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 т. = Мала гірнича енциклопедія / (На укр. яз.). 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—XX веков. Законодательство Древней Руси. Т. 1. М., 1984. С. 224—225.
  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 (недоступная ссылка — история)
  11. Некрасов Б. В. Основы общей химии. Т. 1. Изд. 3-е, испр. и доп., М.: Химия, 1973. — 656 с.; 160 табл.; 391 рис. С. 261
  12. ↑ Синтез хлората натрия (англ.)
  13. Некрасов Б. В. Основы общей химии. Т. 1. Изд. 3-е, испр. и доп., М.: Химия, 1973. — 656 с.; 160 табл.; 391 рис. С. 249
  14. 1 2 3 Глинка М. Л. Общая химия (учебник), изд. 2-е изд., перераб. и доп., К.: Высшая школа, 1982. — С. 608
  15. Некрасов Б. В. Основы общей химии. Т. 1. Изд. 3-е, испр. и доп., М.: Химия, 1973. — 656 с.; 160 табл.; 391 рис. С. 254
  16. Некрасов Б. В. Основы общей химии. Т. 2. Изд. 3-е, испр. и доп., М.: Химия, 1973. — 688 с.; 270 табл.; 426 рис.; Список литературы, ссылок. С. 231
  17. Некрасов Б. В. Основы общей химии. Т. 2. Изд. 3-е, испр. и доп., М.: Химия, 1973. — 688 с.; 270 табл.; 426 рис.; Список литературы, ссылок. С. 219
  18. Некрасов Б. В. Основы общей химии. Т. 1. Изд. 3-е, испр. и доп., М.: Химия, 1973. — 656 с.; 160 табл.; 391 рис. С. 250
  19. Некрасов Б. В. Основы общей химии. Т. 1. Изд. 3-е, испр. и доп., М.: Химия, 1973. — 656 с.; 160 табл.; 391 рис. С. 257—258
  20. Некрасов Б. В. Основы общей химии. Т. 2. Изд. 3-е, испр. и доп., М.: Химия, 1973. — 688 с.; 270 табл.; 426 рис.; Список литературы, ссылок. С. 215—216
  21. Некрасов Б. В. Основы общей химии. Т. 2. Изд. 3-е, испр. и доп., М.: Химия, 1973. — 688 с.; 270 табл.; 426 рис.; Список литературы, ссылок. С. 234
  22. Некрасов Б. В. Основы общей химии. Т. 1. Изд. 3-е, испр. и доп., М.: Химия, 1973. — 656 с.; 160 табл.; 391 рис. С. 255
  23. Некрасов Б. В. Основы общей химии. Т. 1. Изд. 3-е, испр. и доп., М.: Химия, 1973. — 656 с.; 160 табл.; 391 рис. С. 191

Литература

  • Клевцов П. В., Леммлейн Г. Г. Поправки на давление к температурам гомогенизации водных растворов NaCl // Доклады АН СССР. 1959. Т. 128. № 6. С. 1250-1253.

Ссылки

wiki.sc


Смотрите также

Женские новости :)