Как получить хлорид

Cl2 при об. Т — газ желто-зеленого цвета с резким удушающим запахом, тяжелее воздуха — в 2,5 раза, малорастворим в воде (~ 6,5 г/л); х. р. в неполярных органических растворителях. В свободном виде встречается только в вулканических газах.

Основаны на процессе окисления анионов Cl-

2Cl— 2e- = Cl20

Промышленный

Электролиз водных растворов хлоридов, чаще — NaCl:

2NaCl + 2Н2O = Cl2↑ + 2NaOH + H2↑

Лабораторные

  • Окисление конц. HCI различными окислителями:
  • 4HCI + MnO2 = Cl2↑ + МпCl2 + 2Н2O
  • 16НСl + 2КМпО4 = 5Cl2↑ + 2MnCl2 + 2KCl + 8Н2O
  • 6HCl + КСlO3 = ЗCl2↑ + KCl + 3Н2O
  • 14HCl + К2Сr2O7 = 3Cl2↑ + 2CrCl3 + 2KCl + 7Н2O

Химические свойства

Хлор — очень сильный окислитель. Окисляет металлы, неметаллы и сложные вещества, превращаясь при этом в очень устойчивые анионы Cl-:

Cl20+ 2e- = 2Cl-

Реакции с металлами

  1. Активные металлы в атмосфере сухого газообразного хлора воспламеняются и сгорают; при этом образуются хлориды металлов.
  2. Примеры:
  3. Cl2+ 2Na = 2NaCl
  4. 3Cl2 + 2Fe = 2FeCl3
  5. Малоактивные металлы легче окисляются влажным хлором или его водными растворами:
  6. Примеры:
  7. Cl2 + Сu = CuCl2
  8. 3Cl2 + 2Аu = 2AuCl3

Реакции с неметаллами

Хлор непосредственно не взаимодействует только с O2, N2, С. С остальными неметаллами реакции протекают при различных условиях.

Образуются галогениды неметаллов. Наиболее важной является реакция взаимодействия с водородом.

  • Примеры:
  • Cl2 + Н2 =2НС1
  • Cl2 + 2S (расплав) = S2Cl2
  • ЗCl2 + 2Р = 2РCl3 (или РCl5 — в избытке Cl2)
  • 2Cl2 + Si = SiCl4
  • 3Cl2 + I2 = 2ICl3

Вытеснение свободных неметаллов (Вr2, I2, N2, S) из их соединений

  1. Примеры:
  2. Cl2 + 2KBr = Br2 + 2KCl
  3. Cl2 + 2KI = I2 + 2KCl
  4. Cl2 + 2HI = I2 + 2HCl
  5. Cl2 + H2S = S + 2HCl
  6. ЗСl2 + 2NH3 = N2 + 6HCl

Диспропорционирование хлора в воде и водных растворах щелочей

  • В результате самоокисления-самовосстановления одни атомы хлора превращаются в анионы Cl-, а другие в положительной степени окисления входят в состав анионов ClO- или ClO3-.
  • Cl2 + Н2O = HCl + НClO хлорноватистая к-та
  • Cl2 + 2КОН =KCl + KClO + Н2O
  • 3Cl2 + 6КОН = 5KCl + KClO3 + 3Н2O
  • 3Cl2 + 2Са(ОН)2 = CaCl2 + Са(ClO)2+ 2Н2O
  • Эти реакции имеют важное значение, поскольку приводят к получению кислородных соединений хлора:
  • КClO3 и Са(ClO)2 — гипохлориты; КClO3 — хлорат калия (бертолетова соль).

Взаимодействие хлора с органическими веществами

а) замещение атомов водорода в молекулах ОВ

Как получить хлорид

  1. б) присоединение молекул Cl2 по месту разрыва кратных углерод-углеродных связей
  2. H2C=CH2 + Cl2 → ClH2C-CH2Cl 1,2-дихлорэтан
  3. HC≡CH + 2Cl2 → Cl2HC-CHCl2 1,1,2,2-тетрахлорэтан

Хлороводород и соляная кислота

Газообразный хлороводород

HCl — хлорид водорода. При об. Т — бесцв. газ с резким запахом, достаточно легко сжижается (т. пл. -114°С, т. кип. -85°С). Безводный НСl и в газообразном, и в жидком состояниях неэлектропроводен, химически инертен по отношению к металлам, оксидам и гидроксидам металлов, а также ко многим другим веществам.

Это означает, что в отсутствие воды хлороводород не проявляет кислотных свойств. Только при очень высокой Т газообразный HCl реагирует с металлами, причем даже такими малоактивными, как Сu и Аg.
Восстановительные свойства хпорид-аниона в HCl также проявляются в незначительной степени: он окисляется фтором при об.

Т, а также при высокой Т (600°С) в присутствии катализаторов обратимо реагирует с кислородом:

  • 2HCl + F2 = Сl2 + 2HF
  • 4HCl + O2 = 2Сl2 + 2Н2O
  • Газообразный HCl широко используется в органическом синтезе (реакции гидрохлорирования).

Способы получения

  1. 1. Синтез из простых веществ:
  2. Н2 + Cl2 = 2HCl
  3. 2. Образуется как побочный продукт при хлорировании УВ:
  4. R-H + Cl2 = R-Cl + HCl

3. В лаборатории получают действием конц. H2SO4 на хлориды:

H2SО4(конц.) + NaCl = 2HCl↑ + NaHSО4 (при слабом нагревании)

H2SО4(конц.) + 2NaCl = 2HCl↑ + Na2SО4 (при очень сильном нагревании)

Водный раствор HCl — сильная кислота (хлороводородная, или соляная)

HCl очень хорошо растворяется в воде: при об. Т в 1 л Н2O растворяется ~ 450 л газа (растворение сопровождается выделением значительного количества тепла). Насыщенный раствор имеет массовую долю HCl, равную 36-37 %. Такой раствор имеет очень резкий, удушающий запах.

Молекулы HCl в воде практически полностью распадаются на ионы, т. е. водный раствор HCl является сильной кислотой.

Химические свойства соляной кислоты

  • 1. Растворенный в воде HCl проявляет все общие свойства кислот, обусловленные присутствием ионов Н+
  • HCl → H+ + Cl-
  • Взаимодействие:
  • а) с металлами (до Н):
  • 2HCl2 + Zn = ZnCl2 + H2
  • б) с основными и амфотерными оксидами:
  • 2HCl + CuO = CuCl2 + Н2O
  • 6HCl + Аl2O3 = 2АlCl3 + ЗН2O
  • в) с основаниями и амфотерными гидроксидами:
  • 2HCl + Са(ОН)2 = CaCl2 + 2Н2О
  • 3HCl + Аl(ОН)3 = АlСl3 + ЗН2O
  • г) с солями более слабых кислот:
  • 2HCl + СаСО3 = CaCl2 + СO2 + Н3O
  • HCl + C6H5ONa = С6Н5ОН + NaCl
  • д) с аммиаком:
  • HCl + NH3 = NH4Cl
  • Реакции с сильными окислителями F2, MnO2, KMnO4, KClO3, K2Cr2O7. Анион Cl-окисляется до свободного галогена:
  • 2Cl— 2e- = Cl20

Уравнения реакция см. «Получение хлора». Особое значение имеет ОВР между соляной и азотной кислотами:

Как получить хлорид

Реакции с органическими соединениями

  1. Взаимодействие:
  2. а) с аминами (как органическими основаниями)
  3. R-NH2 + HCl → [RNH3]+Cl-
  4. б) с аминокислотами (как амфотерными соедимнеиями)

Как получить хлорид

Оксиды и оксокислоты хлора

Кислородсодержащие соединения хлора — чрезвычайно неустойчивые вещества, так как включают атомы Cl в нестабильных положительных с. о. Тем не менее некоторые из них имеют важное практическое значение.

Кислотные оксиды

Как получить хлорид
Как получить хлорид

гипохлориты хлориты хлораты перхлораты
  • NaClOKClO
  • Ca(ClO)2
Ca(ClO2)2
  1. KClO3 бертолетова соль
  2. Mg(ClO3)2
KClO4NaClO4NH4ClO4

1. Все оксокислоты хлора и их соли являются сильными окислителями.

2. Почти все соединения при нагревании разлагаются за счет внутримолекулярного окисления-восстановления или диспропорционирования.

Примеры:

Как получить хлорид

Хлорная известь

Хлорная (белильная) известь — смесь гипохлорита и хлорида кальция, обладает отбеливающим и дезинфицирующим действием. Иногда рассматривается как пример смешанной соли, имеющей в своем составе одновременно анионы двух кислот:

Как получить хлорид

Жавелевая вода

Водный раствор хлорида и гапохлорита калия KCl + KClO + H2O

Источник: http://examchemistry.com/content/lesson/neorgveshestva/hlor.html

Лабораторный и промышленный способы получения хлората калия. Получение хлорной извести

Задача 827. Рассчитать, какое количество бертолетовой соли можно получить из 168 г гидроксида калия.Решение:М(КОН) = 56 г/моль, m(KOH) = 6 . 56 = 336 г; М(KClO3) = 122,45 г/моль,  m(KClO3) = 122,45 г.Уравнение реакции имеет вид:

Как получить хлорид

Находим массу бертолетовой соли из пропорции:

168 : 336 = х : 122,45;  х = (168 . 122,45)/336 = 61,225 г.

Количество бертолетовой соли рассчитаем из уравнения:

  • M(B) — молярная масса вещества (В), г/моль.
  • Тогда

Как получить хлорид

Ответ: m(KClO3) = 61,225 г; М(KClO3) = 0,5 моль.

Задача 828. Как получить хлорную известь, исходя из карбоната кальция, хлорида натрия и воды? Написать уравнения процессов, которые необходимо для этого осуществить.

Какие при этом получаются побочные продукты?Решение:Получение хлорной извести, исходя из карбоната кальция, хлорида натрия и воды.

а) При нагревании в 1000 0С карбонат кальция разлагается на оксид кальция и углекислый газ:

Как получить хлорид

  1. б) Оксид кальция, растворяясь в воде, образует гидроксид кальция:
  2. СаО + Н2О → Са(ОН)2.
  3. в) Электролизом водного раствора хлорида натрия можно получить  хлор, который выделяется у анода:
  4. Электродные процессы:у катода: 2Н2О + 2  = Н2↑ + 2ОН-;у анода: 2Cl +2  = Cl2↑.
  5. г) При действии хлора на гашеную известь получается так называемая белильная (или хлорная) известь и вода:
  6. Ca(OH)2 + Cl2 → CaOCl2 + H2O
  7. CaOCl2 соответствует структурная формула:

Хлорная известь применяется для отбелки растительных волокон (тканей, бумаги) и для дезинфекции.

Задача 829. Обосновать невозможность получения оксидов хлора непосредственным взаимодействием хлора с кислородом.Решение:Хлор непосредственно не взаимодействует с кислородом. Это обусловлено небольшой энергией связи Cl—O и невозможностью использования высоких температур для осуществления реакций:

Как получить хлорид

  • Так
  • H0(Cl2O) = 75,7 кДж/моль; H0(ClO2) = 105,0 кДж/моль; H0(Cl2O7) = 251,0 кДж/моль.
  • Рассмотрим реакцию:
  • 2Cl2(г) + О2(г) → 2Cl2O; H = 151,4 кДж/моль.

Из данного уравнения реакции видно, что процесс идёт с поглощением теплоты. Так как  G, то равновесие системы смещается влево, т.е в сторону разложения Cl2O. К тому же реакция протекает с уменьшением числа молей газообразных веществ, т.е. система упорядочивается и, следовательно,  S < 0.

Исходя из уравнения:

G = H — TS.

При положительном значении дельтаGH и отрицательном значении  S, если даже повышать температуру, то член равенства (TS) всё равно будет иметь положительное значение [-T . S = TS], что указывает на то, что G всегда будет иметь положительное значение, а при G > 0  процесс не протекает самопроизвольно.

Задача 830. Указать лабораторный и промышленный способы получения хлората калия.Решение:а) В лаборатории хлорат калия получают электролизом горячего раствора КCl:

При охлаждении раствора хлорат калия выпадает в осадок, так как мало растворим в холодной воде.

б) В промышленности хлорат калия получают пропусканием хлора в горячий раствор гидроксида калия:                                                                                                                                                                                                          3Cl2 + 6KOH     5KCl + KClO3 + 3H2O.

Поскольку хлорат калия (или бертолетовая соль) мало растворим в холодной воде, то при охлаждении раствора он выпадает в осадок.

Источник: http://buzani.ru/zadachi/khimiya-glinka/1272-sposoby-polucheniya-khloratov-zadachi-827-830

№17 Хлор

Хлор в сферической ампуле

(фото сайта periodictable.ru) Как получить хлорид

При добавлении капли серной кислоты к смеси бертоллетовой соли с сахаром происходит яркая вспышкаКак получить хлорид
Поделиться в

Впервые хлор был получен в 1772 г. Шееле, описавшим его выделение при взаимодействии пиролюзита с соляной кислотой в своём трактате о пиролюзите:
4HCl + MnO2 = Cl2 + MnCl2 + 2H2O
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 теории флогистона, предположил, что хлор представляет собой дефлогистированную соляную кислоту, то есть оксид соляной кислоты.

Бертолле и Лавуазье предположили, что хлор является оксидом элемента мурия, однако попытки его выделения оставались безуспешными вплоть до работ Дэви, которому электролизом удалось разложить поваренную соль на натрий и хлор.

Читайте также:  Как написать на себя представление

Название элемента происходит от греческого clwroz — «зелёный».

Нахождение в природе, получение:

Природный хлор представляет собой смесь двух изотопов 35Cl и 37Cl. В земной коре хлор — самый распространённый галоген.

Поскольку хлор очень активен, в природе он встречается только в виде соединений в составе минералов: галита NaCl, сильвина KCl, сильвинита KCl · NaCl, бишофита MgCl2·6H2O, карналлита KCl·MgCl2·6Н2O, каинита KCl·MgSO4·3Н2О.

Самые большие запасы хлора содержатся в составе солей вод морей и океанов. В промышленных масштабах хлор получают вместе с гидроксидом натрия и водородом при электролизе раствора поваренной соли:

  • 2NaCl + 2H2О => H2 + Cl2 + 2NaOH
  • 4HCl + O2 = 2H2O + 2Cl2
  • 2KMnO4 + 16HCl = 5Cl2 + 2MnCl2 + 2KCl +8H2O

Для рекуперации хлора из хлороводорода, являющегося побочным продуктом при промышленном хлорировании органических соединений используется процесс Дикона (каталитическое окисление хлороводорода кислородом воздуха): В лабораториях обычно используют процессы, основанные на окислении хлороводорода сильными окислителями (например, оксидом марганца (IV), перманганатом калия, дихроматом калия):
K2Cr2O7 + 14HCl = 3Cl2 + 2CrCl3 + 2KCl + 7H2O

Физические свойства:

При нормальных условиях хлор — жёлто-зелёный газ с удушающим запахом. Хлор заметно растворяется в воде («хлорная вода»). При 20°C в одном объеме воды растворяется 2,3 объема хлора. Температура кипения = -34°C; температура плавления = -101°C, плотность (газ, н.у.) = 3,214 г/л.

Химические свойства:

Хлор очень активен — он непосредственно соединяется почти со всеми элементами периодической системы, металлами и неметаллами (кроме углерода, азота, кислорода и инертных газов).

Хлор очень сильный окислитель, вытесняет менее активные неметаллы (бром, иод) из их соединений с водородом и металлами:
Cl2 + 2HBr = Br2 + 2HCl; Cl2 + 2NaI = I2 + 2NaCl
При растворении в воде или щелочах, хлор дисмутирует, образуя хлорноватистую (а при нагревании хлорную) и соляную кислоты, либо их соли.

Cl2 + H2O HClO + HCl; Хлор взаимодействует со многими органическими соединениями, вступая в реакции замещения или присоединения:

CH3-CH3 + xCl2 => C2H6-xClx + xHCl

CH2=CH2 + Cl2 => Cl-CH2-CH2-Cl
C6H6 + Cl2 => C6H6Cl + HCl
Хлор имеет семь степеней окисления: -1, 0, +1, +3, +4, +5, +7.

Важнейшие соединения:

Хлороводород HCl — бесцветный газ, на воздухе дымит вследствие образования с парами воды капелек тумана. Обладает резким запахом, сильно раздражает дыхательные пути. Содержится в вулканических газах и водах, в желудочном соке.

Химические свойства зависят от того, в каком состоянии он находится (может быть в газообразном, жидком состоянии или в растворе). Раствор HCl называется соляной (хлороводородной) кислотой. Это сильная кислота, вытесняет более слабые кислоты из их солей. Соли — хлориды — твёрдые кристаллические вещества с высокими температурами плавления.

Ковалентные хлориды — соединения хлора с неметаллами, газы, жидкости или легкоплавкие твёрдые вещества, имеющие характерные кислотные свойства, как правило легко гидролизующиеся водой с образованием соляной кислоты:
PCl5 + 4H2O = H3PO4 + 5HCl; Оксид хлора(I) Cl2O., газ буровато-желтого цвета с резким запахом. Поражает дыхательные органы.

Легко растворяется в воде, образуя хлорноватистую кислоту.
Хлорноватистая кислота HClO. Существует только в растворах. Это слабая и неустойчивая кислота. Легко разлагается на соляную кислоту и кислород. Сильный окислитель. Образуется при растворении хлора в воде.

Соли — гипохлориты, малоустойчивы (NaClO*H2O при 70 °C разлагается со взрывом), сильные окислители. Широко используется для отбеливания и дезинфекции хлорная известь, смешанная соль Ca(Cl)OCl Хлористая кислота HClO2, в свободном виде неустойчива, даже в разбавленном водном растворе она быстро разлагается.

Кислота средней силы, соли — хлориты, как правило, бесцветны и хорошо растворимы в воде. В отличие от гипохлоритов, хлориты проявляют выраженные окислительные свойства только в кислой среде. Наибольшее применение (для отбелки тканей и бумажной массы) имеет хлорит натрия NaClO2.

Оксид хлора(IV) ClO2, — зеленовато-желтый газ с неприятным (резким) запахом, … Хлорноватая кислота , HClO3 — в свободном виде нестабильна: диспропорционирует на ClO2 и HClO4. Соли — хлораты; из них наибольшее значение имеют хлораты натрия, калия, кальция и магния. Это сильные окислители, в смеси с восстановителями взрывоопасны.

Хлорат калия (бертолетова соль) — KClO3, использовалась для получения кислорода в лаборатории, но из-за высокой опасности её перестали применять. Растворы хлората калия применялись в качестве слабого антисептика, наружного лекарственного средства для полоскания горла.

Хлорная кислота HClO4, в водных растворах хлорная кислота — самая устойчивая из всех кислородсодержащих кислот хлора. Безводная хлорная кислота, которую получают при помощи концентрированной серной кислоты из 72%-ной HСlO4 мало устойчива. Это самая сильная одноосновная кислота (в водном растворе). Соли — перхлораты, применяются как окислители (твердотопливные ракетные двигатели).

Применение:

  1. Хлор применяют во многих отраслях промышленности, науки и бытовых нужд: — В производстве поливинилхлорида, пластикатов, синтетического каучука; — Для отбеливания ткани и бумаги; — Производство хлорорганических инсектицидов — веществ, убивающих вредных для посевов насекомых, но безопасных для растений; — Для обеззараживания воды — «хлорирования»; — В пищевой промышленности зарегистрирован в качестве пищевой добавки E925; — В химическом производстве соляной кислоты, хлорной извести, бертолетовой соли, хлоридов металлов, ядов, лекарств, удобрений;
  2. — В металлургии для производства чистых металлов: титана, олова, тантала, ниобия.

Биологическая роль и токсичность:

Хлор относится к важнейшим биогенным элементам и входит в состав всех живых организмов. У животных и человека, ионы хлора участвуют в поддержании осмотического равновесия, хлорид-ион имеет оптимальный радиус для проникновения через мембрану клеток.

Ионы хлора жизненно необходимы растениям, участвуя в энергетическом обмене у растений, активируя окислительное фосфорилирование. Хлор в виде простого вещества ядовит, при попадании в лёгкие вызывает ожог лёгочной ткани, удушье. Раздражающее действие на дыхательные пути оказывает при концентрации в воздухе около 0,006 мг/л (т.е.

в два раза выше порога восприятия запаха хлора). Хлор был одним из первых химических отравляющих веществ, использованных Германией в Первую Мировую войну.

Короткова Ю., Швецова И.
ХФ ТюмГУ, 571 группа.

Источники: Википедия: http://ru.wikipedia.org/wiki/Cl и др.,
Сайт РХТУ им. Д.И.Менделеева: http://www.onx.distant.ru/elements/17-Cl_soed.html

Как получить хлорид КонТрен – Химия для школьников, студентов, учителей …
подготовка к экзаменам и олимпиадам

Источник: http://www.kontren.narod.ru/x_el/info17.htm

Свойства, особенности и применение хлорида серебра

В таблице Менделеева нет такого элемента, как AgCl, или хлорид серебра. Он образуется при соединении хлора одновалентного (Cl) с серебром (Ag) такой же валентности.

Образующий соединение хлор (Cl) является галогеном и выступает активным окисляющим веществом, встретить его в природе отдельно большая редкость. Ag является благородным металлом, чистое серебро химически инертно и потому практически не участвует в каких-либо реакциях. Может существовать в форме слитков, самородков, серебряных жил и россыпей.

Серебро в несколько раз более активно, нежели хлор, и для того чтобы образовался хлорид серебра, следует провести операцию, где серебросодержащая соль будет взаимодействовать с хлоридами. К примеру, взаимодействующими элементами могут быть нитрат серебра и хлорид натрия.

Как получить хлорид

Хлорид серебра

Взаимодействие этих веществ осуществляется в ходе реакции замещения, итогом которой является образование белого осадка. Полученное соединение не отличается стойкостью. Попадая под солнечные лучи, осадок темнеет, выделяются молекулы серебра, вступающие в реакцию с молекулами серы в атмосфере. Именно по этой причине темнеют все серебряные изделия.

Особенности

Хлорид серебра имеет кристаллическую структуру. Форма кристаллов кубическая. Расположенный в центре атом соединяется с другими атомами и образует октаэдр. AgCl имеет следующие химические особенности:

  • его молярная масса составляет всего 143,32 г/моль;
  • плотность соединения — 5,56 г/см3;
  • кипит при температуре от 455 градусов;
  • плавится при температуре от 1547 градусов;
  • при кипении и плавлении не разлагается;
  • является неорганическим бинарным соединением хлора и серебра; известен как серебряная соль хлороводородной кислоты.

Как получить хлорид

Работа с хлоридом серебра

Физические свойства хлористого серебра таковы:

  • цвет соединения белый, элемент и вовсе может не иметь цвета;
  • соединение представлено в виде кристаллов;
  • природный аналог химического соединения — минерал, известный как хлораргирит;
  • плохо растворяется в воде, если температура ее равняется либо не достигает 25 градусов;
  • неплохо взаимодействует с растворами аммиака, роданида, пиридина, цианидов, тиосульфатов щелочных металлов, растворяясь в них;
  • никак не реагирует на метиловый и этиловый спирты, ацетон.

Хлорид серебра — твердое вещество. По шкале твердости соединение оценивается в 2,5 балла. После плавки образуется практически прозрачная масса желто-коричневого цвета, известная как «роговое серебро».

Как получить хлорид

Полученное серебро из хлорида серебра

Применение

AgCl обладает повышенной чувствительностью к свету. Это его свойство используется при изготовлении фотографических эмульсий. Соединение применяется в процессе производства хлор-серебряно-цинковых батарей, а также как покрытие для радаров.

Хлорид серебра входит в состав веществ, из которых изготавливают электропроводящие стекла и линзы для спектрометров. При производстве электродов химических источников тока также используют AgCl. Пытаясь получить рассматриваемое соединение в домашних условиях, действовать следует осторожно. Попав на кожу, вещество может вызвать раздражение.

Рекомендуем другие статьи

Источник: https://DedPodaril.com/serebro/info/hlorid-serebra.html

Как получить натрий?

Натрий представляет собой щелочной металл. Его химическая активность самая высокая среди всех остальных металлов таблицы Менделеева. Именно поэтому многие химические задачи основаны на свойствах этого элемента, а также его получении.

Как получить натрий: формула

Раньше натрий получали восстановлением карбоната натрия. Для этого в железную емкость плотно укладывали уголь и карбонат натрия. После этого производили нагрев смеси до 1000 градусов:

Na2CO3 + 2C -> 2Na + 3 CO

В настоящее время промышленностью используется другой способ получения металлического натрия. Для этого осуществляется электролиз расплава хлорида натрия.

2NaCl -> 2Na + Cl2  

Для получения расплава кристаллы хлорида натрия необходимо нагреть до 500 – 600 градусов.

Многие люди интересуются, как можно получить натрий в домашних условиях. Как вы видите это возможно, если вы сможете достичь температуры плавления поваренной соли (хлорид натрия). После этого опустите в расплав два графитовых электрода и подключите их к источнику прямого электрического тока.

Как получить гидроксид натрия

Натрий очень бурно реагирует с водой с образованием гидроксида натрия, выделением водорода и большим выделением тепла. Натрий вступает даже в реакцию с водяными парами воздуха, поэтому металлический натрий хранят под слоем жидкого парафина или керосина.

Читайте также:  Как посчитать транспортный налог

2Na + 2H2O = 2NaOH + Н2

Гидроксид натрия широко используется в промышленности и быту. Это соединение имеет и другие названия: едкий натр, едкая щелочь, каустик, техническая или каустическая сода.

Как получить оксид натрия

Натрий легко окисляется кислородом воздуха (поэтому металлический натрий хранят под слоем керосина) с образованием оксида натрия:

4Na + O2 = 2Na2O

Многие учащиеся полагают, что получить оксид натрия, можно путем реакции горения натрия в кислороде. Но это не верно. Натрий при горении настолько активно взаимодействует с кислородом, что вместо оксида, образуется пероксид натрия:

2Na + O2 = Na2O2

Как получить ацетат натрия

  • Получить ацетат натрия можно с помощью проведения реакции нейтрализации гидрокарбоната натрия уксусной кислотой:
  • CH3COOH + NaHCO3 = CH3COONa + H2O + CO2
  • Эта химическая реакция хорошо знакома хозяйкам, при выпечке различных изделий из теста они часто прибегают к ее проведению.
  • Если необходимо получить ацетат натрия в кристаллической форме, то полученный в ходе реакции раствор выпаривают.

Таким образом, получить ацетат натрия в домашних условиях очень просто. Но еще проще зайти и купить его в магазине, торгующем химическими веществами, т.к.

стоит это вещество очень дешево, и возиться с его самостоятельным изготовлением вряд ли стоит.

Хлорид натрия: как получить

Получить хлорид натрия можно проведением реакции нейтрализации соляной кислоты карбонатом натрия. В ходе реакции образуется раствор хлорида натрия в воде и выделяется углекислый газ. При необходимости получения кристаллического хлорида натрия полученный в ходе реакции раствор подвергнуть выпариванию.

Na2CO3 + HCl = NaCl + H2O+CO2

Под названием хлорида натрия скрывается хорошо нам всем знакомая поваренная соль.

Источник: https://elhow.ru/ucheba/himija/himicheskie-reakcii/kak-poluchit-natrij

Как получить хлорид меди

Реакции получения CuCl₂ и CuCl

Хлорид меди может быть двухвалентным (формула Cu­Cl₂) и одновалентным (CuCl). В зависимости от состава эти вещества имеют разные свойства и области применения. Также различаются подходы к синтезу этих веществ.

Получение двухвалентного хлорида меди Cu­Cl₂

В естественных условиях (то есть в природе) рассматриваемое соединение встречается в виде редкого минерала эрнохальцита Cu­Cl₂·2H₂O (представляет собой кристаллы синего цвета).

Двухвалентный хлорид меди имеет важное практическое значение, и одного природного минерала недостаточно. Поэтому было разработано множество методик искусственного синтеза этого вещества.

  • Основной промышленный метод синтеза Cu­Cl₂ — реакция хлорирования сульфида меди при повышенной температуре (300-400 градусов °С). Выглядит она следующим образом:
  • CuS + Cl₂ = Cu­Cl₂ + S
  • Альтернативный вариант синтеза хлорида двухвалентной меди — хлорирующий обжиг (проводится при температуре не менее 500 °С):
  • CuS + 2Na­Cl + 2O₂ = Cu­Cl₂ + Na₂­SO₄

Вышеперечисленные реакции требуют применения специализированного оборудования и повышенных мер предосторожности, поэтому такие методы применяются только в промышленности. Однако зачастую хлорид меди используется при выполнении различных лабораторных работ, поэтому надо знать, как получить это вещество в лаборатории.

  1. Реакция взаимодействия меди с хлором
  2. Описывается уравнением следующего вида:
  3. Реакция оксида двухвалентной меди с соляной кислотой
  4. Из-за простоты выполнения эта методика используется наиболее часто:
  5. CuO + 2HCl = Cu­Cl₂ + H₂O
  6. Альтернативный предыдущему варианту способ:
  7. Cu(OH)₂ + 2HCl = Cu­Cl₂ + 2H₂O
  8. Благодаря этой реакции более сильная кислота вытесняет кислотный остаток более слабой. В подавляющем большинстве случаев имеется легкодоступный карбонат меди Сu­CO₃:
  9. Cu­CO₃ + 2HCL= Cu­Cl₂ + H₂O + CO₂

Напоследок будет представлена самая оригинальная реакция, которая заключается в растворении меди в «царской водке», т.е. смеси сильных кислот:

  • 3Сu + 2H­NO₃ + 6HCl = 3Cu­Cl₂ + 2NO + 4H₂0
  • Хлорид двухвалентной меди нашел применение для декарбоксилирования и окрашивания тканей, а также так называемого омеднения металлов.
  • Здесь вы найдете безопасные эксперименты с соединениями меди

Способы получения хлорида одновалентной меди CuCl

Это вещество также имеет практическое значение. Впервые хлорид одновалентной меди в 1666 году получил Роберт Бойль путем взаимодействия хлорида ртути(II) и меди. В этой реакции более активный металл — медь — вытесняет ртуть из ее солей. Выглядит реакция следующим образом:

Hg­Cl₂ + 2Cu=2Cu­Cl + Hg

Второй способ, благодаря которому возможно получение хлорида одновалентной меди, заключается в термическом разложении двухвалентного хлорида меди в бескислородных условиях. Эту реакцию впервые проделал в 1799 году Джозеф Луи Пруст, разделив и описав хлориды двух- и одновалентной меди. Эта реакция выглядит следующим образом:

  1. 2Cu­Cl₂ = 2Cu­Cl + Cl₂
  2. В промышленности хлорид меди(I) получают путем взаимодействия хлора и избытка меди в расплаве хлорида меди(I) при высокой температуре.
  3. Необходимо отметить, что хлор является высокотоксичным газом. К тому же существуют и более безопасные лабораторные способы, как например, восстановление хлорида меди(II) диоксидом серы:
  4. 2 Cu­Cl₂ + SO₂ + 2H₂O → 2Cu­Cl + H₂­SO₄ + 2HCl
  5. Или восстановление Cu­Cl₂ аскорбиновой кислотой.
  6. Монохлорид меди используется для очистки ацетилена и монооксида углерода, выступает катализатором в органическом синтезе и производстве некоторых полимеров.

Внимание! Не пытайтесь повторить эти опыты самостоятельно!

Источник: https://tradesmarter.ru/analitika/prs_kak-poluchit-hlorid-medi_b90e7.html

Хлор

Хлор был открыт К. Шееле в 1774 г. при исследовании действия соляной кислоты на двуокись марганца. Название «хлор» (желто-зеленый) было предложено в 1812 г.

Атом хлора обладает большим числом электронов, чем атом фтора, имеет больший радиус и располагает вакантными d-орбиталями. Все эти особенности накладывают определенный отпечаток на химию этого элемента, хотя в общем сходство между хлором и фтором выражено более отчетливо, чем между хлором и бромом.

Для возбуждения атома хлора и перевода одного из р-электронов в состояние d-электронов с тем же главным квантовым числом 3 : Зр⁵  → 3p⁴3d нужна энергия в 861 кдж/моль, поэтому хлор может (в отличие от фтора) быть не только одновалентным, но и трехвалентным, т. е. действо» вать как атом с тремя неспаренными электронами.

В таком состоянии он находится, например, в ковалентном соединении с фтором ClF3.

Образование положительных ионов требует большой энергии, так как потенциалы ионизации у хлора очень велики. Те соединения, в которых хлор формально имеет положительный заряд, фактически содержат ковалентные связи различной полярности. Наоборот, отрицательный ион возникает легко (сродство к электрону у хлора значительно). Это обычная форма, в которой хлор находится в природе.

Хлор имеет два стабильных изотопа ³⁵Сl (75,4%) и ³⁷Сl (24,6%). Кроме того, известны и радиоактивные изотопы, имеющие атомные массы 33, 34, 36, 38 и 39. Периоды полураспада их соответственно равны 2,8 сек, 33 мин, 2 • 106 лет, 38, 5 мин и 60 мин.

Два первых изотопа распадаются с испусканием позитрона, а два последних— с испусканием электрона (β-частицы). Изотоп ³⁶Сl испытывает оба вида распада. При распаде с испусканием позитрона возникают изотопы серы; β-распад дает аргон.

36С1 способен также и к Е-захвату (в данном случае это К-захват), причем получается изотоп серы 36.

Во всех этих процессах выделяется нейтрино (ν), антинейтрино (ν) например:

³³Cl  → ³³S + β⁺ +  ν нейтрино

³⁹Cl → ³⁹Ar + β⁻ + ν антинейтрино

³⁶Cl + ē  →  ³⁶S + ν антинейтрино

Хлор состоит, как и все галогены, из двухатомных молекул. Для получения его можно действовать сильным окислителем на соединение, содержащее ион хлора.

В отличие от фтора, для которого только электрический заряд на электроде может обеспечить отрыв электрона от отрицательного иона, хлор может быть окислен также и кислородом или высоковалентным ионом металла. На этом основаны способы получения хлора:

1) взаимодействием хлороводорода с кислородом в присутствии катализатора (СиСl2):

4HСl + О2 = 2Н2О + Сl2 (реакция идет через образование

промежуточного оксихлорида Cu2OCl2)

2) окислением иона хлора двуокисью марганца:

МnO2 + 4НСl = МnСl2 + Сl2 + 2Н2O 

а также перманганатом:

2KMnO4 + 16НСl = 2КСl + МnСl2 + 5Сl2 + 8Н2О

Реакция окисления хлороводорода кислородом характеризуется небольшой отрицательной величиной изобарного потенциала (—75,6 кдж). Изменение энтропии отрицательно и довольно велико, так как при повышенной температуре процесс, протекающий слева направо, отвечает сокращению объема газообразных веществ.

Поэтому величина ΔG° реакции чувствительна к изменению температуры. Возрастание температуры увеличивает член TΔS в выражении ΔG = ΔH — TΔS, а так как ΔS < 0 и ΔH Н < 0, то ΔG делается положительным.

Это значит, что при высоких температурах реакция будет протекать справа налево и хлор будет действовать как более сильный окислитель, чем кислород.

При невысоких температурах член TΔS окажется меньшим, чем отрицательная величина ΔH, и в целом изменение изобарного потенциала реакции окажется отрицательным — реакция будет протекать слева направо, т. е. кислород проявит себя более сильным окислителем, чем хлор.

В промышленности хлор получают обычно электролизом растворов хлорида натрия. Этот способ экономически наиболее выгоден, и в настоящее время производство хлора представляет собой одну из наиболее мощных и развитых ветвей химической промышленности.

Физические и химические свойства хлора. Соединения хлора

Хлор представляет собой газ желто-зеленого цвета, растворимый в воде; в одном ее объеме при 20° С растворяется приблизительно два объема хлора. Из хлорной воды при охлаждении получены гидраты хлора Сl2 • 6Н2O и Сl2 • 8Н2O, относящиеся к соединениям типа клатратов. Молекулы хлора в этих соединениях внедрены в пустоты, имеющиеся между молекулами воды.

В большинстве реакций хлор ведет себя менее активно, чем фтор. Взаимодействие хлора с металлами, водородом, неметаллами часто начинается лишь при нагревании и связано с преодолением значительного активационного барьера.

В соединениях хлора можно обнаружить и типично ионные, и ковалентные связи. Ионные связи хлор образует с металлами I и II групп, с другими металлами и неметаллами связи имеют более или менее ковалентный характер и доля «ион-ности» значительно меньше 100%.

Соединения хлора с металлами, водородом, углеводом, кремнием, серой и другими элементами характеризуются отрицательными значениями изобарного потенциала, а потому термодинамически устойчивы и образуются при непосредственном воздействии хлора на элементы.

Исключение составляют ок-сиды хлора. Изобарный потенциал оксидов положителен, поэтому

получить эти оксиды непосредственным взаимодействием хлора с кислородом невозможно.

Реакция хлора с водородом в темноте (в отличие от фтора) и при невысокой температуре протекает крайне медленно. При поджигании

смеси этих газов происходит взрыв и образуется хлороводород. Освещение смеси хлора с водородом солнечным светом вызывает взрывную цепную реакцию, которая послужила модельным процессом для изучения цепных реакций вообще и разработки теоретических представлений в этой важной области .

Квант света, попадающий в смесь водорода с хлором, вызывает диссоциацию молекулы хлора как наименее прочной частицы:

В результате столкновения атомов хлора с молекулами водорода возникают атомы (радикалы) водорода:

Эти атомы в свою очередь взаимодействуют с молекулами хлора,

Читайте также:  Как избавиться от цветочной мошки

и снова образуются радикалы хлора:

затем реакция повторяется.

Очевидно, теоретически достаточно одного кванта, чтобы превратить в хлороводород неопределенно большие количества хлора и водорода.

Практически в реакции соединения хлора с водородом образуются длинные цепи, состоящие из нескольких тысяч звеньев.

Хлороводород растворяется в воде в больших количествах (при 0° С растворимость составляет 507 объемов на один объем воды), причем растворение сопровождается выделением теплоты.

Все это указывает на преобладание химических процессов при растворении.

В действительности протон молекулы НСl, связанный с хлором ко-валентной связью, в воде отщепляется и присоединяется к молекуле воды, образуя ион гидроксония:

Поэтому раствор хлороводорода в воде по существу содержит хлорид гидроксония: равновесие в вышеприведенной реакции сильно сдвинуто вправо, и раствор имеет кислую реакцию.

Этот раствор представляет собой соляную кислоту. Практически для получения ее хлор сжигают в атмосфере водорода в специальной горелке. Температура водородно-хлорного пламени около 2200 С. Горячий хлороводород проходит через холодильники и затем растворяется в воде .

Содержание HСl в полученной кислоте составляет 33-36 %. Другой способ производства хлороводорода основан на реакции между хлоридом натрия и серной кислотой; процесс ведут в механизированных печах при нагревании и энергичном перемешивании.

В результате реакции получается сульфат натрия и хлороводород, поглощаемый водой:

H2SО4 + 2NaCl = Na2SО4 + 2НСl

Перевозят соляную кислоту в стеклянной таре (или гуммированных цистернах). Большинство металлов реагирует с соляной кислотой. Ион хлора способен переводить в коллоидное состояние оксиды железа (пептизация), а потому соляная кислота и растворы ее солей — хлоридов — активные коррозионные агенты.

Хлор является сильным окислителем и реагирует с большинством металлов. Расплавленный натрий загорается в хлоре, нагретая медная проволока также сгорает, образуя летучий хлорид меди желтовато-коричневого цвета, порошок сурьмы вспыхивает яркими искрами.

Хлориды металлов  образуют кристаллические решетки различной прочности. Прочные, плавящиеся при высокой температуре ионные решетки дают хлориды натрия, калия, бария и других типичных металлов.

Хлориды переходных металлов, например олова, сурьмы, железа, летучи, имеют относительно низкие температуры плавления и легко гидролизуются, при этом получаются основные соли.

Хлор соединяется с неметаллами, образуя ковалентные хлориды. Особенно энергично протекает реакция с фосфором, который загорается в атмосфере хлора. При этом сначала получается трихлорид, а затем пентахлорид (РСl3, PCls).

Приведем примеры окислительного действия хлора на различные вещества; во всех этих реакциях хлор превращается из нейтрального состояния в отрицательные ионы или образует ковалентную связь, в которой атом хлора отчасти восстановлен:

2) Si + 2Сl2 = SiCl4 (при температуре красного каления),

3) 2S + Сl2 = S2Cl2 (сера реагирует в расплавленном состоянии),

8) S + ЗСl2+ 4Н2О = 6HCI + H2SO4

9) 2NH3+ ЗСl2 = N2 + 6НСl

В концентрированном растворе хлорида   аммония образуется

взрывчатый маслообразный хлорид азота NCl3:

NH4Cl + 3Сl2 = NCl3 + 4НСl

в котором хлор заряжен положительно.

Хлор применяют для дезинфекции, для обеззараживания питье-вой воды, для различных химических производств; его широко используют в производстве хлористого метила, хлороформа, тетрахлор-метана, фреонов, различных полимеров и т. д.

Применение хлоридов еще более разнообразно. Большое количество хлорида натрия идет на производство кальцинированной соды, хлора, водорода, едкого натра, соляной кислоты. Потребителями хлоридов являются металлургическая, пищевая, фармацевтическая, кожевенная, мыловаренная и другие отрасли промышленности.

Хлор встречается в природе в виде мощных отложений хлоридов натрия, калия, магния (сильвин, карналлит, галит и др.). Многие из этих отложений являются результатом испарения древних водоемов и представляют сложные смеси солей.

Большие количества хлоридов натрия, магния и других металлов сосредоточены в воде океанов, морей и соляных озер.

Физиологическое действие хлора и хлоридов. Биологические функции хлоридов

Хлор токсичен, и вдыхание воздуха, содержащего даже малую примесь этого газа, вызывает воспаление дыхательных путей, мучительный кашель, а при длительном воздействии хлора может развиться и отек легких. Предельно допустимая концентрация хлора в воздухе составляет 0,001 мг/л. При отравлениях рекомендуется вдыхание кислорода, покой, применение средств, поддерживающих сердечную деятельность.

Хорошая растворимость в воде хлоридов щелочных и щелочноземельных металлов привела к тому, что в течение геологических периодов хлориды постепенно сосредоточились в воде разнообразных водоемов.

Постоянное наличие ионов хлора в среде, где, по-видимому, возникла и во всяком случае развилась жизнь, не могло не сказаться на формировании биохимических механизмов.

Ионы хлора активируют некоторые ферменты, служат источником для образования соляной кислоты, создающей благоприятную среду для действия протео-литических ферментов желудочного сока, влияют на электропроводность клеточных мембран и т. д.

Хлорид натрия, безусловно, необходим для поддержания жизни; в организме человека содержится около 0,25% хлора (в виде ионов). Человек нуждается в 5—10 г соли (поваренной) ежедневно. Солевой обмен связан с водным балансом организма.

Повышенное содержание хлорида натрия удерживает воду в тканях.

Слишком большое количество соли вредно; можно считать доказанным, что употребление чрезмерно соленой пищи ведет к развитию гипертонии и как следствие к интенсификации процессов склероза.

Источник: http://miflenaanel.blogspot.com/2014/09/blog-post_11.html

хлорид натрия

  • Государственное
    образовательное учреждение
  • Высшего
    профессионального образования
  • «Пермская
    государственная фармацевтическая
    академия
  • Федерального
    агентства по здравоохранению и социальному
    развитию
  • Российской
    Федерации»
  • кафедра
    аналитической химии
  • Курсовая
    работа:
  • Хлорид
    натрия.
  • Выполнил:
  • студент
    21 группы
  • Сенников
    Антон
  • Проверил:
  • Колотова
  • Нина
    Васильевна
  • Пермь,
    2010
  • Содержание.
  1. Общие сведения 3

  2. Получение 4

  3. Качественный анализ 5

    1. Аналитические реакции катиона натрия 5

    2. Аналитические реакции хлорид-иона 5

  4. Количественный анализ 6

    1. Аргентометрия 6

    2. Комплексонометрия 6

  5. Применение 7

  6. Список использованной литературы 8

2

Хлори́д
на
́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. Но с различными примесями
его цвет может принимать: голубой,
фиолетовый, розовый, жёлтый или серый
оттенок.

Хлорид
натрия образует кристаллы с кубической
симметрией. Более крупные ионы хлора
образуют плотную кубическую упаковку,
в свободных узлах которой (в вершинах
правильного октаэдра)
расположены ионы натрия.

Умеренно
растворяется в воде, растворимость мало
зависит от температуры: коэффициент
растворимости NaCl (в г на 100 г воды) равен
35,9 при 21° С и 38,1 при 80° С. Растворимость
хлорида натрия существенно снижается
в присутствии хлороводорода, гидроксида
натрия, солей — хлоридов металлов.
Растворяется в жидком аммиаке, вступает
в реакции обмена.

  1. Систематическое
    наименование:
    хлорид
    натрия / Sodium chloride
  2. Химическая
    формула:

    NaCl
  3. Молярная
    масса
    :
    58.44277 г/моль
  4. Физические
    свойства:
  5. Плотность:
    2.165 г/см3
  6. Термические
    свойства:
  7. Температура
    плавления

    800,8 °C
  8. Температура
    кипения

    1465 °C
  9. Химические
    свойства:
  10. Растворимость
    в воде 35.9 г/100 мл
  11. 3
  12. Первым
    способом получения натрия стала реакция
    восстановления карбоната
    натрия
    углем при нагревании тесной смеси этих
    веществ в железной ёмкости до 1000°C:
  13. Na2CO3+2C=2Na+3CO
  14. Затем
    появился другой способ получения натрия
    — электролиз
    расплава едкого
    натра
    или хлорида
    натрия.
  15. 4
  1. Качественный анализ.

    1. 3.1. Аналитические реакции на катион натрия.

  • 1)
    С ацетатом диоксоуран (VI)
    цинка с образованием жёлтого
    кристаллического осадка или жёлтых
    кристаллов татра- и октаэдрической
    формы:
  • NaCl
    + Zn(UO2)3(CH3COO)8
    + CH3COOH
    + 9H2O
  • ↔ NaZn(UO2)3(CH3COO)9
    x 9H2O↓
    + HCl
  • 2)
    Окрашивание бесцветного пламени горелки
    в жёлтый цвет;
  • 3)
    Реакция с гексагидроксостибатом (V)
    калия с образованием белого кристаллического
    осадка, растворимого в щелочах:
  • NaCl
    + K[Sb(OH)6]
    ↔ Na[Sb(OH)6]↓
    + KCl
  • В
    кислой среде реагент разрушается с
    образованием белого аморфного осадка
    метасурьмяной кислоты HSbO3:
  • K[Sb(OH)6]
    +HCl
    ↔ KCl
    + H3SbO4
    + 2H2O
  • H3SbO4

    HSbO3↓
    + H2O
    1. 3.2. Аналитические реакции на хлорид-ион.

  1. С групповым реагентом – раствором AgNO3:

Методика:
К
2 каплям раствора, содержащего хлорид-ионы,
прибавляют 1 каплю разбавленной HNO3
и 3 капли раствора AgNO3.
Наблюдаемый белый творожистый осадок
растворим в NH4OH
и насыщенном растворе (NH4)2CO3.

  1. Раствор
    [Ag(NH3)2]Cl
    делят на 2 части: к одной добавляют
    концентрированную HNO3
    до кислой реакции среды, к другой –
    концентрированный раствор KJ.
    Наблюдают выпадение осадков или
    помутнение раствора:
  2. [Ag(NH3)2]Cl
    + 2HNO3
    ↔ AgCl↓
    + 2 NH4NO3
  3. [Ag(NH3)2]Cl
    + KJ
    + 2H2O
    ↔ AgJ↓
    + KCl
    + 2NH4OH
  4. 5

4.1.
Аргентометрия.

  • Стандартизация
    0,05 М раствора нитрата серебра по
    стандартному раствору хлорида натрия
    (способ пипетирования).
  • NaCl
    + AgNO3
    → AgCl↓
    + NaNO3
  • в
    конечной точке титрования: K2CrO4
    + 2AgNO3
    → Ag2CrO4↓
    + 2KNO3
  • М(NaCl)
    = 58,44 г/моль
  • М(AgNO3)
    = 169,87 г/моль
  • Методика:
    Аликвотную
    часть приготовленного стандартного
    раствора хлорида натрия помещают в
    колбу для титрования, разбавляют
    дистиллированной водой вдвое, прибавляют
    две капли раствора хромата калия и
    титруют раствором нитрата серебра до
    оранжево-жёлтого окрашивания осадка.

4.2.
Комплексонометрия.

  1. Стандартизация
    0,01 М раствора перхлората ртути по
    стандартному раствору хлорида натрия
    (способ пипетирования)
  2. 2NaCl
    + Hg(ClO4)2
    ↔ HgCl2
    + 2 NaClO4
  3. M
    (NaCl)
    = 58,44 г/моль
  4. Методика:
    Точный объём стандартного раствора
    хлорида натрия помещают в колбу для
    титрования, прибавляют 4 капли разведённой
    азотной кислоты (1:4), 4 капли 4 капли
    спиртового насыщенного раствора
    дифенилкарбазона и титруют 0,01 М раствором
    перхлората ртути до розовато-фиолотовой
    окраски раствора.
  5. 6

5.
Применение.

Если
в 1 литре воды растворить 9 граммов соли,
то концентрация ее в полученном растворе
будет такой же, как в жидкостях и тканях
организма (0,9%). Такую концентрацию
называют изотонической.

Более высокое содержание хлористого
натрия в растворах действует
как противомикробное,
прекращает процессы брожения и гниения.
На этом основано применение его для
засолки (консервирования) мяса и овощей.

При
приеме внутрь
 соль усиливает
выделение пищеварительных соков
,
активизирует сокращениежелудка и кишечника,
разжижает слизь, улучшает всасывание в
желудочно-кишечном тракте.

 В
больших дозах ядовита
,
особенно для кур, свиней, собак и кошек.

Назначают внутрь как вкусовое
и кормовое, улучшающее
пищеварение вещество
в форме порошка в
смеси с кормом или в виде соли-лизунца.

7

6.
Список литературы.

  1. Ключинов Н.Г. «Неорганический синтез», Москва, 1988;

  2. Лурье Ю.Ю. «Справочник по аналитической химии», Москва, 1979;

  3. Методическое пособие по аналитической химии. «Инструментальные методы анализа», Пермь, 2004;

  4. Методическое пособие по аналитической химии. «Качественный химический анализ», Пермь, 2003;

  5. Методическое пособие по аналитической химии. «Количественный химический анализ», Пермь, 2004;

  6. Рабинович В.А., Хавин З.Я. «Краткий химический справочник», Ленинград, Химия, 1977;

  7. Томас Ч.Ф. «Безводный синтез в органической химии» (перевод с английского), Москва, 1949;

  8. Харитонов Ю.Я. «Аналитическая химия», в 2х книгах, Москва, 2001.

8

Источник: https://StudFiles.net/preview/4309976/

Ссылка на основную публикацию