Kaliumchlorat

Først opnået af Claude Berthollet (deraf navnet Berthollets eller Berthollets salt) i 1786 ved at lede klor gennem en varm koncentreret opløsning af kaliumhydroxid :

{\mathsf {6KOH+3Cl_{2}\rightarrow KClO_{3}+5KCl+3H_{2}O))

Henter

Den industrielle produktion af chlorater generelt (og kaliumchlorat i særdeleshed) er baseret på disproportioneringsreaktionen af hypochloritter , igen opnået ved vekselvirkning af chlor med alkaliske opløsninger :

{\mathsf {Cl_{2}+2OH^{-}\højrepil ClO^{-}+Cl^{-}+H_{2}O))

{\mathsf {3ClO^{-}\højrepil ClO_{3}^{-}+2Cl^{-}}}

Det teknologiske design af processen kan være anderledes: da det mest tunge produkt er calciumhypochlorit (som er en del af blegemiddel ), er den mest almindelige proces udvekslingsreaktionen mellem calciumchlorat (opnået fra calciumhypochlorit ved opvarmning) og kaliumchlorid , som på grund af relativt lav opløselighed krystalliserer fra moderluden.

Kaliumchlorat opnås også ved den modificerede Berthollet-metode under ikke-membran- elektrolyse af kaliumchlorid, chlor dannet under elektrolyse interagerer in situ (på tidspunktet for isolering, "på plads") med kaliumhydroxid til dannelse af kaliumhypochlorit, som yderligere disproportioneres til kaliumchlorat og det oprindelige kaliumchlorid. Når du bruger grafitanoder, er en mere bekvem metode elektrolyse af natriumchlorid for at opnå natriumchlorat og udvekslingsreaktion med kaliumchlorid. Dette gør det muligt at fjerne anodeslammet fra natriumchloratopløsningen, som har en meget højere opløselighed end kaliumchlorat og dermed er mere bekvem til filtrering.

Kemiske egenskaber

Ved en temperatur på ~ 400 °C nedbrydes det med frigivelse af ilt med mellemliggende dannelse af kaliumperchlorat :

{\mathsf {4KClO_{3}{\xrightarrow[{}]{400^{o}C}}3KClO_{4}+KCl}}

{\mathsf {KClO_{4}{\xrightarrow[{}]{550-620^{o}C}}KCl+2O_{2}\uparrow }}

I nærvær af katalysatorer ( MnO 2 , Fe 2 O 3 , CuO , etc.) reduceres nedbrydningstemperaturen betydeligt (op til ~ 200 °C).

{\mathsf {2KClO_{3}{\xrightarrow[{}]{150-300^{o}}}2KCl+3O_{2}\uparrow }}

Reagerer med ammoniumsulfat i en vand-alkoholopløsning for at danne ammoniumchlorat :

{\displaystyle {\mathsf {(NH_{4})_{2}SO_{4}+2KClO_{3}\højrepil 2NH_{4}ClO_{3}+K_{2}SO_{4))))

Reduktion med oxalsyre i et svovlsyremiljø fører til chlordioxid [2] :

{\mathsf {2KClO_{3}+H_{2}C_{2}O_{4}\cdot 2H_{2}O+2H_{2}SO_{4}\rightarrow 2KHSO_{4}+2ClO_{2 }\uparrow +2CO_{2}\uparrow +4H_{2}O}}

Oxiderer hydrogenhalogenidsyrer (undtagen flussyre) til frie halogener:

{\ce {6HI + KClO_3 -> KCl + 3l_2 + 3H_2O))

{\ce {6HBr + KClO_3 -> KCl + 3Br_2 + 3H_2O))

{\ce {6HCl + KClO_3 -> KCl + 3Cl_2 + 3H_2O))

Ansøgning

Sprængstoffer

Blandinger af kaliumchlorat med reduktionsmidler ( phosphor , svovl , aluminium , organiske forbindelser ) er eksplosive og følsomme over for friktion og stød, følsomheden øges ved tilstedeværelse af bromater og ammoniumsalte.

På grund af den høje følsomhed af forbindelser med Berthollet-salt bruges de praktisk talt ikke til fremstilling af industrielle og militære sprængstoffer.

Det bruges nogle gange i pyroteknik som en kilde til klor til farve-flammesammensætninger og i krakkerladninger (en eksplosion opstår, når en grov tråd trækkes gennem en pyroteknisk sammensætning), det er en del af det brændbare stof i et tændstikhoved og ekstremt sjældent som initierende sprængstoffer (kloratpulver - "pølse", detonationssnor, gittersammensætning af Wehrmacht-håndgranater).

I medicin

Kaliumchloratopløsninger har været brugt i nogen tid som et mildt antiseptisk middel , et eksternt lægemiddel til gurgle.

For at få ilt

I begyndelsen af det 20. århundrede blev den brugt til laboratorieiltproduktion, men på grund af dens lave tilgængelighed blev den ikke længere brugt.

For at opnå klordioxid

Reduktionsreaktionen af kaliumchlorat med oxalsyre med tilsætning af svovlsyre bruges til at opnå chlordioxid i laboratoriet:

{\mathsf {2KClO_{3}+H_{2}C_{2}O_{4}+H_{2}SO_{4}\højrepil K_{2}SO_{4}+2ClO_{2}\uparrow +2CO_{2}\uparrow +2H_{2}O}}

Kaliumchlorat kan reagere med oxalsyre uden tilstedeværelse af svovlsyre, men denne reaktion er ikke anvendelig til den præparative produktion af chlordioxid:

{\mathsf {2KClO_{3}+H_{2}C_{2}O_{4}\højrepil K_{2}CO_{3}+CO_{2}\uparrow +2ClO_{2}\uparrow +H_ {2}O}}

Toksicitet

Giftig. Den dødelige dosis af kaliumchlorat er 1 g/kg [3] .

Noter

↑ Bertoletova salt // Encyclopedic Dictionary of Brockhaus and Efron : i 86 bind (82 bind og 4 yderligere). - Sankt Petersborg. , 1890-1907.
↑ M. Baudler, G. Brouwer, F. Guber et al. Guide til uorganisk syntese : I 6 bind . - M. : Mir, 1985. - T. 2. - S. 348. - 362 s. (Russisk)
↑ Ny opslagsbog af en kemiker og teknolog. radioaktive stoffer. Skadelige stoffer. Hygiejniske standarder / Redaktion: Moskvin A.V. m.fl. - St. Petersborg. : ANO NPO "Professional", 2004. - 1142 s.

Litteratur

Vukolov, S. P. , Mendeleev D. I. ,. Chloric salte // Encyclopedic Dictionary of Brockhaus and Efron : i 86 bind (82 bind og 4 yderligere). - Sankt Petersborg. , 1890-1907.