Natriumchlorid

Natriumchlorid


Generel
Systematisk navn	Natriumchlorid
Traditionelle navne	Salt, bordsalt, bordsalt, bordsalt, stensalt, halit [1]
Chem. formel	NaCl
Fysiske egenskaber
Molar masse	58,44277 g/ mol
Massefylde	2,165 g/cm³
Termiske egenskaber
Temperatur
• smeltning	800,8°C
• kogning	1465°C
Mol. Varmekapacitet	50,8 J/(mol K)
Entalpi
• uddannelse	-234,8 kJ/mol
Specifik fordampningsvarme	170,85 kJ/mol
Specifik fusionsvarme	28,68 kJ/mol
Kemiske egenskaber
Opløselighed
• i vand	35,6 g/100 ml (0°C) 35,9 g/100 ml (+25°C) 39,1 g/100 ml (+100°C)
• i methanol	1,49 g/100 ml
• i ammoniak	21,5 g/100 ml
Optiske egenskaber
Brydningsindeks	1,544202 (589 nm)
Struktur
Koordinationsgeometri	Oktaeder (Na+) Oktaeder (Cl-)
Krystal struktur	ansigtscentreret kubisk, cF8
Klassifikation
Reg. CAS nummer	7647-14-5
PubChem	5234
Reg. EINECS nummer	231-598-3
SMIL	[Na+].[Cl-]
InChI	InChI=1S/ClH.Na/hlH;/q;+1/p-1FAPWRFPIFSIZLT-UHFFFAOYSA-M
RTECS	VZ4725000
CHEBI	26710
ChemSpider	5044
Sikkerhed
LD 50	3000–8000 mg/kg
NFPA 704	0 0 0
Data er baseret på standardbetingelser (25 °C, 100 kPa), medmindre andet er angivet.
Mediefiler på Wikimedia Commons

Natriumchlorid eller natriumchlorid (NaCl) er natriumsaltet af saltsyre . Kendt i hverdagen under navnet bordsalt , hvis hovedkomponent er. Natriumchlorid findes i betydelige mængder i havvand . Det forekommer naturligt som mineralet halit (stensalt). Ren natriumchlorid er en farveløs krystal, men med forskellige urenheder kan dens farve antage en blå, lilla, pink, gul eller grå nuance.

At finde i naturen og produktionen

I naturen forekommer natriumchlorid i form af mineralet halit , som danner aflejringer af stensalt blandt sedimentære bjergarter, lag og linser ved bredden af saltsøer og flodmundinger , saltskorper i strandenge og på væggene i vulkankratere og i solfataras. En enorm mængde natriumchlorid er opløst i havvand. Verdenshavet indeholder 4 × 10 15 tons NaCl. Spor af NaCl er permanent til stede i atmosfæren som følge af fordampning af havvandsspray. I skyer i halvanden kilometers højde indeholder 30 % af dråber større end 10 mikrometer NaCl. Den findes også i snekrystaller [2] .

Det er mest sandsynligt, at menneskets første bekendtskab med salt fandt sted i lagunerne i varme hav eller i saltsøer, hvor saltvand på lavt vand fordampede intensivt under påvirkning af høj temperatur og vind, og salt akkumulerede i sedimentet. Ifølge Pythagoras ' figurative udtryk blev "salt født af ædle forældre: solen og havet" [3] .

Galit

I naturen er natriumchlorid oftest fundet som mineralet halit. Det har et ansigtscentreret kubisk gitter og indeholder 39,34% Na , 60,66% Cl . Andre kemiske grundstoffer, der udgør urenheder, er : Br , N , H , Mn , Cu , Ga , As , I , Ag , Ba , Tl , Pb , K , Ca , S , O. Massefylde 2,1-2,2 g / cm³ og hårdhed på Mohs skala - 2. Farveløst gennemsigtigt mineral med en glasagtig glans. Et almindeligt mineral i saltholdige lag. Det dannes under sedimentation i lukkede reservoirer, og også som et produkt af en bølge på væggene af vulkanske kratere. Den danner lag i sedimentære bjergarter af lagune- og havfacies, lagerlignende kroppe i saltkupler og lignende [4] .

Stensalt

Stensalt er en sedimentær bjergart fra gruppen af evaporitter, der består af mere end 90 % halit. Halit omtales også ofte som stensalt. Denne sedimentære sten kan være farveløs eller snehvid, men oftere er den farvet af urenheder af ler, talkum (grå), jernoxider og hydroxider (gul, orange, pink, rød), bitumen (brun). Stensalt indeholder chlorider og sulfater af natrium, kalium, magnesium og calcium, bromider, iodider, borater, gips, urenheder af carbonat-lermateriale, dolomit, ankerit, magnesit, bitumen og så videre [4] .

I henhold til betingelserne for dannelse af aflejringer er stensalt opdelt i følgende typer [4] :

saltlage af moderne saltbassiner
saltvand under jorden
aflejringer af mineralsalte fra moderne saltbassiner
fossile aflejringer (vigtigt for industrien).

Havsalt

Havsalt er en blanding af salte ( chlorider , carbonater , sulfater osv.) dannet ved fuldstændig fordampning af havvand. Det gennemsnitlige saltindhold i havvand er:

Forbindelse	Masse. del, %
NaCl	77,8
MgCl2 _	10.9
MgSO4 _	4.7
KCl	2.5
K2SO4 _ _ _	2.5
CaCO3 _	0,3
Ca( HC03 ) 2	0,3
andre salte	0,2

Når havvand fordamper ved en temperatur på +20 til +35 °C, krystalliserer de mindst opløselige salte, calcium- og magnesiumcarbonater og calciumsulfat, først i sedimentet. Derefter falder mere opløselige sulfater af natrium og magnesium, chlorider af natrium, kalium og magnesium, og efter dem - sulfater af kalium og magnesium ud. Krystallisationssekvensen af salte og sammensætningen af bundfaldet kan variere noget afhængigt af temperatur, fordampningshastighed og andre forhold. I industrien opnås havsalt fra havvand, hovedsageligt ved konventionel fordampning. Det adskiller sig fra stensalt ved et væsentligt højere indhold af andre kemiske salte, mineraler og forskellige sporstoffer, primært jod, kalium, magnesium og mangan. Følgelig adskiller det sig fra natriumchlorid i smag - en bitter-salt smag gives til det af magnesiumsalte. Det bruges i medicin: til behandling af hudsygdomme såsom psoriasis . Som et lægemiddel i apoteket og det almindelige handelsnetværk er et almindeligt produkt salt fra Det Døde Hav . I renset form tilbydes denne type salt også i dagligvarehandelsnetværket - som en naturlig og jodrig fødevare [5] .

Indskud

Stensaltaflejringer findes i alle geologiske systemer. De vigtigste af dem er koncentreret i de kambriske , devonske , permiske og tertiære aflejringer. Stensalt udgør kraftige reservoiraflejringer og kerner af hvælvede strukturer (saltkupler og bestande), danner mellemlag, linser, reder og indeslutninger i andre bjergarter [4] . Blandt søaflejringerne i Rusland er de største Eltonskoye , Baskunchak i Det Kaspiske Hav, Kuchukskoye-søen , Kulundinskoye-søen , Ebeyty og andre søer i det vestlige Sibirien.

Produktion

I oldtiden bestod teknologien til saltudvinding i det faktum, at saltlage (opløsning) blev trukket ud af en hestekørsel fra miner, som blev kaldt "brønde" eller "vinduer", og var dybe nok - 60-90 m. Den ekstraherede saltopløsning blev hældt i et specielt reservoir - skabt , hvorfra det strømmede gennem hullerne ind i det nederste reservoir og blev ført ind i trætårnene af et system af tagrender. Der blev det hældt i store kar, hvorpå saltet blev kogt.

I Rusland kogte pomorerne salt ved Hvidehavets kyst og kaldte det en Morinka . I 1137 fastsatte prins Svyatoslav af Novgorod en skat på saltpander [6] :

... på havet fra hanen og fra salga på maven ... [7]

Hvidhavsalt, kaldet "moryanka", blev handlet i hele det russiske imperium indtil begyndelsen af det 20. århundrede, hvor det blev erstattet af billigere Volgasalt.

Moderne udvinding af natriumchlorid er mekaniseret og automatiseret. Salt masseproduceres ved at fordampe havvand (dengang kaldet havsalt) eller saltlage fra andre ressourcer såsom saltkilder og saltsøer, samt ved at udvinde saltminer og udvinde stensalt.
Udvindingen af natriumchlorid fra havvand kræver et varmt klima med lav luftfugtighed, tilstedeværelsen af betydelige lavtliggende områder, der ligger under havoverfladen eller oversvømmet af tidevandet, dårlig jordgennemtrængelighed af fordampningsbassinerne, lav nedbør i sæsonen med aktive fordampning, ingen påvirkning af fersk flodvand og tilgængeligheden af en udviklet transportinfrastruktur.

Verdens saltproduktion i 2009 anslås til 260 millioner tons. Verdens største producenter er Kina (60,0 millioner tons), USA (46,0 millioner tons), Tyskland (16,5 millioner tons), Indien (15,8 millioner tons) og Canada (14 millioner tons) [8] .

Saltminedrift i den sydlige del af Det Døde Hav, Israel
stensaltkrystaller
Havsaltplantage i Dakar
Saltdynger i Uyuni Salt Flats, Bolivia

Ansøgning

I fødevareindustrien og madlavning

I fødevareindustrien og madlavningen anvendes natriumklorid, hvis renhed skal være mindst 97%. Det bruges som smagsstof og til konservering af fødevarer. Sådant natriumchlorid har handelsnavnet bordsalt , nogle gange bruges navnene mad, bordsalt også, såvel som specifikationen af navnet afhængigt af dets oprindelse - sten, hav og i henhold til sammensætningen af tilsætningsstoffer - iodiseret, fluoreret, osv. Et sådant salt er et krystallinsk bulkprodukt med en salt smag uden eftersmag, lugtfri (undtagen iodiseret salt), hvor fremmede urenheder, der ikke er relateret til saltekstraktionsmetoden, ikke er tilladt. Ud over natriumchlorid indeholder bordsalt en lille mængde calcium-, magnesium- og kaliumsalte, som gør det hygroskopisk og hårdt. Jo færre disse urenheder i saltet, desto højere kvalitet.

Der er sorter: ekstra, højeste, første og anden. Massefraktion af natriumchlorid i varianter, %:

ekstra - ikke mindre end 99,5;
den højeste - 98,2;
den første - 97,5;
den anden er 97,0.

Massefraktionen af fugt i det fordampede salt af den "ekstra" kvalitet er 0,1%, i den højeste kvalitet - 0,7%. Tilsætning af kaliumiodid (kaliumiodid), kaliumiodat, kalium og natriumfluorider er tilladt. Massefraktionen af jod skal være (40,0 ± 15,0) × 10 −4 %, fluor (25,0 ± 5,0) × 10 −3 %. Farven på ekstra og premium kvaliteter er hvid, dog er grå, gullige, lyserøde og blålige nuancer tilladt for første og anden kvalitet afhængigt af saltets oprindelse. Spiseligt bordsalt fremstilles malet og frøet. Efter kornstørrelsen opdeles malet salt i tal: 0, 1, 2, 3. Jo større tal, jo større saltkorn.

I madlavning indtages natriumchlorid som det vigtigste krydderi. Salt har en karakteristisk smag, uden hvilken mad virker fad for en person. Denne egenskab ved salt skyldes menneskets fysiologi. Men ofte indtager folk mere salt end nødvendigt for fysiologiske processer.

Natriumklorid har svage antiseptiske egenskaber - 10-15% saltindhold forhindrer væksten af forrådnende bakterier. Dette faktum bestemmer dets udbredte anvendelse som konserveringsmiddel.

I medicin

En isotonisk opløsning af natriumchlorid i vand (0,9%) bruges som et afgiftningsmiddel, for at korrigere tilstanden af kropssystemerne i tilfælde af dehydrering, som opløsningsmiddel for andre lægemidler. Hypertoniske opløsninger (10% opløsning) bruges som et hjælpe -osmotisk diuretikum til cerebralt ødem, til at øge trykket under blødning, under tilstande karakteriseret ved mangel på natrium- og klorioner, i tilfælde af forgiftning med sølvnitrat, til behandling af purulente sår (lokalt). I oftalmologien, som et lokalt middel, har natriumchloridopløsning en dekongestativ effekt [9] .

I offentlige forsyningsvirksomheder. Teknisk salt

Om vinteren bruges natriumklorid blandet med andre salte, sand eller ler - det såkaldte tekniske salt - som frostvæske mod is. I nogle lande drysses det på vejbanen og fortovene, selvom dette negativt påvirker lædersko og køretøjernes tekniske tilstand på grund af ætsende processer.

Regenerering af Na-kation-filtre

Na-kationitfiltre er meget udbredt i vandblødgøringsanlæg af alle kapaciteter inden for vandbehandling . Kationisk materiale i moderne vandbehandlingsanlæg er hovedsageligt glauconit , polymere ionbytterharpikser og sulfonerede kul. Sulfokationiske ionbytterharpikser er de mest almindelige.

Regenerering af Na-kationbytterfiltre udføres med en 6-10% natriumchloridopløsning, som følge heraf omdannes kationbytteren til Na-formen og regenereres. Reaktionerne går efter ligningerne:

{\mathsf {CaR_{2}+2NaCl\højrepil 2NaR+CaCl_{2))}

{\mathsf {MgR_{2}+2NaCl\rightarrow 2NaR+MgCl_{2))}

Kemisk industri

Salt danner sammen med kul, kalksten og svovl de "fire store" mineralprodukter, som er de vigtigste for den kemiske industri [10] . Soda, klor, saltsyre, natriumhydroxid, natriumsulfat og metallisk natrium opnås fra det. Derudover bruges salt også til industriel produktion af let vandopløseligt natriumchlorat, som er et ukrudtsmiddel [11] . Den overordnede reaktionsligning for elektrolyse af en varm opløsning af natriumchlorid [12] :

{\mathsf {NaCl+3H_{2}O\rightarrow NaClO_{3}+3H_{2))}

Fremstilling af klor og natriumhydroxid

I industrien opnås klor ved elektrolyse af en natriumchloridopløsning . Processer, der forekommer på elektroderne [13] [14] :

hydrogen frigives som et biprodukt ved katoden på grund af reduktionen af H + ioner dannet som følge af den elektrolytiske dissociation af vand:

{\mathsf {H_{2}O\rightleftarrows H^{+}+OH^{-}}}

{\mathsf {2H^{+}+2e^{-}\højrepil H_{2))}

da (på grund af den næsten fuldstændige elektrolytiske dissociation af NaCl) chlor i opløsning er i form af chloridioner, oxideres de ved anoden til frit klor i form af en gas:

{\mathsf {NaCl\rightarrow Na^{+}+Cl^{-}}}

{\mathsf {2Cl^{-}\rightarrow Cl_{2}+2e^{-}}}

overordnet reaktion:

{\mathsf {2NaCl+2H_{2}O\højrepil 2NaOH+Cl_{2}\!\uparrow +\ H_{2}\!\uparrow ))

Som det kan ses af den overordnede reaktionsligning, er et andet produkt natriumhydroxid. Elforbruget pr. 1 ton klor er cirka 2700 kWh. Det resulterende klor ved forhøjet tryk fortættes til en gul væske allerede ved normal temperatur [15] .

Hvis der ikke er nogen membran mellem anoden og katoden, begynder klor opløst i vand at reagere med natriumhydroxid og danner chlorid og natriumhypochlorit NaClO [14] :

{\mathsf {2NaOH+Cl_{2}\højrepil NaCl+NaOCl+H_{2}O))

Derfor bruges en mellemgulv til at opnå natriumhydroxid , og den tilsvarende metode til opnåelse af NaOH kaldes diafragma. Asbestpap bruges som membran . Under elektrolyse tilføres konstant en natriumchloridopløsning til anoderummet, og en opløsning af natriumchlorid og natriumhydroxid strømmer kontinuerligt ud af katoderummet. Under fordampningen af sidstnævnte krystalliserer chlorid, da dets opløselighed i 50% NaOH-opløsning er ekstremt lav (0,9%). Den resulterende NaOH-opløsning inddampes i jernbeholdere, hvorefter den tørre rest omsmeltes.

For at opnå ren natriumhydroxid (uden natriumchloridadditiver) anvendes kviksølvmetoden, hvor der anvendes en grafitanode og en kviksølvkatode. På grund af det faktum, at overspændingen af brintudvikling på kviksølv er meget stor, dukker natriumioner op igen på det, og der dannes natriumamalgam [14] [16] :

{\mathsf {Na^{+}+e^{-}\højrepil Na_{{(Hg))))))

Amalgamet nedbrydes senere med varmt vand til dannelse af natriumhydroxid og brint, og kviksølvet pumpes tilbage i elektrolysatoren:

{\mathsf {2Na_{(Hg)}+2H_{2}O\højrepil 2NaOH+H_{2}\!\uparrow ))

Den overordnede reaktion af processen er den samme som i tilfældet med diafragmametoden.

At opnå metallisk natrium

Natriummetal opnås ved elektrolyse af en natriumchloridsmelte. Følgende processer finder sted:

natrium frigives ved katoden:

{\mathsf {Na^{+}+e^{-}\højrepil Na}}

klor frigives ved anoden (som et biprodukt):

{\mathsf {2Cl^{-}\rightarrow Cl_{2}+2e^{-}}}

overordnet reaktion:

{\mathsf {2Na^{+}+2Cl^{-}\højrepil 2Na+Cl_{2))}

Cellebadet består af et stålhus med en foring , en grafitanode og en ringformet jernkatode. Mellem katoden og anoden er en mesh-membran. For at reducere smeltepunktet for NaCl (+800 °C) er elektrolytten ikke ren natriumchlorid, men dens blanding med calciumchlorid CaCl 2 (40:60) med et smeltepunkt på +580 °C. Metallisk natrium, som samler sig i den øverste del af katoderummet, indeholder op til 5 % calciumurenhed, men sidstnævnte er næsten fuldstændig adskilt over tid, da dets opløselighed i flydende natrium ved dets smeltepunkt (+371 K = 98 °C ) er kun 0,01 %. Med forbruget af NaCl tilsættes det konstant til badet. Elektricitetsomkostningerne er cirka 15 kWh pr. 1 kg natrium [17] .

Indhentning af saltsyre og natriumsulfat

Blandt de mange industrielle metoder til fremstilling af saltsyre, det vil sige en vandig opløsning af hydrogenchlorid (HCl), anvendes en udvekslingsreaktion mellem fast natriumchlorid og koncentreret svovlsyre:

{\mathsf {NaCl+H_{2}SO_{4}\ {\xrightarrow {t<110^{o}C}}\ NaHSO_{4}+HCl\uparrow }}

{\mathsf {NaCl+NaHSO_{4}\ {\xrightarrow {450-800^{o}C}}\ Na_{2}SO_{4}+HCl\uparrow }}

Den første reaktion sker i høj grad allerede under normale forhold, og ved svag opvarmning går det næsten til ende. Den anden forekommer kun ved høje temperaturer. Processen udføres i specielle mekaniserede ovne med høj effekt. Hydrogenchlorid , som frigives, afstøvs, afkøles og absorberes af vand til dannelse af saltsyre. Natriumsulfat Na 2 SO 4 [18] [19] dannes som et biprodukt .

Denne metode bruges også til at opnå hydrogenchlorid i laboratoriet.

Fysiske og fysisk-kemiske egenskaber

Smeltepunkt +800,8 °C, kogepunkt +1465 °C.

Det er moderat opløseligt i vand, opløseligheden er lidt afhængig af temperatur: opløseligheden af NaCl (i gram pr. 100 g vand) er 35,9 ved +21 °C og 38,1 ved +80 °C. Det reduceres betydeligt i nærvær af hydrogenchlorid, natriumhydroxid, chlorider af andre metaller. Opløses i flydende ammoniak, indgår i udvekslingsreaktioner [ specificer ] . Ren natriumchlorid er ikke hygroskopisk. Imidlertid er salt ofte forurenet med urenheder (hovedsageligt Ca 2+ , Mg 2+ og SO2−4
_), og sådant salt bliver fugtigt i luften [20] . NaCl · 2H 2 O krystallinsk hydrat kan isoleres ved temperaturer under +0,15 °C [21] .

En blanding af knust is med fint natriumchloridpulver er et effektivt kølemiddel. Så når man blander 30 g NaCl og 100 g is, afkøles blandingen til en temperatur på -20 °C. Dette skyldes, at en vandig opløsning af salt fryser ved temperaturer under 0 °C. Is, som har en temperatur på omkring 0 ° C, smelter i en sådan opløsning og absorberer varmen fra miljøet.

Termodynamiske egenskaber
∆ f H 0 g	−181,42 kJ/mol
∆ f H 0 l	-385,92 kJ/mol
∆ f H 0 s	−411,12 kJ/mol
ΔfH0 aq _ _ _	-407 kJ/mol
S 0 g, 1 bar	229,79 J/(mol K)
S 0 l, 1 bar	95,06 J/(mol K)
S 0 s	72,11 J/(mol K)

Dielektrisk konstant for NaCl - 6,3

Densitet og koncentration af vandige NaCl-opløsninger

Koncentration, %	Koncentration, g/l	Densitet, g/ml
en	10.05	1.005
2	20.25	1,012
fire	41,07	1,027
6	62,47	1,041
otte	84,47	1.056
ti	107,1	1,071
12	130,2	1,086
fjorten	154,1	1,101
16	178,5	1,116
atten	203,7	1,132
tyve	229,5	1,148
22	256	1,164
24	283,2	1.18
26	311,2	1,197

Biologisk funktion

En person indtager årligt i gennemsnit omkring 5 kg natriumchlorid [22] . I en voksens krop er der i gennemsnit 5 liter blod, som også indeholder 0,9 % salt. Sammen med urin fjerner en person omkring 15 gram NaCl dagligt. Menneskelig sved indeholder også omkring 0,5 % NaCl, og derfor anbefales det, i tilfælde af øget svedtendens, at drikke sprudlende vand, der også indeholder 0,5 % NaCl [2] .

Det fysiologisk rimelige daglige saltindtag i et tempereret klima for en person med gennemsnitsvægt i en alder af 30 er 4-6 gram salt, men i mange lande er det traditionelt meget højere - omkring 10-20 gram og i varme klimaer på grund af øget svedtendens - op til 25-30 gram. Ved ekstrem stress på kroppen kan det daglige behov for salt nå op på 100-150 gram. Salt er en regulator af osmotisk tryk , vandmetabolisme, fremmer dannelsen af saltsyre i mavesaft , aktiverer aktiviteten af enzymer. Men overdreven saltindtag fører til forhøjet blodtryk, nyre- og hjertesygdomme. Manglen på salt i kroppen forårsager ødelæggelse af knogle- og muskelvæv. Det kan forårsage depression, nervøse lidelser, forringelse af fordøjelsen og kardiovaskulær aktivitet, glatte muskelspasmer, osteoporose, anoreksi. I tilfælde af kronisk mangel på natriumchlorid er et dødeligt udfald muligt. Husdyr (køer, får, heste, geder) har også brug for salt. Manglen på natriumchlorid i kroppen af et ungt dyr forårsager en forsinkelse i vækst og vægtøgning, og hos en voksen - sløvhed, appetitløshed, reduceret mælkeydelse og delvist vægttab. Da plantens foder og blade indeholder lidt salt, tilsættes det på moderne gårde til sammensætningen af foder og desuden også beriget med vitaminer og mineraler, der er nødvendige for husdyrs sundhed.

Laboratorieforberedelse og kemiske egenskaber

Når koncentreret svovlsyre virker på fast natriumchlorid, frigives hydrogenchlorid:

{\mathsf {NaCl+H_{2}SO_{4}\xrightarrow {t>110^{o}C} NaHSO_{4}+HCl\uparrow ))

Med en opløsning af sølvnitrat danner det et hvidt bundfald af sølvchlorid (kvalitativ reaktion for chloridion):

{\mathsf {NaCl+AgNO_{3}\rightarrow NaNO_{3}+AgCl\downarrow }}

Når det blandes med kobbersulfat i opløsning, opnås natriumtetrachlorkuprat , mens den blå opløsning bliver grøn på grund af overvægten af den hydrerede ion [23] : ${\ce {[CuCl4(H2O)2]^2-}}$

{\displaystyle {\mathsf {CuSO_{4}+4NaCl\rightleftarrows Na_{2}[CuCl_{4}]+Na_{2}SO_{4))))

I betragtning af de enorme naturlige reserver af natriumchlorid er der ikke behov for dets industrielle eller laboratoriesyntese. Det kan dog opnås ved forskellige kemiske metoder som hoved- eller biprodukt.

opnåelse af simple stoffer af natrium og klor er en eksoterm reaktion [24] :

{\mathsf {2Na+Cl_{2}\rightarrow 2NaCl+410\ kJ/mol))

neutralisering af natriumhydroxidalkali med saltsyre [25] :

{\mathsf {NaOH+HCl\rightarrow NaCl+H_{2}O))

Da natriumchlorid i vandig opløsning er næsten fuldstændigt dissocieret til ioner:

{\mathsf {NaCl\rightarrow Na^{+}+Cl^{-}}}

Dets kemiske egenskaber i vandig opløsning bestemmes af de tilsvarende kemiske egenskaber af natriumkationer og chloridanioner.

Struktur

Natriumchlorid danner farveløse kubiske krystaller , rumgruppe F m 3 m, celleparametre a = 0,563874 nm , d = 2,17 g/cm 3 . Hver af Cl − ionerne er omgivet af seks Na + ioner i en oktaedrisk konfiguration og omvendt. Hvis vi mentalt kasserer for eksempel Na + ioner , så forbliver en tætpakket kubisk struktur af Cl − ioner , kaldet det ansigtscentrerede kubiske gitter. Na + ioner danner også et tæt pakket kubisk gitter. Krystallen består således af to undergitter, der er forskudt i forhold til hinanden med en halv-cyklus. Det samme gitter er karakteristisk for mange andre mineraler .

I krystalgitteret mellem atomer dominerer den ioniske kemiske binding , hvilket er en konsekvens af virkningen af den elektrostatiske vekselvirkning af modsat ladede ioner.

Se også

Bordsalt - krydderi og fødevaretilsætning
halit er et mineral

Noter

↑ Natriumchlorid på National Institute of Standards and Technologys hjemmeside
↑ 1 2 Nekrasov_T2, 1973 , s. 218.
↑ Pythagoras. Gylden kanon. Esoteriske figurer. - M . : Eksmo Forlag, 2003. - 448 s. (Visdommens Antologi).
↑ 1 2 3 4 Lille bjergencyklopædi . I 3 bind = Lille håndleksikon / (På ukrainsk). Ed. V.S. Beletsky . - Donetsk: Donbass, 2004. - ISBN 966-7804-14-3 .
↑ UNIAN: Havsalt til hudens skønhed og sundhed
↑ Russisk lovgivning i X-XX århundreder. Lovgivningen i det gamle Rusland'. T. 1. M. , 1984. S. 224-225.
↑ Oversat fra det pommerske "tal" betyder ordet chren (tsren) en firkantet kasse smedet af pladejern, og salga er en kedel, hvori salt blev kogt. En mave i Hvidehavets saltpander blev kaldt en pose salt i to fjerdedele, det vil sige med en volumen på omkring 52 liter.
↑ Salt ( PDF ) , US Geological Survey på Mineral Resources Programs hjemmeside
↑ Encyclopedia of health (utilgængeligt link) . Hentet 17. oktober 2011. Arkiveret fra originalen 23. oktober 2007. (ubestemt)
↑ Online encyklopædi rundt om i verden. Natrium (utilgængeligt link - historie )
↑ Nekrasov_T1, 1973 , s. 261.
↑ Syntese af natriumchlorat
↑ Nekrasov_T1, 1973 , s. 249.
↑ 1 2 3 Glinka M. L. Generel kemi (lærebog), udg. 2. udg., revideret. og add., K . : Higher School , 1982. - S. 608
↑ Nekrasov_T1, 1973 , s. 254.
↑ Nekrasov_T2, 1973 , s. 231.
↑ Nekrasov_T2, 1973 , s. 219.
↑ Nekrasov_T1, 1973 , s. 250.
↑ Nekrasov_T1, 1973 , s. 227.
↑ Nekrasov_T2, 1973 , s. 215.
↑ Nekrasov_T2, 1973 , s. 234.
↑ Nekrasov_T2, 1973 , s. 211.
↑ CuSO4 + NaCl = Na2[CuCl4 + Na2SO4 | Kobber(II)sulfat reagerer med natriumchlorid] . chemiday.com. Hentet: 2. januar 2020. (ubestemt)
↑ Nekrasov_T2, 1973 , s. 255.
↑ Nekrasov_T1, 1973 , s. 191.

Litteratur

Klevtsov P. V., Lemmlein G. G. Korrektioner for tryk til temperaturerne ved homogenisering af vandige NaCl-opløsninger // Doklady AN SSSR. 1959. V. 128. Nr. 6. S. 1250-1253.
Nekrasov BV Fundamentals of General Chemistry . - M .: Kemi , 1973. - T. 1. - 656 s.
Nekrasov BV Fundamentals of General Chemistry . - M .: Kemi , 1973. - T. 2. - 688 s.

Links

Ordbøger og encyklopædier	Flot dansk Fantastisk catalansk Fantastisk norsk Stor russer Brockhaus og Efron
I bibliografiske kataloger	GND : 4352912-4 NKC : ph189249 , ph189251

Natriumforbindelser

uorganisk

Halogenider	Natriumfluorid (NaF) Natriumchlorid (NaCl) Natriumbromid (NaBr) Natriumiodid (NaI) Natriumastatid (NaAt)
Chalcogenider	Natriumsuperoxid (NaO 2 ) Natriumoxid ( Na2O ) Natriumperoxid (Na 2 O 2 ) Natriumhydroxid (NaOH) Natriumdeuteroxid (NaOD) Natriumsulfid ( Na2S ) Natriumhydrosulfid (NaSH) Natriumselenid ( Na2Se ) Natriumhydroselenid (NaSeH) Natriumtellurid ( Na2Te ) Natriumpolonid ( Na2Po )
Pnictogens	Natriumnitrid (Na 3 N) Natriumazid ( NaN3 ) Natriumamid ( NaNH2 ) Natriumphosphid ( Na3P ) Trinatriumarsenid ( Na3As )
Oxohalogenid	Natriumhydrosulfit (NaClO) Natriumchlorit (NaClO 2 ) Natriumchlorat (NaClO 3 ) Natriumperchlorat (NaClO 4 ) Natriumhypobromit (NaBrO) Natriumbromid (NaBrO 2 ) Natriumbromat (NaBrO 3 ) Natriumperbromat (NaBrO 4 ) Natriumiodat (NaIO 3 ) Natriumperjodat (NaIO 4 )
oxychalcogenid	Natriumhydrosulfit (NaHSO 3 ) Natriumhydrogensulfat (NaHSO 4 ) Natriumsulfat (Na 2 SO 4 ) Natriumthiosulfat (Na 2 S 2 O 3 ) Natriumpyrosulfat (Na 2 S 2 O 7 ) Natriumperoxodisulfat (Na 2 S 2 O 8 ) Natriumsulfit (Na 2 SO 3 ) Natriumdithionit (Na 2 S 2 O 4 ) Natriumpyrosulfit (Na 2 S 2 O 5 ) Natriumdithionat (Na 2 S 2 O 6 ) Natriumselenit (Na 2 SeO 3 ) Natriumselenat (Na 2 SeO 4 ) Natriumtellurit (Na 2 TeO 3 )
Oxypniktogenid	Natriumnitrit (NaNO 2 ) Natriumnitrat (NaNO 3 ) Natriumhyponitrit (Na 2 N 2 O 2 ) Natriumdihydrogenphosphat (NaH 2 PO 4 ) Natriumhypophosphit (NaPO 2 H 2 ) Natriummonofluorphosphat (Na 2 PO 3 F) Natriumorthophosphat (Na 3 PO 4 ) Natriumtrifosfat (Na 5 P 3 O 10 ) Natriumpyrophosphat (Na 4 P 2 O 7 ) Natriumarsenat (Na 3 AsO 4 ) Natriumhydrogenarsenat (Na 2 HAsO 4 ) Natriumdihydroarsenat (NaH 2 AsO 4 ) Natriumantimonat (NaSbO 3 )
Andet	Natriumtetrahydridoaluminat (NaAlH 4 ) Natriumaluminat (FaAlO 2 ) Natriumaluminiumsulfat (NaAl(SO 4 ) 2 Natriumborhydrid (NaBH 4 ) Natriumcyanoborhydrid (NaBH 3 (CN)) Natriummetaborat (NaBO 2 ) Natriummetabismuthat (NaBiO 3 ) Natriumcyanid (NaCN) NaCNO Natriumhydrid (NaH) Natriumbicarbonat (NaHCO 3 ) [[NaHXeO 4 ]] Natriumpermanganat (NaMnO 4 ) Natriumcyanat (NaOCN) Natriumperrhenat (NaReO 4 )) Natriumthiocyanat (NaSCN) [[NaTcO 4 ]] Natriummetavanadat (NaVO 3 ) Natriumcarbonat (Na 2 CO 3 ) Natriumoxalat (Na 2 C 2 O 4 ) Natriumchromat (Na 2 CrO 4 ) Natriumdichromat (Na 2 Cr 2 O 7 ) Natriummetagermanat (Na 2 GeO 3 ) [[Na 2 He]] Natriummanganat (Na 2 MnO 4 ) Natriummolybdat (Na 2 MoO 4 ) [ [ Na2S4O6 ] ] _ _ [ [ Na2SiO3 ] ] Natriumwolframat (Na 2 WO 4 ) Natriumtetrahydroxozincat (II) (Na 2 Zn (OH) 4 ) Natriumorthovanadat (Na 3 VO 4 ) Natriumhexacyanoferrat(II) (Na 4 Fe(CN) 6 ) Natriumorthosilicat (Na 4 SiO 4 ) Natriumtetrachlorpalladat(II) (Na 2 PdCl 4 )

økologisk

Natriumacetat (NaCH 3 COO))
Natriumbenzoat (NaC 6 H 5 CO 2 )
Natriumsalicylat (NaC 6 H 4 (OH) CO 2 )
[ [ NaC10H8 ] ]
[ [ C6H16AlNaO4 ] ] _ _
[ [ NaC6H7O6 ] ] _ _
Mononatriumglutamat (C 5 H 8 NO 4 Na)
Maitotoksin ( C164H256O68S2Na2 ) _ _ _ _ _ _ _ _

Kemiske formler

Plasmaerstatnings- og perfusionsopløsninger - ATC-kode: B05

Blodprodukter

B05AA Plasmaerstatninger og plasmaproteinfraktioner	Albumin ( B05AA01 ) Fluorcarbon-bloderstatninger ( B05AA03 ) Dextran ( B05AA05 ) Gelatinepræparater ( B05AA06 ) _ Hydroxyethylstivelse ( B05AA07 ) Hæmoglobinglutamer (kvæg) ( B05AA10 )

Opløsninger til intravenøs administration

B05BA Løsninger til parenteral ernæring	Aminosyrer ( B05BA01 ) Fedtemulsioner ( B05BA02 ) Kulhydrater ( B05BA03 ) Proteinhydrolysater ( B05BA04 ) _ Kombinationspræparater til parenteral ernæring ( B05BA10 )
B05BB Løsninger, der påvirker vand-elektrolytbalancen	Elektrolytter ( B05BB01 ) Elektrolytter kombineret med kulhydrater ( B05BB02 ) Trometamol ( B05BB03 )
B05BC Osmodiuretika	Mannitol ( B05BC01 )

Vandingsløsninger

B05CB Saltvandsopløsninger	Natriumchlorid ( B05CB01 ) Natriumbicarbonat ( B05CB04 )
B05CX Andre vandingsløsninger	Dextrose ( B05CX01 )

Løsninger til peritonealdialyse

B05DA Isotoniske løsninger	Icodextrin ( B05DA )
B05DB hypertoniske opløsninger	Natriumchlorid ( B05DB )

Additiver til IV opløsninger

B05XA Elektrolytløsninger _	Kaliumchlorid ( B05XA01 ) Magnesiumsulfat ( B05XA05 ) Calciumchlorid ( B05XA07 ) Kardioplegiske løsninger ( B05XA16 ) Elektrolytter i kombination med andre lægemidler ( B05XA31 )
B05XB Aminosyrer	Alanyl glutamin ( B05XB02 )

Hæmodialysater og hæmofiltrater

B05ZA Hæmodialysater (koncentrater)	Solcoseryl ( B05ZA )