Бертолетова сіль

Матеріал з Вікіпедії — вільної енциклопедії.
Перейти до: навігація, пошук
Хлорат Калію
Potassium-chlorate-composition.png
The structure of the ions in potassium chlorate
Potassium-chlorate-crystal-3D-vdW.png
The crystal structure of potassium chlorate
Potassium chlorate-substance.jpg
Potassium chlorate crystals
Інші назви Калію хлорат(V), Калій хлорнуватокислий, Бертолетова сіль
Ідентифікатори
Номер CAS 3811-04-9
PubChem 6426889
Номер EINECS 223-289-7
RTECS FO0350000
SMILES
InChI
Властивості
Молекулярна формула KClO3
Молярна маса 122.5495 г/моль
Зовнішній вигляд Білий кристалічний порошок
Густина 2.34 г/см3
Тпл 356 °C
Ткип 400 °C розкл.
Розчинність (вода) 3.3 г/100 мл (0 °C)
7.3 г/100 мл (20 °C)
8.61 г/100 мл: (25 °C)
13.9 г/100 мл (40 °C)
23.8 г/100 мл (60 °C)
37.5 г/100 мл (80 °C)
57 г/100 мл (100 °C) [1]
Розчинність слабко розчинний у гліцерині (1 г/100 г (20 °C))
розчинний в ацетоні, рідкому аміаку (2.52 г/100 г (0 °C))[2]
Показник заломлення (nD) 1.40835
Структура
Кристалічна структура моноклінна. При 257 °C переходить у ромбічну.[3]
Термохімія
Ст. ентальпія
утворення
ΔfHo298
−391 кДж•моль−1[4]
Ст. ентропія So298 143 Дж•моль−1•K−1[4]
Небезпеки
ЛД50 1870 мг/кг (криси, перорально)
MSDS ICSC 0548
Індекс ЄС 017-004-00-3
Класифікація ЄС Окисник O Шкідливо Xn
Небезпечно для навколишнього середовища N
R-фрази Шаблон:R9, R22

, Шаблон:R51/53

S-фрази S2, S13, S16, Шаблон:S27, S61
NFPA 704
NFPA 704.svg
0
2
3
OX
Температура спалаху 400 °C
Пов'язані речовини
Інші аніони Бромат Калію
Йодат Калію
Інші катіони Хлорат Амонію
Хлорат Натрію
Хлорат Барію
Пов'язані речовини Хлорид Калію
Гіпохлорит Натрію
Хлорит Калію
Перхлорат Калію
Якщо не зазначено інше, дані приведені для речовин у стандартному стані (за 25 °C, 100 кПа)
Інструкція з використання шаблону
Примітки картки

Хлора́т ка́ліюБертолетова сіль», «Ка́лій триоксохлора́т») — KClO3, калієва сіль хлоратної кислоти (HClO3).

Історія[ред.ред. код]

Вперше отримано Клодом Бертолле 1786 року при пропусканні хлору через гарячий концентрований розчин калій гідроксиду:

6KOH + 3Cl2 = KClO3 + 5KCl + 3H2O

Сучасний спосіб одержання калій хлорату в лабораторії мало відрізняється від винайденого К. Бертолле: газоподібний хлор пропускають крізь нагрітий до 70-80оС концентрований (приблизно 32% мас.) розчин калій гідроксиду під тягою.[5]

Одержання[ред.ред. код]

Промислове одержання калій хлорату відбувається через стадію диспропорціювання гіпохлоритів, які в свою чергу одержують взаємодією хлору з розчинами лугів:

Cl2 + 2OH \to ClO- + Cl + H2O
3ClO \to ClO-3 + 2Cl

Технологічне оформлення процесу може бути різним. Один із способів полягає у переробці одного з найпоширеніших продуктів даної галузі промисловості — кальцій гіпохлориту, що входить до складу хлорного вапна. При нагріванні кальцій гіпохлорит диспропорціонує з утворенням кальцій хлорату:

3Ca(ClO)2 = Ca(ClO3)2 + 2CaCl2

Далі бертолетову сіль одержують проведенням реакції обміну між кальцій хлоратом і калій хлоридом, внаслідок якої калій хлорат, як найменш розчинна сіль у системі, випадає в осад:

Ca(ClO3)2 + 2KCl = CaCl2 + 2KClO3

Юстус фон Лібіх запропонував спосіб, який полягає у пропусканні газоподібного хлору крізь нагріту суспензію кальцій гідроксиду з подальшим додаванням розчину калій хлориду для осадження бертолетової солі.[6]

Також хлорат калію отримують модифікованим методом Бертолле — електролізом гарячого концентрованого розчину хлориду калію без діафрагми. Процес проводять при температурах 40 —50 °C на графітових анодах і сталевих катодах.[7] Хлор, що утворюється при електролізі на аноді, вступає у взаємодію «in situ» («на місці», у момент виділення, «in statu nascendi») з гідроксидом калію з утворенням гіпохлориту калію, що далі диспропорціонує на калій хлорат і вихідний калій хлорид. Даний процес можна описати такими рівняннями.

На катоді: 2H2O + 2e- = H2 + 2OH-
На аноді: 2Cl- - 2e- = Cl2
В розчині: 1) Cl2 + 2OH- = ClO- + Cl- + H2O
2) 3ClO- = ClO-3 + 2Cl-

Також на аноді може протікати електрохімічний процес утворення хлорату:

12ClO- + 12OH- - 12e- = 4ClO-3 + 8Cl- + 6H2O + 3O2

Серед побічних процесів, що протікають на електродах і зменшують практичний вихід хлорату слід назвати перетворення молекул води або гідроксид-йонів на аноді з утворенням кисню, окиснення на аноді хлорату у перхлорат (ClO-3 + H2O - 2e- = ClO-4 + 2H+) та відновлення хлорат-йонів на катоді (ClO-3 + 3H2O + 6e- = Cl- + 6OH-). Вплив побічних процесів зменшують регулюючи температурний режим процесу та рН електроліту, силу та густину електричного струму, а також підбором матеріалів, з яких виробляють електроди. Для зменшення долі відновлення хлорат-йонів на катоді, до складу електроліту вводять калій дихромат, який вступаючи у окисно-відновні взаємодії, створює на катоді плівку сполук хрому, яка перешкоджає доступу хлорат-йонів до поверхні катоду.[8]

Хімічні властивості[ред.ред. код]

При температурі ~ 400 °C розкладається з виділенням кисню з проміжним утворенням калій перхлорату:

4KClO3 = 3KClO4 + KCl (400 °C);
KClO4 = KCl + 2O2↑ (550–620 °C)

У присутності каталізаторів (MnO2, Fe2O3, CuO та ін., температура розкладання значно знижується (до ~ 150-200 °C).

2KClO3 = 2KCl + 3O2 (150–300 °C, кат. MnO2).

Вважається, що процес при цьому відбувається через такі стадії:

2KClO3 + 6MnO2 \to 2KCl + 6MnO3 \to 2KCl + 6MnO2 + 3O2

Маса каталізатору становить від 5 до 100% від маси бертолетової солі взятої для досліду.[9]

У кристалічному стані бертолетова сіль проявляє властивості сильного окисника:

KClO3 + 6HCl(конц.) = KCl + 3Cl2 + 3H2O
2KClO3 + 3S = 2KCl + 3SO2 (вище 130 °C)
10KClO3 + 12P(червоний) = 10KCl + 3P4O10 (вище 250 °C або при ударі і терті)[10]

Розплавлений калій хлорат енергійно підтримує горіння. Надзвичайно сильні окисні властивості бертолетової солі у розплавленому стані доводить реакція перетворення Ферум (ІІІ) оксиду у ферат — до розплавленої суміші калій гідроксиду і калій хлорату додають порошок ферум(ІІІ) оксиду, при цьому з'являється червоно-фіолетове забарвлення ферату:

Fe2O3 + KClO3 + 4KOH = 2K2FeO4 + KCl + 2H2O

Концентрованими сильними кислотами розкладається (диспропорціонує):

3KClO3 + 2H2SO4(конц.) = 2KHSO4 + 2ClO2 + KClO4 + H2O[11]

На відміну від хлоратної кислоти водні розчини калій хлорату не проявляють сильних окисних властивостей, особливо у нейтральному і лужному середовищах.

Застосування[ред.ред. код]

Вибухові речовини[ред.ред. код]

Суміші хлорату калію з відновниками (фосфором, сіркою, органічними сполуками) є вибуховими і чутливі до тертя та ударів, чутливість підвищується у присутності броматів і солей амонію. Суміш червоного фосфору і бертолетової солі називається «суміш Армстронга» і застосовується у виробництві пістонів і хлопавок.[12]

Через високу чутливість сумішей інших речовин з бертолетовою сіллю до удару і тертя, вона практично не застосовуються для виробництва промислових і військових вибухових речовин. Відкриття Клодом Бертолле калій хлорату відбулось у часи, коли попит на селітру, як один із основних компонентів чорного пороху, був великим і ще зріс у зв'язку з початком буржуазної революції у Франції. Бертолле і Лавуазьє спробували замінити селітру на калій хлорат при виготовленні пороху. Перші випробування були проведені у Ессоні в 1788 році і призвели до загибелі 5 осіб. Ледве врятувався і сам Лавуазьє. Подальші дослідження особливих успіхів також не принесли.[13] Хоча рецептура виготовлення пороху з калій хлоратом в якості одного з компонентів існує, але властивості цього пороху такі, що не дозволяють застосовувати його у великих масштабах.(порох Бертолле)

Іноді використовується в піротехніці в якості окисника та джерела хлору для сумішей, що горять кольоровим полум'ям (наприклад, сигнальних ракет). Входить до складу сірникової голівки (до 50% за масою), і вкрай рідко використовується як ініціатор вибухових речовин (хлоратний порох — «сосіс», вогнепровідний шнур, також входив у склад підпалюючої суміші ручних гранат вермахту).

В медицині[ред.ред. код]

Деякий час розчини хлорату калію застосовувалися як слабкий антисептик, та як зовнішній лікарський засіб для полоскання горла.[14]

Для одержання кисню[ред.ред. код]

Певний час бертолетову сіль застосовували для лабораторного одержання чистого кисню, але внаслідок високої небезпеки її перестали застосовувати. При нагріванні до 400 °C одержували чистий кисень, але суміш нерідко вибухала. А при каталітичному розкладанні бертолетової солі, утворений кисень міг бути забрудненим хлор діоксидом (до 3% за об'ємом).[15]

Хлоркаль Уголь.gif

Для отримання хлор діоксиду[ред.ред. код]

Реакція відновлення калій хлорату щавелевою кислотою при додаванні сульфатної кислоти використовується для отримання хлор діоксиду в лабораторних умовах.[16]

Цікаві факти[ред.ред. код]

Згоряння суміші бертолетової солі з алюмінієвою пудрою супроводжується яскравим спалахом. Значну частину світла такого спалаху становлять ультрафіолетові промені з довжиною хвилі близько 200 нм.[17]

Вибухонебезпечність калій хлорату була відкрита самим Бертолле випадково і ледь не коштувала йому життя. Він розтирав у ступці порцію калій хлорату, а на стінках були залишки сірки, яку він розтирав до цього. Відбувся вибух — товкачик вирвало з рук Бертолле і він ледве не втрапив у голову вченого.

Сленгова назва калій хлорату серед хіміків та піротехніків-любителів — «берта» — є скороченням від тривіальної назви «бертолетова сіль».

Примітки[ред.ред. код]

  1. Solubility table [1]
  2. База данных физико-химических свойств и синтезов веществ [2]
  3. База данных физико-химических свойств и синтезов веществ [3]
  4. а б Zumdahl, Steven S. (2009). Chemical Principles 6th Ed. Houghton Mifflin Company. с. A22. ISBN 0-618-94690-X. 
  5. Рипан, Р. Руководство к практическим работам по неорганической химии (неметаллы): руководство / Р. Рипан, И. Четяну; пер. А. П. Исадченко; ред. В. И. Спицын. — М. : Мир, 1965. — 564 с.
  6. Гринвуд Н. Химия элементов : в 2 томах / Н. Гринвуд, А. Эрншо; пер. с англ. В. А. Михайлова [и др.]. — Москва : Бином. Лаб. знаний, 2008. — Т. 2. — 2008. — 670 с. — ISBN ISBN 978-5-94774-374-6
  7. Барков С. А. Галогены и подгруппа марганца. Элементы VII группы периодической системы Д. И. Менделеева : пособие для учащихся / С. А. Барков. - М. : Просвещение, 1976. - 112 с.
  8. http://www.pirotek.info/Chemicals/chlorandperchlor.htm
  9. Рипан, Р. Руководство к практическим работам по неорганической химии (неметаллы) : руководство / Р. Рипан, И. Четяну; пер. А. П. Исадченко; ред. В. И. Спицын. — М. : Мир, 1965. — 564 с.
  10. Лидин Р. А. Химические свойства неорганических веществ : [Учеб. пособие для вузов по направлению «Химия» и специальности «Неорган. химия»] / Р. А. Лидин, В. А. Молочко, Л. Л. Андреева; Под ред. Р. А. Лидина. — 2-е изд., испр. — М. : Химия : Междунар. акад. изд. компания «Наука», 1997. — 479,[1] с.- ISBN 5-7245-1102-9
  11. Лидин Р. А. Химические свойства неорганических веществ : [Учеб. пособие для вузов по направлению «Химия» и специальности «Неорган. химия»] / Р. А. Лидин, В. А. Молочко, Л. Л. Андреева; Под ред. Р. А. Лидина. — 2-е изд., испр. — М. : Химия : Междунар. акад. изд. компания «Наука», 1997. — 479,[1] с.- ISBN 5-7245-1102-9
  12. Журнал «Химия и химики» 2013'1 [4]
  13. Манолов К. Р. Великие химики : В 2-х т. / К. Манолов ; Перевод с болг. К. Манолова, С. Тасева; Под ред. [и с предисл.] Н. М. Раскина, В. М. Тютюнника. - 3-е изд., испр. и доп. - М. : Мир, 1985. - Т. 1. - М. : Мир, 1985. - 468 с.
  14. Реми Г. Курс неорганической химии. Том 1. — М.: Издательство иностранной литературы, 1963.- 921 с.
  15. Гринвуд Н. Химия элементов : в 2 томах / Н. Гринвуд, А. Эрншо; пер. с англ. В. А. Михайлова [и др.]. — Москва : Бином. Лаб. знаний, 2008. — Т. 1. — 2008. — 607 с. — ISBN 978-5-94774-373-9
  16. Рипан, Р. Руководство к практическим работам по неорганической химии (неметаллы) : руководство / Р. Рипан, И. Четяну; пер. А. П. Исадченко; ред. В. И. Спицын. — М. : Мир, 1965. — 564 с.
  17. Рипан, Р. Руководство к практическим работам по неорганической химии (неметаллы) : руководство / Р. Рипан, И. Четяну; пер. А. П. Исадченко; ред. В. И. Спицын. — М. : Мир, 1965. — 564 с.

Джерела[ред.ред. код]

  1. Барков С. А. Галогены и подгруппа марганца. Элементы VII группы периодической системы Д. И. Менделеева : пособие для учащихся / С. А. Барков. - М. : Просвещение, 1976. - 112 с. (рос.)
  2. Гринвуд Н. Химия элементов : в 2 томах / Н. Гринвуд, А. Эрншо; пер. с англ. В. А. Михайлова [и др.]. — Москва : Бином. Лаб. знаний, 2008. — Т. 1. — 2008. — 607 с. — ISBN 978-5-94774-373-9 (рос.)
  3. Гринвуд Н. Химия элементов : в 2 томах / Н. Гринвуд, А. Эрншо; пер. с англ. В. А. Михайлова [и др.]. — Москва : Бином. Лаб. знаний, 2008. — Т. 2. — 2008. — 670 с. — ISBN ISBN 978-5-94774-374-6 (рос.)
  4. Лидин Р. А. Химические свойства неорганических веществ : [Учеб. пособие для вузов по направлению «Химия» и специальности «Неорган. химия»] / Р. А. Лидин, В. А. Молочко, Л. Л. Андреева; Под ред. Р. А. Лидина. — 2-е изд., испр. — М. : Химия : Междунар. акад. изд. компания «Наука», 1997. — 479,[1] с.- ISBN 5-7245-1102-9(рос.)
  5. Манолов К. Р. Великие химики : В 2-х т. / К. Манолов ; Перевод с болг. К. Манолова, С. Тасева; Под ред. [и с предисл.] Н. М. Раскина, В. М. Тютюнника. - 3-е изд., испр. и доп. - М. : Мир, 1985. - Т. 1. - М. : Мир, 1985. - 468 с.(рос.)
  6. Реми Г. Курс неорганической химии. Том 1. — М.: Издательство иностранной литературы, 1963.- 921 с.(рос.)
  7. Рипан, Р. Руководство к практическим работам по неорганической химии (неметаллы) : руководство / Р. Рипан, И. Четяну; пер. А. П. Исадченко; ред. В. И. Спицын. — М. : Мир, 1965. — 564 с.(рос.)

Посилання[ред.ред. код]

Реторта Це незавершена стаття з хімії.
Ви можете допомогти проекту, виправивши або дописавши її.