Как получить из kcl hcl: KCl -> HCl уравнение реакции

Хлорид калия: способы получения и химические свойства

 

Хлорид калия KCl — соль щелочного металла калия и хлороводородной кислоты. Белое вещество, плавится и кипит без разложения. Умеренно растворяется в воде. 

Относительная молекулярная масса Mr = 74,55; относительная плотность для тв. и ж. состояния d = 1, 984; tпл = 770º C; tкип = 1430º C;

 

 

1. Хлорид калия можно получить путем взаимодействия калия и разбавленной хлороводородной кислоты, образуются хлорид калия и газ водород:

 

2K + 2HCl = 2KCl + H2↑.

 

2. При комнатной температуре, в результате взаимодействия калия и хлора, образуется хлорид калия:

 

2K + Cl2 = 2KCl

 

3. Концентрированный раствор гидроксида калия реагирует с концентрированным раствором хлорида аммония при кипении. При этом образуются хлорид калия, газ аммиак и вода:

 

KOH + NH4Cl = KCl + NH3↑ + H2O

 

4. Разбавленная хлороводородная кислота реагирует с гидроксидом калия. Взаимодействие хлороводородной кислоты с гидроксидом калия приводит к образованию хлорида калия и воды:

 

KOH + HCl = KCl + H2O

 

5. В результате взаимодействия сульфата калия и хлорида бария образуется сульфат бария и хлорид калия:

 

K2SO4 + BaCl2 = BaSO4↓ + 2KCl

 

6. Карбонат калия взаимодействует с разбавленной соляной кислотой, образуя хлорид калия, углекислый газ и воду:

 

K2CO3 + 2HCl = 2KCl + CO2↑ + H2O

 

 

Качественная реакция на хлорид калия — взаимодействие его с нитратом серебра, в результате реакции происходит образование белого творожного осадка:

1. При взаимодействии с нитратом серебра, хлорид калия образует нитрат калия и осадок хлорид серебра:

 

KCl + AgNO3 = KNO3 + AgCl↓

1. Хлорид калия вступает в реакцию со многими сложными веществами:

1.1. Хлорид калия взаимодействует с кислотами:

Хлорид калия в твердом состоянии при кипении реагирует с концентрированной серной кислотой с образованием сульфата калия и газа хлороводорода:

 

2KCl + H2SO4 = K2SO4 + HCl↑,

 

1. 2. Хлорид калия способен вступать в реакцию с многими солями:

1.2.1. Твердый хлорид калия реагирует с концентрированной и горячей серной кислотой и твердым перманганатом калия. Взаимодействие хлорида калия с перманганатом калия и серной кислотой приводит к образованию сульфата марганца, сульфата калия, газа хлора и воды:

 

10KCl + 8H2SO4 + 2KMnO4 = 5Cl2↑ + 2MnSO4 + 6K2SO4 + 8H2O

 

1.2.2.  Хлорид калия взаимодействует с гидросульфатом калия при температуре 450–700º C. При этом образуются сульфат калия и хлороводородная кислота:

 

KCl + KHSO4 = K2SO4 + HCl

 

1. 2.3. При взаимодействии концентрированного раствора хлорида калия и насыщенного перхлората натрия выделяются перхлорат калия и хлорид натрия:

 

KCl + NaClO4 = KClO4↓ + NaCl 

Понравилось это:

Нравится Загрузка…

Получение хлора и щелочи методом электролиза

Методом электролиза солевого раствора (раствор NaCl или KCl) производятся каустик или едкое кали (раствор NaOH или KOH), хлор (Cl2) и водород (h3). Электролиз проходит на современных мембранных ячейках, в соответствии с выводами документа BREF (Best Available Technique Reference Document) в отношении хлорно-щелочной промышленности.   

Сырье и продукция

Сырьем для получения хлора и щелочи методом электролиза служат соль (NaCl или KCl) и вода (h3O). Соль получают из морской воды (морская соль NaCl), месторождений минерального сырья (каменная соль NaCl или KCl) или методом выпаривания (вакуумная соль NaCl или KCl).

Первичные продукты электролиза по мембранной технологии – это NaOH (щелочь 32%) или KOH (щелочь 29 — 32 %), газообразные водород и хлор.

Первичные продукты могут быть превращены в пригодные для хранения товарные продукты:

  • соляная кислота (HCl 32 % — 36 %)
  • натровый щелок 50 % / едкое кали 50%
  • жидкий хлор:
    • с возможностью хранения при низком давлении, например: -34°C / 1 бар (абс.) или
    • с возможностью хранения при высоком давлении, например: +20°C / 6,8 бар (абс.)

Хлор в качестве сухого или компримированного газа может быть также отведен по трубопроводу непосредственно на дальнейшую переработку.

Поскольку большие объемы этих продуктов используются в качестве базовых химикатов для самых различных химических продуктов, установки по производству хлора и щелочи работают преимущественно в комплексе со следующими отраслями промышленности:

  • химическая промышленность
  • целлюлозно-бумажная промышленность, для снабжения её отбеливателями
  • промышленность с большим потреблением хлора, например, нефтехимия и производство пластмасс (например, ВХМ, ТДИ, МДИ, трихлорметан, эпихлоргидрин)
  • промышленность с большим потреблением натрового щелока, как например, электролиз алюминия, фармацевтическая промышленность

Технология и электролизеры

Могут быть предложены электролизеры ведущих мировых производителей, что дает возможность учитывать специфические требования наших заказчиков.

Технология

Комплектная установка для получения хлора и щелочи состоит из следующих
технологических узлов:

  1. Растворение соли (каменная, выварочная или морская соль)
  2. Первичная очистка рассола
  3. Тонкая очистка рассола
  4. Мембранный электролиз с трансформаторно-выпрямительным блоком
  5. Обработка католита и водорода
  6. Обработка анолита и хлор-газа
  7. Сушка, компримирование, сжижение и хранение хлора
  8. Выпаривание щелочи, включая отгрузку
  9. В виде опции: чешуирование или гранулирование NaOH (KOH), расфасовка и отгрузка
  10. Система абсорбции хлора, аварийная абсорбция, с получением гипохлорита в виде опции
  11. Синтез соляной кислоты (HCl)

Преимущества

  • Низкое энергопотребление
  • Окружающая среда не загрязняется амальгамой или асбестом
  • Высокая чистота продукта
  • Простота в работе и управлении
  • Низкие капитальные и эксплуатационные затраты

Здесь Вы найдете информацию о реализованных нами проектах.

Кислотно-основное

— Как работает буфер HCl-KCl?

Введение

Определим буферную емкость количественно как -\cfrac{\mathrm{d}c_\mathrm{a}}{\mathrm{d}(\mathrm{pH})}$$

, то есть связь между концентрацией (в эквивалентах) сильного основания ($ c_\mathrm{b}$) или кислоты ($c_\mathrm{a}$), добавляемой в раствор, и ее изменение в $\mathrm{pH}$. С этого момента я буду предполагать, что мы добавляем моноосновное основание или кислоту, поэтому «эквиваленты» и «моли» (и их концентрации) могут использоваться взаимозаменяемо.

Чистая вода

Чистая вода имеет очень низкую буферную способность — ее $\mathrm{pH}$ очень чувствительна к добавлению кислот или оснований. Например, представьте, что мы добавляем концентрацию $c_\mathrm{b}$ основания в чистую воду:

$\ce{h3O + B- <=> OH- + BH}$

Равновесие самоионизации воды будет смещено:

$\ce{[OH-]} \приблизительно c_\mathrm{b}$

и, следовательно,

$ c_b \приблизительно \ce{[OH-]} = \cfrac{K_\mathrm{ w}}{\ce{[h4O+]}} = 10^{\mathrm{pH}-\mathrm{p}K_\mathrm{w}}$ 9{\mathrm{pH}-\mathrm{p}K_\mathrm{w}} \right) \ln{10}$

Слабая пара кислота/основание

Растворы слабых кислот/оснований 1:1 являются типичной буферной системой около $\mathrm{pH}=\mathrm{p}K_\mathrm{a}$ для буфера. Чтобы понять почему, давайте представим, что мы добавляем слабую пару кислота/основание, $\ce{HA/KA}$, с общей концентрацией $C_\mathrm{A}$, к которой мы позже добавляем определенную концентрацию основания, $c_ \mathrm{b}$. Эта слабая пара кислота/основание будет описываться равновесием

$K_A = \cfrac{\ce{[h4O+] [A-]}}{\ce{[HA]}}$

что, учитывая, что $C_\mathrm{A} = \ce{[ HA]} + \ce{[A-]}$, подразумевает

$\ce{[A-]} = C_\mathrm{A} \cfrac{K_\mathrm{A}}{\ce{[h4O+] } + K_\mathrm{A}}$

Из баланса:

$\ce{[h4O+]} + \ce{[K+]} = \ce{[OH-]} + \ce{[A- ]}$

Учитывая, что $\ce{[K+]}$ равно формальной концентрации $\ce{KA}$, мы добавили, поэтому $c_\mathrm{b} = \ce{[K+] }$, а предыдущее выражение для $\ce{[A-]}$: 92} \ln{10}$

Таким образом можно рассчитать дополнительные вклады в емкость буфера.

Например, для типичного ацетатного буфера ($\ce{HAc} \ 0,2 \mathrm{M} $, $ \ce{NaAc} \ 0,2 \mathrm{M} $; $\mathrm{p}K_\mathrm {a} = 4,76$, $C_\mathrm{A} = 0,4\mathrm{M}$), буферная емкость выглядит следующим образом:

Ионная сила

Поскольку буферы представляют собой умеренно концентрированные растворы электролитов, предположение, что коэффициенты активности в них составляют ок. 1 не должно быть автоматическим. Как это влияет на расчеты буферной емкости, которые мы выполняли до сих пор?

Определим эффективную псевдоконстанту равновесия, $K’$, действующую на концентрации, которая математически эквивалентна фактической константе равновесия, $K$, действующей на активность:

$K_\mathrm{A} = \cfrac{a_{\ce{h4O+}} a_{\ce{A-}}}{a_{\ce{HA}}} \iff K’_\mathrm{A} = K_\mathrm{A} \cfrac {\gamma_{\ce{h4O+}} \gamma_{\ce{A-}}}{\gamma_{\ce{HA}}} = \cfrac{\ce{[h4O+]} \ce{[A-] }}{\ce{[HA]}}$

Таким образом, отражение влияния ионной силы на буферную емкость становится вопросом оценки $K’_\mathrm{A}$ и использования его для замены $K_\mathrm{A }$ в наших предыдущих выражениях. Например, мы можем использовать соотношение Дебая-Хюккеля: 92_i$ — ионная сила раствора. Обратите внимание, что $\mathrm{p}K’_\mathrm{A}$ необходимо решать рекурсивно, поскольку она зависит от $I$, которая зависит от концентрации различных ионов, которые зависят от $\mathrm{ p}K’_\mathrm{A}$.

Аналогичную поправку можно применить к $K_\mathrm{w}$, чтобы получить $K’_\mathrm{w}$.

Применяя эту поправку на ионную силу к нашему уксусно-ацетатному буферу $\pu{0.4M}$ выше, мы можем увидеть влияние ионной силы:

Буфер $\ce{HCl/KCl}$

Так что насчет буфера $\ce{HCl/KCl}$? В отличие от примера с уксусом/ацетатом, $\ce{HCl}$ является сильным электролитом, поэтому он полностью диссоциирует при любых значениях $\mathrm{pH}$. Таким образом, мы можем обращаться с ним двумя способами: просто как с водным буфером с другим начальным $\mathrm{pH}$ или как с парным буфером, сопряженным кислота/основание, с $\mathrm{p}K_\mathrm{A} < 0$. Оба эквивалентны, поскольку вклад кислоты/основания незначителен по сравнению с вкладом воды из-за значения $\mathrm{p}K_\mathrm{A}$. 9{-8}$

Итак, для всех эффектов и целей у нас есть буфер, который ведет себя так же, как вода . Однако это буфер, который ведет себя точно так же, как вода в области шкалы $\mathrm{pH}$, которая имеет относительно большую буферную емкость в силу того, что она близка к $\mathrm{pH}=0$. Например, вот как выглядит буферная емкость вокруг нашего типичного буфера $\ce{HCl}\ 0,2\mathrm{M}$, $\ce{KCl}\ 0,2\mathrm{M}$ (красная пунктирная линия отмечает начальный $\mathrm{pH}$):

Обратите внимание, что буферная емкость сильно асимметрична вокруг этой точки — добавление кислоты увеличивает буферную емкость этой системы, требуя все больше кислоты для снижения $\mathrm{pH}$, в то время как добавление основания уменьшает буферную емкость, делая $\mathrm{pH}$ системы более чувствителен к дальнейшим добавлениям оснований. Это можно легко представить, если мы поймем, что площадь под кривой $\beta$ представляет собой концентрацию, которую необходимо добавить, чтобы двигаться по шкале $\mathrm{pH}$.

Обратите также внимание, что, в отличие от слабых пар кислота/основание, мы не можем просто увеличить концентрацию для увеличения буферной емкости, сохраняя при этом тот же $\mathrm{pH}$ — в качестве зависящего от концентрации члена, соответствующего $\ce{HCl /KCl}$ основания, незначительна. Ионная сила также не имеет значения для $\beta$, так как $K’_\mathrm{w}$ и $K’_\mathrm{A}$ не участвуют — $\beta_{\ce{h4O+}}$ является единственным существенным вкладом в $\beta$ в этом очень кислом районе, и по определению на него не влияют вопросы активности (в отличие от $\beta_{\ce{OH-}}$ или $\beta_{\ce{ HCl/Cl-}}$).

Означает ли это, что буферы $\ce{HCl/KCl}$ с разными концентрациями имеют одинаковую буферную емкость? Вовсе нет: но их разная буферная емкость опосредована $\mathrm{pH}$. Другими словами, разные концентрации дают разный $\mathrm{pH}$, который, в свою очередь, дает разный $\beta$, который не реагирует на изменения $I$, которые не меняют $\mathrm{pH}$.

Два последних графика для иллюстрации. Представим, что мы готовим растворы $\ce{HCl/KCl}$ (1:1) при различных суммарных концентрациях $C_{\ce{Cl-}}=c_{\ce{HCl}}+c_{\ce{KCl} }$. Если сравнить два вклада в $\beta$, становится ясно, что $\ce{HCl/KCl}$ увеличивает буферную емкость почти исключительно за счет $\mathrm{pH}$; $\beta_{\ce{h4O+}}$ пропорциональна $\ce{[h4O+]}$, которая линейно возрастает с ростом $c_{\ce{HCl}}$, поскольку $\ce{HCl}$ является сильным электролитом:

И наоборот, что если мы будем контролировать $\mathrm{pH}$ и изменим только $I$? Давайте представим ряд растворов, содержащих фиксированную концентрацию $\ce{HCl}$ и различные количества нереагирующего, сильного электролита без общих ионов, такого как $\ce{NaBr}$, чтобы мы могли изменить ионную силу раствора, не влияя ни на $\mathrm{pH}$, ни на $\ce{HCl/Cl-}$ равновесие. Влияние $I$ на $\beta$ будет выглядеть так (обратите внимание, что минимум $I$ соответствует раствору с $\ce{HCl}$ и без $\ce{NaBr}$):

Это потому, что хотя члены $\beta_{\ce{HCl/Cl-}}$ и $\beta_{\ce{OH-}}$ действительно зависят от $I$, этих членов много, много на порядки ниже, чем член $\beta_{\ce{h4O+}}$, который не работает.

Итак, после этого обсуждения мы можем прямо ответить на ваши вопросы.


TL;DR

1) Почему повышенная ионная сила раствора улучшает буферную способность воды?

Нет . В буферной емкости растворов сильных кислот преобладает член $\beta_{\ce{h4O+}}$, на который (по определению $\mathrm{pH}$) не влияет ионная сила.

Однако есть и другие причины, по которым желательна ионная сила в этом диапазоне — в биологических системах многие молекулы, особенно белки, имеют привилегированный интервал стабильности ионной силы — выше или ниже которого они имеют тенденцию к денатурализации или осаждению, и за пределами которые могут подавлять или отравлять их биологическую активность. Хотя для разных систем требуется разная ионная сила, по этой причине обычно готовят буферы с ионной силой в диапазоне $0,1-1\mathrm{M}$.

2) Не требуется ли более высокая константа равновесия, чтобы сделать воду лучшим буфером? Тогда не плохо ли, что ионная сила уменьшается на $K$?

Член $\beta_{\ce{h4O+}}$ по построению не зависит от $K’_\mathrm{w}$, поэтому на него не влияет ионная сила. Член $\beta_{\ce{OH-}}$ имеет значение, и, как вы упомянули, он уменьшается при умеренной ионной силе, хотя и увеличивается при более высоком $I$. В целом влияние ионной силы на буферы выглядит следующим образом: увеличение ионной силы начинается с понижения $\beta$, затем, по мере роста $I$, $\beta$ снова повышается.

3) Можно ли использовать какую-либо другую соль для увеличения ионной силы, или есть какая-то конкретная причина, по которой используется $\ce{HCl-KCl}$?

Да, для увеличения ионной силы можно было использовать любую другую соль. Добавление $\ce{KCl}$ влияет на вклад кислотно-щелочной пары в $\beta$, но, как мы видели, этот вклад совершенно пренебрежимо мал — как и в случае с сильными кислотами, действующими в основном через $\ вклад ce{h4O+}$.

Буфер соляной кислоты и хлорида калия (0,1 М, рН 2,0) Приготовление и рецепт

Этот обычный буфер используется во многих областях биологических исследований, часто для ферментативных или гистохимических исследований. В идеале его следует приготовить незадолго до использования, так как он плохо хранится.

Для приготовления л буфера соляной кислоты и хлорида калия (0,1 М, pH 2,0):
Измените значение в текстовом поле выше, чтобы масштабировать объем рецепта


Сумма Концентрация Potassium Chloride (mw: 74.55 g/mol) 7.45 g 0.1 M Hydrochloric acid (mw: 36.46 g/mol) 0.772 g 0. 02 M

  1. Подготовьте 800 мл дистиллированной воды в подходящей емкости.
  2. Добавьте в раствор 7,45 г хлорида калия.
  3. Добавьте к раствору 0,772 г соляной кислоты.
  4. Доведите раствор до конечного желаемого pH с помощью HCl или NaOH
  5. Добавьте дистиллированную воду, пока объем не станет 1 л.

    Разное

    Клетки/культуры/питательные среды

    Гель-электрофорез

    PBS (фосфатно-солевой буфер) (1X, pH 7,4)
    HBSS (сбалансированный солевой раствор Хэнка)
    HHBS (буфер Hank’s с HEPES)
    HEPES Buffer (1 M, 7,5 PH)
    PBS с CA2+
    PBS с CA2+
    с CA2+
    (1 м, 7,5 pH). Tyrode’s Solution, Acidic
    Citrate Buffer (pH 3.0 to 6.2)
    Acetate Buffer (pH 3. 6 to 5.6)
    Tris Buffer (1 M, pH 7.2)
    Цитратный буфер (0,1 М, pH 6,0)
    ацетатный буфер (0,1 м, рН 5,0)
    Фосфатный буфер (PH от 5,8 до 7,4)
    сорокохловый кислотный пассий-пассиум (0,10180 . (0,1 м, рН 3,0)
    Цитрат-фосфатный буфер (0,15 м, рН 5,0)
    Глицин-сидильный гидроксид бух
    Elution Buffer
    BAC DNA Microinjection Buffer
    EDTA Solution
    ACK Lysis Buffer
    Paraformaldehyde Solution (8%)
    Gey’s Balanced Salt Solution
    Lysis Solution
    Буфер H-50
    Щелочной тиосульфат натрия
    Стандартный раствор Bradford
    Anesthetic (MS222) Solution
    5-Fluorocytosine (5-FC) Solution
    SSC (Northern Blot, 20x)
    SSPE (Blot, 20x, pH 7. 4)
    Immunofluorescence Quenching Solution
    Nuclear Fast Red Solution
    Pyronin Y (PY) Solution
    Mayer’s Hemalum
    Chloroquine
    Sodium Iodide/Sodium Sulfite Solution
    Dithiothreitol (DTT) (1 M)
    Bath Solution (Ca2+/Mg2+ Free)
    Modified Barth’s Saline (MBS)
    Исходный раствор хлорида кальция
    Двухгибридная (Y2H) среда, смеси аминокислот
    Среда для расщепления
    Среда для хелатирования
    Penicillin/Streptomycin/Chloramphenicol Antibiotic Mix
    Embryonic Medium
    Carbenicillin Solution
    M9 Minimal Salts
    SDS-PAGE SDS Running Buffer (10x)
    Электрофоретический буфер для переноса (20x)
    Трис-глициновый буфер для переноса (20x)
    Натрий-карбонатный буфер для переноса (40x, pH 9.

    Добавить комментарий

    Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *

    © 2015 - 2019 Муниципальное казённое общеобразовательное учреждение «Таловская средняя школа»

    Карта сайта