Kaliumhypoklorit (KOCl) Struktur, Nomenklatur, Egenskaper och Användningar



den kaliumhypoklorit är kaliumsaltet av hypoklorsyra. På samma sätt är det ett ternärt salt av kalium, syre och klor och utgör en oorganisk förening. Dess kemiska formel är KOCl, vilket innebär att katjonen K finns i det joniska fasta ämnet+ och OCl-anjonen- i ett 1: 1 stökiometriskt förhållande.

Av sina homologa föreningar (LiOCl, NaOCl, Ca (OCl)2) är kanske den minst använda och populärt känd inom den kemiska och pragmatiska kulturen. Alla dessa salter har den gemensamma nämnaren av hypokloritanjon (OCl-), vilket ger dem sina huvudsakliga egenskaper som blekmedel.

Historien om kaliumhypoklorit och dess fysikalisk-kemiska egenskaper liknar natriumhypoklorit-salt. Det var ursprungligen producerat 1789 av Claude Louis Berthollet i Javel, Paris. Författarens reaktion som ledde till syntesen av föreningen uttrycks av följande kemiska ekvation:

cl2 + 2KOH => KCl + KClO + H2O

Enligt ekvationen reagerar molekylärt klor med kaliumhydroxid (eller kaustisk potash), reducerar och oxiderar kloratomer. Detta kan verifieras genom att jämföra oxidationsnumret av Cl i KCl (-1) med det för Cl i KClO (+1).

index

  • 1 Kemisk struktur
  • 2 nomenklaturen
  • 3 egenskaper
    • 3,1 molär massa
    • 3.2 Utseende
    • 3.3 Densitet
    • 3.4 Smältpunkt
    • 3,5 kokpunkt
    • 3.6 Löslighet i vatten
    • 3,7 Reaktivitet
  • 4 användningsområden
  • 5 referenser

Kemisk struktur

Den övre bilden visar de elektrostatiska interaktionerna mellan K katjonen+ och OCl-anjonen- (med syre som bär en negativ formell laddning).

Dessa joner har samma stökiometriska proportioner (1: 1) och deras icke-riktningskrafter bildar ett kristallint arrangemang, där K+ är placerad närmast O-atomen.

Även om det inte finns några studier som beskriver KOCl-kristallsystemet (kubisk, ortorombisk, monoklinisk, etc.), är det tillräckligt att visualisera det som en stor sfär av K+ attraherad till den linjära geometriska jonen av OCl-.

Man kan tro att, till skillnad från NaOCl, bildar KOCl kristaller med mindre retikulär energi, eftersom K+ Det är större än Na+ jämfört med OCl-. Denna större olikhet mellan sina joniska radioer gör mindre effektiv de elektrostatiska krafterna som finns mellan dessa.

Även beteendet i vattenhaltig lösning för detta salt kan förväntas likna det för NaOCl. Omgiven av vatten, K+ -mer voluminösa - måste ha en hydratiserings sfär större än Na+. För resten skiljer sig inte egenskaperna hos sina lösningar (färg, lukt och blekmedel) i någon signifikant grad.

nomenklatur

Varför kallas kaliumhypoklorit salt på ett sådant sätt? För att kunna svara måste det tillgripa nomenklaturen för de ternära salterna som regleras av IUPAC. För det första, eftersom kalium bara har valens +1, är det värt att skriva; därför ignoreras det. Så, du skriver inte kaliumhypoklorit (I).

Klorsyra har formeln HClO3. När antalet oxygener minskar, får kloratom mer elektroner; det vill säga det har mindre positiva oxidationsnummer. Till exempel har i denna syra Cl ett oxidationsnummer av +5.

Som i HClO har Cl ett oxidationsnummer +1, vilket också har två färre enheter av O-atomer (1 istället för 3 mot HClO).3) ändras suffixet av dess namn till -oso. Eftersom +1 är det minsta oxidationsnumret som Cl-atomen kan nå, läggs prefix -hypen till.

Då kallas HClO hypoklorsyra. KOCl är dock dess kaliumsalt och för Cl-oxidationstal mindre än +5 suffixet -os utbyts för suffixet -ito. I annat fall ändras suffixet till -ato för oxidationsnummer lika med eller större än +5. Så, namnet är kaliumhypoklorit.

egenskaper

Molär massa

90,55 g / mol.

utseende

Det är en något gråaktig vätska.

densitet

1,16 g / cm3

Smältpunkt

-2º C (28ºF; 271ºK). Denna låga smältpunkt, trots den joniska naturen hos dess bindningar, visar den svaga kristallina gitterenergin av dess rena fasta produkt av de monovalenta laddningarna av K+ och OCl-, och skillnaden i jonradierna.

Kokpunkt

102 ° C (216 ° F, 375 ° K). Det är bara något högre än rent vatten.

Löslighet i vatten

25% p / v, detta är ett rimligt värde med tanke på att vattenmolekylerna är lätta att solvatera K-jonerna+.

Vattenhaltiga lösningar av kaliumhypoklorit har blekningsegenskaper, precis som NaOCl. Det är irriterande och kan orsaka allvarliga skador i kontakt med hud, ögon och membran i slemhinnan. Dessutom producerar dess inandning bronkialirritation, andningsbehov och lungödem.

reaktivitet

-Kaliumhypoklorit är ett kraftfullt oxidationsmedel som inte anses vara ett element som orsakar bränder eller explosioner. Det kan emellertid kombinera med olika kemiska element för att härleda brandfarliga och explosiva ämnen.

-I kontakt med urea kan bildas NCl3, en mycket explosiv förening. När den upphettas eller sätts i kontakt med syror, producerar den en högt giftig klorid rök. Reagerar kraftigt med kol i en potentiellt explosiv reaktion.

-Den kombineras med acetylen för att bilda kloracetylen-sprängämnet. På samma sätt kan dess reaktion med organiskt material, olja, kolväten och alkoholer producera explosioner. Din reaktion med nitrometan, metanol och etanol kan bli explosiv.

-Det sönderdelar utsläpp av syre, en process som kan katalyseras av rost eller av metallbehållaren som innehåller den.

-Kaliumhypoklorit bör hållas kall för att förhindra bildning av kaliumklorat, vilket sönderdelning kan vara explosivt.

tillämpningar

-Den används som desinfektionsmedel för ytor och dricksvatten.

-Jordförstöringen av kaliumhypoklorit i kaliumklorid har föreslagit att den används i grödor som kaliumkälla, ett primär näringsämne för växter.

-Vissa företag har föreslagit sin tillämpning som ett substitut för NaOCl som ett blekmedel, vilket påstår de fördelaktiga egenskaperna hos jon K+ mot de miljöpåverkan som orsakas av Na+.

referenser

  1. Enviro Tech. Den natriumfria lösningen. [PDF]. Hämtad den 29 maj 2018, från: envirotech.com
  2. PubChem. (2018). Kaliumhypoklorit. Hämtad den 29 maj 2018, från: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
  3. Wikipedia. (2018). Kaliumhypoklorit. Hämtad den 29 maj 2018, från: en.wikipedia.org
  4. Kemisk bok. (2017). Kaliumhypoklorit. Hämtad den 29 maj 2018, från: chemicalbook.com
  5. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Kemi. (8: e upplagan). CENGAGE Learning, sid 873, 874.