氯化钠

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氯化钠
透明晶体
IUPAC名
Sodium chloride
别名 食盐、石盐、盐、食用盐
识别
CAS号 7647-14-5
RTECS VZ4725000
性质
化学式 NaCl
摩尔质量 58.44277 g·mol⁻¹
外观 白色或无色晶体或粉末
密度 2.16 g/cm³ (固)
熔点 801 °C (1074 K)
沸点 1413 °C (1686 K)
溶解性 35.9 g/100 mL (25 °C)
结构
配位几何 七面体
危险性
警示术语 R:R36
安全术语 S:无
NFPA 704
NFPA 704.svg
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相关物质
其他阴离子 氟化钠溴化钠
碘化钠
其他阳离子 氯化锂氯化钾
氯化铷氯化铯
氯化镁氯化钙
相关 乙酸钠
若非注明,所有数据均出自一般条件(25 ℃,100 kPa)下。

氯化钠食盐的主要成分,化学式NaCl。氯化钠是海水中盐分的主要组成部分,是最常见的调味料。攝取過量的鹽易得高血壓[1]

氯化钠的主要工業產品有氢氧化钠,也被用於許多工業過程,例如聚氯乙烯塑料木浆(紙漿)和許多其他產品的生產。

晶体结构[编辑]

NaCl晶体结构图。每个离子有六个相邻的离子,组成一个八面体。这种结构叫做立方最密堆积ccp)。

氯化鈉的晶体形成立体对称。

晶体结构中,较大的离子排成立方最密堆积,较小的离子则填充离子之间的八面体的空隙。每个离子周围都被六个其他的离子包围着。

这种结构也存在于其他很多化合物中,称为氯化钠型结构。

性质[编辑]

常压下水盐体系的相图

氯化钠是一種离子化合物化学式,代表钠離子氯離子的比例是一比一。海盐及新鮮開採的石鹽(多數來自史前海洋)也含有微量的稀有元素,這些稀有元素通常對動植物的健康有益。氯化钠結晶是半透明的立方體,在正常情況下是白色的,但也可能會因雜質而呈現出藍或紫的色調。氯化钠的摩尔质量是58.443克/摩尔,熔點為801 °C(1,474 °F),沸點為1,465 °C(2,669 °F),密度是每立方厘米2.17克。氯化钠易溶於水,常温下在水中的溶解度是359克/升,溶於水時完全电离为钠離子與氯離子[2]。从冷溶液中析出的盐當中,每個鹽分子带有两个结晶水:NaCl·2H2O。食盐水的物理性质与纯水有较大的差异。常压下,水盐体系的低共熔点为−21.12 °C(−6.02 °F),低共熔物中盐的质量分数为23.31%[a]。该质量分数的食盐水沸点约为108.7 °C (227.7 °F)[3]

生物意义[编辑]

氯化鈉对于地球上的生命非常重要。

大部分生物组织中含有多种类。血液中的离子浓度直接关系到体液的安全水平的调节。

由信号转换导致的神经冲动的传导也是由钠离子调节的。

含氯化鈉0.9%的水称为生理盐水,因为它与血浆有相同的渗透压生理盐水是主要的体液替代物,广泛用于治疗及预防脱水,也用于静脉注射治疗及预防血量减少性休克。

人类与其他灵长类不同,人类通过出汗分泌大量的氯化鈉。

来源[编辑]

海水和盐湖是氯化鈉的主要来源,海水中含氯化 氯化鈉还存在于盐湖的沉积物中,如中国班戈等湖区。

制法[编辑]

  • 蒸发咸水(如晾晒海水),在水没有完全蒸干前滤出氯化钠晶体。适合大量生产。
  • 少量精制:将粗盐溶解于水中,过滤掉不溶性杂质,再加精制剂如NaOHNa2CO3CaCl2 等,使SO42−Ca2+Mg2+ 等可溶性杂质转化成沉淀,并滤除。最后用盐酸将pH调节至7以下,蒸干溶液,得到氯化钠晶体。
  • 实验室里的制备方法:将过量的盐酸和氢氧化钠溶液混合,蒸干溶液,析出氯化钠晶体[4]

工业用途[编辑]

根据1974年的统计数据,美国生产的食盐中只有2.7%作为家用食盐出售,16.6%用于路面除冰,4.2%用于动物饲料,1.8%用于硬水软化,剩余60%以上均被用于工业生产。食盐是无机重化工业的基础,在无机化工中,使用的食盐比其他任何原料都要多。其中,消耗食盐最多的工艺是氯碱法,该工艺通过电解食盐水制备氢氧化钠氯气氢气,通过电解熔盐获得金属和氯气。氯气主要被用于合成含氯有机化合物(如氯氟烃聚氯乙烯)和消毒漂白,氢氧化钠则被广泛运用于无机化工和纸浆处理。另一种消耗食盐量比较大的工艺是氨碱法,该法通过往食盐水中注入二氧化碳来制备碳酸氢钠,进而制备碳酸钠。大部分碳酸钠被用于制造玻璃[5]

注释[编辑]

  1. ^ 低共熔点是盐水能够达到的最低温度。质量分数大于23.31%的盐水在冷却到该温度之前会析出盐(或其水合物),质量分数小于23.31%的盐水在冷却到该温度之前则会析出冰。

参考资料[编辑]

  1. ^ 茶太浓可致心悸 盐太多诱发高血压. [2014-02-17]. 
  2. ^ Wood, Frank Osborne. Salt (NaCl). Encyclopædia Britannica online. [2013-10-09]. (原始内容存档于2015-05-02). 
  3. ^ Elvers, B. et al. (ed.) (1991) Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, 5th ed. Vol. A24, Wiley, p. 319, ISBN 978-3-527-20124-2.
  4. ^ http://wenwen.soso.com/z/q114450535.htm
  5. ^ N.N.Greenwood、A.Earnshaw著,曹庭礼等人译. 元素化学. 高等教育出版社. 1997: 上册108-112、144,中册603-604.