氯化鈉

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氯化鈉
透明晶體
IUPAC名
Sodium chloride
別名 食鹽、石鹽、鹽、食用鹽
識別
CAS號 7647-14-5
RTECS VZ4725000
性質
化學式 NaCl
摩爾質量 58.44277 g·mol⁻¹
外觀 白色或無色晶體或粉末
密度 2.16 g/cm³ (固)
熔點 801 °C (1074 K)
沸點 1413 °C (1686 K)
溶解性 35.9 g/100 mL (25 °C)
結構
配位幾何 七面體
危險性
警示術語 R:R36
安全術語 S:無
NFPA 704
NFPA 704.svg
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0
 
相關物質
其他陰離子 氟化鈉溴化鈉
碘化鈉
其他陽離子 氯化鋰氯化鉀
氯化銣氯化銫
氯化鎂氯化鈣
相關 乙酸鈉
若非註明,所有數據均出自一般條件(25 ℃,100 kPa)下。

氯化鈉食鹽的主要成分,化學式NaCl。氯化鈉是海水中鹽分的主要組成部分,是最常見的調味料。攝取過量的鹽易得高血壓[1]

氯化鈉的主要工業產品有氫氧化鈉,也被用於許多工業過程,例如聚氯乙烯塑料木漿(紙漿)和許多其他產品的生產。

晶體結構[編輯]

NaCl晶體結構圖。每個離子有六個相鄰的離子,組成一個八面體。這種結構叫做立方最密堆積ccp)。

氯化鈉的晶體形成立體對稱。

晶體結構中,較大的離子排成立方最密堆積,較小的離子則填充離子之間的八面體的空隙。每個離子周圍都被六個其他的離子包圍著。

這種結構也存在於其他很多化合物中,稱為氯化鈉型結構。

性質[編輯]

常壓下水鹽體系的相圖

氯化鈉是一種離子化合物化學式,代表鈉離子氯離子的比例是一比一。海鹽及新鮮開採的石鹽(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。氯化鈉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。氯化鈉的摩爾質量是58.443克/摩爾,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。氯化鈉易溶於水,常溫下在水中的溶解度是359克/升,溶於水時完全電離為鈉離子與氯離子[2]。從冷溶液中析出的鹽當中,每個鹽分子帶有兩個結晶水:NaCl·2H2O。食鹽水的物理性質與純水有較大的差異。常壓下,水鹽體系的低共熔點為−21.12 °C(−6.02 °F),低共熔物中鹽的質量分數為23.31%[a]。該質量分數的食鹽水沸點約為108.7 °C (227.7 °F)[3]

生物意義[編輯]

氯化鈉對於地球上的生命非常重要。

大部分生物組織中含有多種類。血液中的離子濃度直接關係到體液的安全水平的調節。

由信號轉換導致的神經衝動的傳導也是由鈉離子調節的。

含氯化鈉0.9%的水稱為生理鹽水,因為它與血漿有相同的滲透壓生理鹽水是主要的體液替代物,廣泛用於治療及預防脫水,也用於靜脈注射治療及預防血量減少性休克。

人類與其他靈長類不同,人類通過出汗分泌大量的氯化鈉。

來源[編輯]

海水和鹽湖是氯化鈉的主要來源,海水中含氯化 氯化鈉還存在於鹽湖的沉積物中,如中國班戈等湖區。

製法[編輯]

  • 蒸發鹹水(如晾曬海水),在水沒有完全蒸乾前濾出氯化鈉晶體。適合大量生產。
  • 少量精製:將粗鹽溶解於水中,過濾掉不溶性雜質,再加精製劑如NaOHNa2CO3CaCl2 等,使SO42−Ca2+Mg2+ 等可溶性雜質轉化成沉澱,並濾除。最後用鹽酸將pH調節至7以下,蒸乾溶液,得到氯化鈉晶體。
  • 實驗室里的製備方法:將過量的鹽酸和氫氧化鈉溶液混合,蒸乾溶液,析出氯化鈉晶體[4]

工業用途[編輯]

根據1974年的統計數據,美國生產的食鹽中只有2.7%作為家用食鹽出售,16.6%用於路面除冰,4.2%用於動物飼料,1.8%用於硬水軟化,剩餘60%以上均被用於工業生產。食鹽是無機重化工業的基礎,在無機化工中,使用的食鹽比其他任何原料都要多。其中,消耗食鹽最多的工藝是氯鹼法,該工藝通過電解食鹽水製備氫氧化鈉氯氣氫氣,通過電解熔鹽獲得金屬和氯氣。氯氣主要被用於合成含氯有機化合物(如氯氟烴聚氯乙烯)和消毒漂白,氫氧化鈉則被廣泛運用於無機化工和紙漿處理。另一種消耗食鹽量比較大的工藝是氨鹼法,該法通過往食鹽水中注入二氧化碳來製備碳酸氫鈉,進而製備碳酸鈉。大部分碳酸鈉被用於製造玻璃[5]

注釋[編輯]

  1. ^ 低共熔點是鹽水能夠達到的最低溫度。質量分數大於23.31%的鹽水在冷卻到該溫度之前會析出鹽(或其水合物),質量分數小於23.31%的鹽水在冷卻到該溫度之前則會析出冰。

參考資料[編輯]

  1. ^ 茶太濃可致心悸 鹽太多誘發高血壓. [2014-02-17]. 
  2. ^ Wood, Frank Osborne. Salt (NaCl). Encyclopædia Britannica online. [2013-10-09]. (原始內容存檔於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,曹庭禮等人譯. 元素化學. 高等教育出版社. 1997: 上冊108-112、144,中冊603-604.