http___en.wikipedia.org_wiki_Potassium_perchlorate_1.xml
1.1 2.1 2.2 2.3 2.4 2.5 3.1 4.1 4.2 4.3 5.1 6.1 6.2 7.1 8.1 8.2 8.3 8.4 8.5 9.1 10.1 10.2 11.1 12.1 12.2 13.1 13.2 14.1 14.2 14.3
Калиев перхлорат Калиевият перхлорат е неорганична сол с химическа формула KClO4. Както всички перхлорати той е силен окислител и взаимодейства енергично с много лесно окисляващи се органични и неорганични вещества. Представлява безцветни кристали. Намира приложение като окислител в химията, пиротехниката и в ракетните горива. Калиевият перхлорат е най-слабо разтворимият перхлорат на алкален метал - 1.5 грама в 100 мл вода при 25 °C. Получаване[редактиране | редактиране на кода] Калиевият перхлорат се произвежда промишлено чрез обменна реакция между разтвори на натриев перхлорат NaClO4 и на калиев хлорид KCl. При смесването на тези разтвори калиевият перхлорат KClO4 се получава под формата на бяла финна утайка. Тази йоннообменна реакция се основава на по-слабата разтворимост на калиевия перхлорат в сравнение с тази на натриевия NaClO4 - 209.6 г/100 мл при 25 °C. Окислителни свойства[редактиране | редактиране на кода] Калиевият перхлорат е силен окислител - той отдава енергично кислородакислорода си на окисляващи се материали. Например, с глюкоза взаимодейства по следния начин : 3 KClO4 + C6H12O6 → 6 H2O + 6 CO2 + 3 KCl Превръщането на твърдата глюкоза в горещ газообразен въглероден диоксид CO2 се основава на експлозивната сила на тази и другите подобни смеси, съдържащи калиев перхлорат. Дори и смесен със захар калиевият перхлорат образува смес, притежаваща свойствата на слаб експлозив. Такива смеси изгарят на открито с лилав пламък, дължащ се на калиевия атом от KClO4. Т.н. флаш смеси използвани в някои пиротехнически изделия се състоят от фин алуминий смесен с калиев перхлорат. Като окислител съединението може да се използва безопасно в присъсвието на сяра, което е недопустимо за калиев хлорат. Приложение в медицината[редактиране | редактиране на кода] Калиевият перхлорат намира приложение в медицината като антитироидно средство при хипертиреоидизъм, често в комбинация с други медикаменти. Използването му се основава на близките йонни радиуси и хидрофилност на перхлоратния и йодидния йон. Източници[редактиране | редактиране на кода] - ^ a b "Potassium Perchlorate MSDS". Baker. 2007-02-16. http://www.jtbaker.com/msds/englishhtml/P5983.htm. - ^ Helmut Vogt, Jan Balej, John E. Bennett, Peter Wintzer, Saeed Akbar Sheikh, Patrizio Gallone “Chlorine Oxides and Chlorine Oxygen Acids” in Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry 2002, Wiley-VCH. doi:10.1002/14356007.a06_483 - ^ Greenwood, N. N.; Earnshaw, A. Chemistry of the Elements (2nd Edn.), Oxford:Butterworth-Heinemann.
1.1 2.1 2.2 2.3 2.4 2.5 3.1 4.1 5.1 5.2 6.1 7.1 7.2 8.1 9.1 9.2 9.3 9.4 10.1 10.2 10.3 10.4 11.1 12.1 12.2 13.1 14.1 15.1 16.1 16.2 17.1 18.1 19.1 19.2 19.3 20.1 20.2 21.1 21.2 21.3 22.1 22.2 22.3 23.1 24.1 24.2
Potassium perchlorate Potassium perchlorate is the inorganic salt with the chemical formula KClO4. Like other perchlorates, this salt is a strong oxidizer and although it usually reacts very slowly with organic substances. This usually obtained as a colorless, crystalline solid is a common oxidizer used in fireworks, ammunition percussion caps, explosive primers, and is used variously in propellants, flash compositions, stars, and sparklers. It has been used as a solid rocket propellant, although in that application it has mostly been replaced by the higher performance ammonium perchlorate. KClO4 has the lowest solubility of the alkali metal perchlorates (1.5 g in 100 mL of water at 25 °C).[1] Contents Production[edit] KClO4 is prepared industrially by treating an aqueous solution of sodium perchlorate with KCl. This single precipitation reaction exploits the low solubility of KClO4, which is about 100 times less than the solubility of NaClO4 (209.6 g/100 mL at 25 °C).[8] It can also be produced by the reaction of perchloric acid with potassium hydroxide, however this is not used widely, due to the dangers of perchloric acid. Oxidizing properties[edit] KClO4 is an oxidizer in the sense that it exothermically transfers oxygen to combustible materials, greatly increasing their rate of combustion relative to that in air. Thus, with glucose it gives carbon dioxide: - 3 KClO4 + C6H12O6 → 6 H2O + 6 CO2 + 3 KCl The conversion of solid glucose into hot gaseous CO2 is the basis of the explosive force of this and other such mixtures. Even with cane sugar, KClO4 yields a low explosive, provided the necessary confinement. Otherwise such mixtures simply deflagrate with an intense purple flame characteristic of potassium. Flash compositions used in firecrackers usually consist of fine aluminium powder mixed with potassium perchlorate. As an oxidizer, potassium perchlorate can be used safely in the presence of sulfur, whereas potassium chlorate cannot. The greater reactivity of chlorate is typical – perchlorates are kinetically poorer oxidants. Chlorate produces chloric acid, which is highly unstable and can lead to premature ignition of the composition. Correspondingly, perchloric acid is quite stable.[9] In medicine[edit] Potassium perchlorate can be used as an antithyroid agent used to treat hyperthyroidism, usually in combination with one other medication. This application exploits the similar ionic radii and hydrophilicity of perchlorate and iodide. Other Uses[edit] Since 2005, a cartridge with potassium perchlorate mixed with anthracene and sulfur is used for generating the black smoke signalling the failure of reaching a two-thirds majority needed for the election of new pope by a papal conclave. References[edit] - ^ a b "Potassium Perchlorate MSDS". J.T. Baker. - ^ a b c d e http://chemister.ru/Database/properties-en.php?dbid=1&id=519 - ^ http://www.solubilityofthings.com/water/ions_solubility/ksp_chart.php - ^ Benenson, Walter; Stöcker, Horst. Handbook of Physics. Springer. - ^ a b c d Sigma-Aldrich Co., Potassium perchlorate. Retrieved on 2014-05-27. - ^ a b Potassium perchlorate in Linstrom, P.J.; Mallard, W.G. (eds.) NIST Chemistry WebBook, NIST Standard Reference Database Number 69. National Institute of Standards and Technology, Gaithersburg MD. http://webbook.nist.gov (retrieved 2014-05-27) - ^ Zumdahl, Steven S. (2009). Chemical Principles 6th Ed. Houghton Mifflin Company. - ^ Helmut Vogt, Jan Balej, John E. Bennett, Peter Wintzer, Saeed Akbar Sheikh, Patrizio Gallone "Chlorine Oxides and Chlorine Oxygen Acids" in Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry 2002, Wiley-VCH, Weinheim. - ^ Greenwood, N. N.; Earnshaw, A. (1997). Chemistry of the Elements (2nd Edn.), Oxford:Butterworth-Heinemann.