Nātrija hlorīda un kālija hlorīda atšķirība
Share
galvenā atšķirība starp nātrija hlorīdu un kālija hlorīdu ir tas elektronegativitātes starpība starp K un Cl ir augstāka nekā Na un Cl.
Nātrija hlorīds un kālija hlorīds ir jonu savienojumi. Abas ir cietas vielas, un to katjoni un anjoni ir cieši iesaiņotā struktūrā. Tie ir 1. grupas metāli, kas spēj radīt +1 katjonus. Hlorīds ir -1 anjons, ko veido 7. grupas elements, hlors. Tā kā 1. grupas elementi ir elektropozitīvi, bet septiņu grupu elementi ir elektronegatīvi; to elektronegativitātes starpība ir lielāka. Tāpēc tie veido jonu saites. Kālijs ir vairāk elektropozitīvs nekā nātrijs, tāpēc atšķirība starp K un Cl ir lielāka nekā Na un Cl..
SATURS
1. Pārskats un galvenās atšķirības
2. Kas ir nātrija hlorīds
3. Kas ir kālija hlorīds
4. Salīdzinājums blakus - nātrija hlorīds un kālija hlorīds tabulas formā
5. Kopsavilkums
Kas ir nātrija hlorīds?
Nātrija hlorīds vai sāls ir baltas krāsas kristāls ar molekulāro formulu NaCl. Tas ir jonu savienojums. Nātrijs ir 1. grupas metāls un veido +1 lādētu katjonu. Turklāt tā elektronu konfigurācija ir 1s2 2s2 2p6 3s1. Tas var atbrīvot vienu elektronu, kas atrodas 3s suborbitālajā vidē un rada +1 katjonu.
Nātrija elektronegativitāte ir ļoti zema, kas ļauj tai veidot katjonus, ziedojot elektronu augstākam elektronegatīvajam atomam (piemēram, halogēniem). Tāpēc nātrijs bieži veido jonu savienojumus. Hlors nav metāls, un tam ir spēja veidot -1 lādētu anjonu. Tā elektronu konfigurācija ir 1s2 2s2 2lpp6 3s2 3p5. Kopš lpp apakšlīmenim vajadzētu būt 6 elektroniem, lai iegūtu argona cēlgāzes elektronu konfigurāciju, hloram ir spēja piesaistīt elektronu. Ar elektrostatisko pievilcību starp Na+ katjonu un Cl- anjonu, NaCl ir ieguvis režģa struktūru.
01. attēls: galda sāls
Kristālā sešus hlorīda jonus ieskauj katrs nātrija jons, un katru hlorīda jonu ieskauj seši nātrija joni. Sakarā ar visām atrakcijām starp joniem, kristāla struktūra ir stabilāka. Jonu skaits nātrija hlorīda kristālā mainās atkarībā no tā lieluma. Turklāt šis savienojums viegli šķīst ūdenī un rada sāļu šķīdumu.
Nātrija hlorīda ūdens un izkusis nātrija hlorīds jonu klātbūtnes dēļ var vadīt elektrību. NaCl parasti ražo, iztvaicējot jūras ūdeni. Turklāt mēs varam ražot šo savienojumu ar ķīmiskām metodēm, piemēram, pievienojot nātrija metālam HCl. Tie ir noderīgi kā pārtikas konservanti, pārtikas izstrādājumos, kā tīrīšanas līdzeklis medicīniskiem nolūkiem utt.
Kas ir kālija hlorīds?
Kālija hlorīds jeb KCl ir jonu cieta viela. Tas ir baltas krāsas formā. Kušanas temperatūra ir aptuveni 770 ° C, un viršanas temperatūra ir 1420 ° C. Kālija hlorīds galvenokārt ir noderīgs mēslošanas līdzekļu ražošanā, jo augiem augšanai un attīstībai nepieciešams kālijs.
02 attēls: kālija hlorīds
KCl, kas ir sāls, labi šķīst ūdenī. Tāpēc tas viegli izdala kāliju augsnes ūdenī, lai augi varētu viegli uzņemt kāliju. Tas ir noderīgi arī medicīnā un pārtikas pārstrādē. Turklāt kālija hlorīds ir svarīgs kālija hidroksīda un kālija metāla veidošanā.
Kāda ir atšķirība starp nātrija hlorīdu un kālija hlorīdu?
Nātrija hlorīds vai sāls ir baltas krāsas kristāls ar molekulāro formulu NaCl. No otras puses, kālija hlorīds vai KCl ir jonu cieta viela. Galvenā atšķirība starp nātrija hlorīdu un kālija hlorīdu ir tāda, ka elektronegatīvās atšķirības starp K un Cl ir lielākas nekā Na un Cl. KCl molārā masa ir augstāka nekā NaCl '; nātrija hlorīda molārā masa ir 58,44 g / mol, bet kālija hlorīdam - 74,55 g / mol. Bez tam cilvēkiem, kuri nevēlas uzņemt Na, NaCl galda sāls vietā var būt KCl sāls.
Kopsavilkums - nātrija hlorīds vs kālija hlorīds
Kālija hlorīds ir KCl un nātrija hlorīds ir NaCl. Kālijs ir vairāk elektropozitīvs nekā nātrijs, tāpēc atšķirība starp K un Cl ir lielāka nekā Na un Cl..
Atsauce:
1. “Nātrija hlorīds.” Nacionālais biotehnoloģijas informācijas centrs. PubChem Compound Database, ASV Nacionālā medicīnas bibliotēka, pieejama šeit.
Attēla pieklājība:
1. “Nātrija hlorīds 2”, izmantojot Chemicalinterest - Savs darbs (Public Domain), izmantojot Commons Wikimedia
2. “Kālija hlorīds (2)” Autors: Chemicalinterest - Savs darbs (publiskais īpašums), izmantojot Commons Wikimedia
