Kaliumklorid

Fra Wikipedia, den frie encyklopædi
Gå til: navigation, søg
Kaliumklorid
Potassium chloride.jpg
Generelt
Systematisk navn Kaliumklorid
Andre navne Sylvit; Perchloroethylen; Perc; PCE
Molekylformel KCl
Molmasse 74.5513 g/mol
Fremtræden Hvidt krystallinsk pulver
CAS nummer [7447-40-7]
Egenskaber
Massefylde 1.984 g/cm3
Opløselighed 281 g/L (0°C)
344 g/L (20°C)
567 g/L (100°C)
Smeltepunkt 770 °C
Kogepunkt 1420 °C
Struktur
Sikkerhed
MSDS External MSDS
NFPA 704
Nfpa h1.png Nfpa f0.png Nfpa r0.png
Hvis ikke andet er angivet, er data givet for
stoffer i standardtilstanden (ved 25 °C, 100 kPa)

Kaliumklorid er en kemisk forbindelse, der består af kalium og klor, og stoffet er dermed et metalhalid. I sin rene form er det lugtfrit og har en hvid eller gennemsigtig glans med krystalstruktur, der nemt bliver delt i alle tre retninger. Kaliumklorid har en kubisk rumcentreret krystalstruktur. Fra historisk tid har man også kendt stoffet som "muriate af potaske", og dette navn bliver af og til også brugt særligt i forbindelse med brugen som gødning. Potaske variere i farve fra lyserød til rød afhængig af hvor det er blev udvundet og forarbejdningsmetoden, der er blevet anvendt. Hvid potaske, der af og til bliver omtalt som opløselig potaske, bliver normalt brugt til flydende gødning. KCl bliver brugt til medicin, har forskellige videnskabelige anvendelser og til konservering af madvarer. Det findes naturligt i mineralet sylvit og i kombination med natriumklorid som sylvinit.

Kemiske egenskaber[redigér | redigér wikikode]

Opløselighed af KCl i forskelliger solventer
(g KCl / 1 kg solvent ved 25°C)[1]
H2O 360
Flydende ammoniak 0.4
Flydende svovldioxid 0.41
Methanol 5.3
Myresyre 192
Sulfolan 0.04
Acetonitril 0.024
Acetone 0.00091
Formamid 62
Acetamid 24.5
Dimethylformamid 0.17–0.5

I kemi og fysik er kaliumklorid ofte brugt som standard, f.eks. som standardopløsning til kalibrering af udstyr til at måle elektrisk ledeevne af ioniske opløsninger, fordi nøjagtig KCl-opløsning giver gode reproducerbare og repeterbare målbare egenskaber.

Kaliumklorid kan reagere som en kilde til kloridionen. SOm med mange andre opløselige ioniske klorider udfældess uopløselige kloridssalte, når det kommer i en opløsning med en passende metalion:

KCl(aq) + AgNO3(aq) → AgCl(s) + KNO3(aq)

Selvom kalium er mere elektropositiv end natrium, kan KCl blive reduceret til metallet ved reaktion med metallisk natrium ved 850°C fordi kaliummen bliver fjernet ved destillation (se Le Chateliers princip):

KCl(l) + Na(l) ⇌ NaCl(l) + K(g)

Dette er den primære metode til at prducere metallisk kalium. Elektrolyse (brugt til natrium) kan ikke bruges, da kalium har en høj opløselighed i smeltet KCl.

Som andre stoffer, der indholder kalium, giver KCl i pulverform en lille farve ved flammeprøve.

Fysiske egenskaber[redigér | redigér wikikode]

Kaliumklorid har en krystallinsk struktur som mange andre salte, og har en kubisk rumcentreret krystalstruktur. Stoffets gitterkonstant er omkring 6.3 Å. Andre egenskaber er:

  • Transmissionsområde: 210 nm to 20 µm
  • Transmittans = 92% ved 450 nm og stiger linært til 94% ved 16 µm
  • Refraktionsindeks = 1.456 ved 10 µm
  • Reflektionstab = 6.8% at 10 µm (to overflader)
  • dN/dT (ekspansionskoefficient)= −33.2×10−6/°C
  • dL/dT (refraktiv indeks gradient)= 40×10−6/°C
  • Termisk ledeevne = 0.036 W/(cm•K)
  • Skadestærskel (Newman & Novak): 4 GW/cm2 or 2 J/cm2 (0.5 or 1 ns pulsrate); 4.2 J/cm2 (1.7 ns pulsrate Kovalev & Faizullov)

Syntese og produktion[redigér | redigér wikikode]

Sylvit
Sylvinit

Kaliumklorid findes naturligt som sylvit, carnallit og potaske, og det kan bliver udvundet fra disse mineraler. Det kan også udvindes fra saltvand og kan fremstilles ved krystallisering fra opløsning, flotationsprocesser eller elektrostatisk separation fra egnede mineraler. Det er biprodukt ved fremstilling af salpetersyre fra kaliumnitrat og saltsyre.

Syntese[redigér | redigér wikikode]

Kaliumklorid er et billigt tilgængelig og bliver sjældent fremstillet bevidst i laboratoriet. Det kan fremstilles på to måder, der er af læringsmæssig men ikke praktisk værdi: Den ene måde ved at behandlet kaliumhydroxid med saltsyre:

KOH + HCl → KCl + H2O

Denne omdannelse er en syre-base neutralisation. Den resulterer i at saltet kan blive oprenset ved rekrystallisering. En anden metode lader kalium blive afbrændt under tilstedeværelse af klorgas, hvilket er en meget eksoterm reaktion:

2 K + Cl2 → 2 KCl

Anvendelse[redigér | redigér wikikode]

Størstedelen af den kaliumklorid, der bliver produceret, bliver anvendt til fremstilling af gødning, da mange planter bliver begrænset i deres vækst af mængde af kalium. Det bliver også brugt som råstof til fabrikation af kaliumhydroxid og kaliummetal. Ligeledes bruges det i medicin, dødelig indsprøjtninger, videnskabelige anvendelser, konservering af madvarer og som natriumfri erstatning til bordsalt (natriumklorid).

Det bliver nogle gange brugt i vand til udvinding af råolie og naturgas, og ligeledes som et alternativ til blødgering af vand i husholdninger. KCl er nyttigt som en kilde til betastråling til kalibrering af udstyr til strålemåling, fordi naturligt kalium indeholder 0,0118% af 40K-isotopen. Et kilo KCl giver en stråling på 16350 becquerel der består af 89.28% beta- 10.72% gammastråling med 1.46083 MeV. Kaliumklorid bliver brugt i visse afisningsprodukter som designet til at være sundere for husdyr og planter, skønt disse er dårligere til smeltning end calciumklorid (lavest brugbar temperatur −11 °C for KCl mod −32 °C for CaCl. Det bruges også i forskellige typer flaskevand, samt i større mængder til boringsformål af fossile brændstoffer.

Kaliumklorid blev tidligere brugt til som brændhæmmende middel i bærbare og mobile ildslukkere. Kendt som Super-K tørkemikalie var det mere effektivt end natriumbicarbonat-baserede tørkemikalier og kompatibelt med brandslukningsskum. Stoffet blev udfaset til fordel for kaliumbicarbonat (Purple-K) i slutningen af 1960'erne, som var langt mindre korrosivt og mere effektivt. Det er klassificeret til B- og C-brande.

Samme med natriumklorid og lithiumklorid bliver kaliumklorid brugt som flux til gassvejsning af aluminium.

Kaliumklorid er en optisk krystal med transmissionsområde fra 210 nm til 20 µm. Det er et billigt, men hygroskopisk stof]. Dette begrænser dets anvendelse til beskyttede systemer eller brug i korte perioder som f.eks. til prototyper. Når det bliver udsat for atmosfærisk luft vil stoffets optik "rådne". KCl-komponenter blev tidligere brugt til infrarød optik, men er blevet fuldstændigt udskiftet med hårdere krystaller som zinkselenid.

Kaliumklorid har også været brugt til at lave varmeposer, som bruger en eksoterm kemisk reaktion,[2] men disse bliver ikke brugt længere, da der findes billigere og mere effektive alternativer som oxidation af metaller (engangsprodukter) eller krystallisation af natriumacetat (til brug flere gange).

Biologiske og medicinske egenskaber[redigér | redigér wikikode]

Kalium er vital i menneskekroppen og oral kaliumklorid er den almindelige måde at genopfylde lagre på, selvom det også ka give i fortyndinger intravenøst. Det kan blive brugt som salterstatning i mad, men som følge af dets smage, bitre usalte aroma, bliver det normalt blandet med normalt bordsalt (natriummklorid) for at forbedre smagen. Tilsætning af 1 ppm thaumatin reducerer den bitre smag betydeligt.[3] Klager over bitterhed, eller en kemisk eller metallisk smag er også bliver rapporteret, når kaliumklorid har været brugt i mad.[4]

Medicinsk bliver stoffet brugt til behandling af hypokalemi og forbundet med egenskaber som en elektrolytgenopretter.[5] Varemærker inkluderer K-Dur, Klor-Con, Micro-K, Slow-K, Sando-K og Kaon Cl. Bivirkninger inkluderer ubehag i fordøjelsessystemet med bl.a. kvalme, opkast, diarre og blødning. Overdoser giver hyperkalemi, som kan give parestesi, hjerteflimmer og arytmi.[6] Receptpligtig kaliumcitrat (kalium findes naturligt i frugter og grøntsager) kan ordineres som et alternativ til kaliumklorid. Slow-K blev udviklet i 1950'erne, og designet til at blive injiceret i blodet med forskellige intervaller. Det blev brugt først gang af soldater i det britiske militær til at blancere deres kost mens de tjente i Korea.[7]

Visse hjerteoperationer kan ikke blive udført mens hjertet slår. Til disse operationer bypass'er man hjertet med en hjerte-lungemaskine og injicerer kaliumklorid direkte i hjertemusklen for at stoppe hjerteslagene.

Den dødelige effekt forårsaget af overdoser af kaliumklorid har ledt til stoffets brug til dødelig indsprøjtning, som det tredje af tre forskellige stoffer, der kombineres til proceduren. Derudover bruges KCl (omend sjælendt) til intrakardiale injiceringer i fostre ved provokeret aborter i andet- og tredje trimester.[8][9] Jack Kevorkian's thanatronmaskine injicerede dødelige doser af kaliumklorid i patienter, der fik hjerter til at stoppe med at slå, efter at natriumthiopental blev injicerede kunne man opnå koma.[10]

Forholdsregler[redigér | redigér wikikode]

Oralt er kaliumklorid dødeligt ved LD50 på omkring 2,5 g/kg (hvilket betyder at den dødelige dose for 50% af personer, som vejer 75 kg er omkring 190 g. Dette er dog ikke særlig meget lavere end den dødelige mængde for oralt indtaget natriumklorid, der ligger på 3,75 g/kg for LD50. Kaliumklorid er derfor harmløst i ernæringsmæssige sammenhænge, og kan endda være godt for helbredet. Intravenøst ligger den dødelige dosis på lige over 30 mg/kg.[11] De fleste bekymringer er dens alvorlige virkninger på hjertemusklen: høje doser kan forårsage hjertestop og hurtig død, og bruges således som det tredje og sidste stof der benyttes til dødelig indsprøjtning som tidligere beskrevet.

Referencer[redigér | redigér wikikode]

  1. Burgess, J. (1978). Metal Ions in Solution. New York: Ellis Horwood. ISBN 0-85312-027-7. 
  2. U.S. Patent 3.874.504 
  3. Lorient, Denis; Linden, G. (1999). New ingredients in food processing: biochemistry and agriculture. Boca Raton: CRC Press. s. 357. ISBN 1-85573-443-5. "... in dietary food containing potassium chloride, thaumatin added in the ratio of 1 ppm considerably reduces the sensation of bitterness. ..." 
  4. D A Sinopoli (August 2012). "Taste Properties of Potassium Chloride Alone and in Mixtures with Sodium Chloride Using a Check-All-That-Apply Method". Journal of Food Science 77: S319-S322. http://onlinelibrary.wiley.com/doi/10.1111/j.1750-3841.2012.02862.x/abstract. 
  5. Hypokalemia: Treatment & Medication. Emedicine.medscape.com. Retrieved on 2012-02-16.
  6. Hyperkalemia. Emedicine.medscape.com. Retrieved on 2012-02-16.
  7. He, F. J.; Markandu, ND; Coltart, R; Barron, J; MacGregor, GA (2005). "Effect of Short-Term Supplementation of Potassium Chloride and Potassium Citrate on Blood Pressure in Hypertensives". Hypertension 45 (4): 571–4. doi:10.1161/01.HYP.0000158264.36590.19. PMID 15723964. 
  8. Stubblefield PG; Carr-Ellis, S; Borgatta, L (July 2004). "Methods for induced abortion". Obstetrics and Gynecology 104 (1): 174–85. doi:10.1097/01.AOG.0000130842.21897.53. PMID 15229018. 
  9. Types of Abortion Procedures. Americanpregnancy.org (2011-09-20). Retrieved on 2012-02-16.
  10. Boyes, Roger (2008-03-29). "Death for hire – suicide machine lets you push final button". The Times. http://www.timesonline.co.uk/tol/news/world/europe/article3641866.ece. Hentet 2008-04-25. 
  11. Fatal poisoning by potassium in human and rabbit Forensic Sci. vol. 9(1) p. 33-6, 1977.