Уравнение электролитической диссоциации сульфата калия


Электролитическая диссоциация, подготовка к ЕГЭ по химии

Электролитической диссоциацией называют процесс, в ходе которого молекулы растворенного вещества распадаются на ионы в результате взаимодействия с растворителем (воды). Диссоциация является обратимым процессом.

Диссоциация обуславливает ионную проводимость растворов электролитов. Чем больше молекул вещества распадается на ионы, тем лучше оно проводит электрический ток и является более сильным электролитом.

В общем виде процесс электролитической диссоциации можно представить так:

KA ⇄ K+ (катион) + A- (анион)

NaCl ⇄ Na+ + Cl-

Замечу, что сила кислоты определяется способностью отщеплять протон. Чем легче кислота его отщепляет, тем она сильнее.

У HF крайне затруднен процесс диссоциации из-за образования водородных связей между F (самым электроотрицательным элементом) одной молекулы и H другой молекулы.

Ступени диссоциации

Некоторые вещества диссоциируют на ионы не в одну стадию (как NaCl), а ступенчато. Это характерно для многоосновных кислот: H2SO4, H3PO4.

Посмотрите на ступенчатую диссоциацию ортофосфорной кислоты:

Важно заметить, что концентрация ионов на разных ступенях разная. На первых ступенях ионов всегда много, а до последних доходят не все молекулы. Поэтому в растворе ортофосфорной кислоты концентрация дигидрофосфат-анионов будет больше, чем фосфат-анионов.

Для серной кислоты диссоциация будет выглядеть так:

Для средних солей диссоциация чаще всего происходит в одну ступень:

Na3PO4 ⇄ 3Na+ + PO43-

Из одной молекулы ортофосфата натрия образовалось 4 иона.

K2SO4 ⇄ 2K+ + SO42-

Из одной молекулы сульфата калия образовалось 3 иона.

Электролиты и неэлектролиты

Химические вещества отличаются друг от друга по способности проводить электрический ток. Исходя из этой способности, вещества делятся на электролиты и неэлектролиты.

Электролиты - жидкие или твердые вещества, в которых присутствуют ионы, способные перемещаться и проводить электрический ток. Связи в их молекулах обычно ионные или ковалентные сильнополярные.

К ним относятся соли, сильные кислоты и щелочи (растворимые основания).

Степень диссоциации сильных электролитов составляет от 0,3 до 1, что означает 30-100% распад молекул, попавших в раствор, на ионы.

Неэлектролиты - вещества недиссоциирующие в растворах на ионы. В молекулах эти веществ связи ковалентные неполярные или слабополярные.

К неэлектролитам относятся многие органические вещества, слабые кислоты, нерастворимые в воде основания и гидроксид аммония.

Степень их диссоциации до 0 до 0.3, то есть в растворе неэлектролита на ионы распадается до 30% молекул. Они плохо или вообще не проводят электрический ток.

Молекулярное, полное и сокращенное ионные уравнения

Молекулярное уравнение представляет собой запись реакции с использованием молекул. Это те уравнения, к которым мы привыкли и которыми наиболее часто пользуемся. Примеры молекулярных уравнений:

Полные ионные уравнения записываются путем разложения молекул на ионы. Запомните, что нельзя раскладывать на ионы:

  • Слабые электролиты (в их числе вода)
  • Осадки
  • Газы

Сокращенное ионное уравнение записывается путем сокращения одинаковых ионов из левой и правой части. Просто, как в математике - остается только то, что сократить нельзя.

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2020

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Теория Аррениуса электролитической диссоциации | Закон Ома | Закон массового действия | Теплота нейтрализации | Ионная реакция | Коллигативные свойства

 

Чтобы объяснить свойства электролитических растворов, Аррениус в 1884 году выдвинул всеобъемлющую теорию, известную как теория электролитической диссоциации или ионная теория.

Основные положения теории

  • Электролит, растворяясь в воде, распадается на два типа заряженных частиц, одна из которых несет положительный заряд, а другая - отрицательный. Эти заряженные частицы называются ионами. Положительно заряженные ионы называются катионами, а отрицательно заряженные - анионами.

В современной форме теория предполагает, что твердые электролиты состоят из ионов, которые удерживаются вместе за счет электростатических сил притяжения.Когда электролит растворяется в растворителе, эти силы ослабляются, и электролит подвергается диссоциации на ионы. Ионы сольватированы.

  • Процесс расщепления молекул электролита на ионы называется ионизацией . Доля от общего числа молекул, присутствующих в растворе в виде ионов, известна как степень ионизации или степень диссоциации. Обозначается номером

    .
  • Было замечено, что все электролиты не ионизируются в одинаковой степени.
    Некоторые из них почти полностью ионизированы, а другие слабо ионизированы. Степень ионизации зависит от ряда факторов.

  • Ионы, присутствующие в растворе, постоянно повторно объединяются, образуя нейтральные молекулы, и, таким образом, существует состояние динамического равновесия между ионизированными ионизированными и неионизированными молекулами, то есть AB A + + B -
    Применение закона действия масс к вышеупомянутому равновесию [A + ] [B - ] / [AB] = K
    K известен как константа ионизации.Электролиты с высоким значением K называются сильными электролитами, а электролиты с низким значением K - слабыми электролитами.

  • Когда через раствор электролита пропускается электрический ток, положительные ионы (катионы) движутся к катоду, а отрицательные ионы (анионы) движутся к аноду и разряжаются, т. Е. Происходит электролиз.
    Ионы разряжаются всегда в эквивалентных количествах, независимо от их относительной скорости.

  • Электролитические растворы всегда нейтральны по своей природе, поскольку полный заряд одного набора ионов всегда равен полному заряду другого набора ионов.Однако не обязательно, чтобы количество двух наборов ионов всегда было одинаковым.

    AB A + + B -

    NaCl Na + + Cl -

    (Оба иона равны)

    AB 2 A 2+ + 2B -

    BaCl 2 Ba 2+ + 2Cl -

    (Анионы вдвое больше, чем катионы)

    A 2 B 2a + + B 2-

    Na 2 SO 4 2 Na + +

    (Анионы вдвое больше, чем катионы)

  • Свойства электролитов в растворе - это свойства ионов, присутствующих в растворе.Например, кислый раствор всегда содержит ионы H + , в то время как основной раствор содержит ионы OH -, а характерные свойства растворов - это свойства ионов H - и OH - соответственно.

  • Ионы действуют как молекулы, понижая температуру замерзания, повышая температуру кипения, понижая давление пара и устанавливая осмотическое давление.

  • Электропроводность раствора электролита зависит от природы и количества ионов, так как ток проходит через раствор за счет движения ионов.

Свидетельства в пользу ионной теории

Доступно большое количество экспериментальных наблюдений, подтверждающих теорию Аррениуса. Некоторые из них приведены ниже:

  • Ионы, присутствующие в твердых электролитах

Рентгеноструктурные исследования показали, что электролиты состоят из ионов. Например, кристалл NaCl содержит не элементы NaCl, а ионы Na + и Cl - .Каждый ион Na + окружен шестью ионами Cl - , а каждый ион Cl - , в свою очередь, окружен шестью ионами Na + и Cl - . Ионные соединения в расплавленном состоянии ведут себя как хорошие проводники. Это может быть возможно только в том случае, если ионы уже присутствуют в ионных твердых телах.

Электролитические растворы, такие как металлические проводники, подчиняются закону Ома, т. Е. Сила тока в проводнике прямо пропорциональна разности потенциалов (E), приложенной к проводнику, и обратно пропорциональна сопротивлению проводника. Математически, I = E / R

Это возможно только в том случае, если ионы уже присутствуют в растворе, и никакая часть тока не имеет только направленного воздействия на ионы.

  • Ионная реакция

Доказательством существования ионов в водных растворах электролитов являются хорошо известные реакции неорганической химии. Белый осадок хлорида серебра получается всякий раз, когда ионы Ag + вступают в контакт с ионами хлорида.

Ag + + Na + Cl - → AgCl + Na + + NO 3 -

Но при добавлении раствора AgNO 3 к CCl 4 , CHCl 3 или C 2 H 5 Cl не происходит осаждения, поскольку эти вещества, не являясь электролитами, не выделяют ионы Cl - в растворе. .

Кислота, которая дает все тесты на ионы H + в водном растворе, не дает одинаковых тестов при растворении в любом органическом растворителе, потому что в обычной реакции ионизация кислоты не происходит.

  • Теплота нейтрализации

Когда один грамм эквивалента сильной кислоты нейтрализуется одним граммом эквивалента сильного основания, выделяемое тепло всегда одно и то же, то есть 13,7 ккал. Это можно объяснить на основе теории Аррениуса, согласно которой кислота доставляет ионы H + , а основные ионы OH - при растворении в воде, и процесс нейтрализации включает обычную реакцию.

H + + OH - H 2 O + 13.7 ккал.

Таким образом, теплота нейтрализации фактически является теплотой образования H 2 O из ионов H + и OH - .

  • Аномальные коллигативные свойства

Ненормальное поведение в отношении коллигативных свойств, наблюдаемое в случае электролитов, можно объяснить на основе ионной теории. Когда электролит растворяется в воде, количество молекул фактически растворяется в результате ионизации.Фактор не может Хоффа,

всегда больше единицы, то есть i = 1 + (n-1) , где n - количество ионов, образующихся в результате ионизации одной молекулы электролита, а - степень ионизации.

Цвет электролитов в растворе. Если таковые имеются, то из-за их ионов CuSO 4 имеет синий цвет в растворе из-за присутствия ионов Cu 2+ . Перманганат калия (KMnO 4 ) имеет фиолетовый цвет в растворе из-за присутствия ионов.

  • Объяснение некоторых других явлений

Ионная теория дает удовлетворительные объяснения различных явлений, таких как электролиз, проводимость, гидролиз соли, произведение растворимости и т. Д.

Ограничения теории Аррениуса

  • Закон разбавления Оствальда, основанный на теории Аррениуса, не применим к сильным электролитам.

  • Сильные электролиты проводят электричество под напряжением, т.е.е., в отсутствие воды. это противоречит теории Аррениуса, согласно которой присутствие растворителя является обязательным для ионизации.

  • Теория Аррениуса предполагает независимое существование ионов, но не учитывает факторы, влияющие на подвижность ионов.

Факторы, относящиеся к степени ионизации

Степень ионизации электролита в растворе зависит от следующих факторов:

Когда ионизируемые части молекулы вещества удерживаются в большей степени ковалентной связью, чем электровалентной связью, в раствор поступает меньше ионов.Такие вещества называют слабыми электролитами. H 2 S, HCN, NH 4 OH, CH 3 COOH являются примерами этого класса. NaCl, Ba (NO 3 ) 2 , KOH и т. Д. Являются сильными электролитами, в которых перенос электронов кажется более или менее полным, при растворении немедленно выделяются ионы. Сильные электролиты почти полностью ионизируются в растворе.

Основная функция растворителя - ослабить электростатические силы притяжения между двумя ионами и разделить их.Сила притяжения, удерживающая ионы вместе в любой среде, выражается как

.

F = 1 / (K) (q 1 q 2 ) / r 2

где K - диэлектрическая проницаемость среды.

Любой растворитель с высоким значением диэлектрической проницаемости обладает способностью разделять ионы. Вода считается лучшим растворителем, так как у нее самая высокая диэлектрическая проницаемость. Диэлектрические постоянные некоторых растворителей приведены ниже при температуре 25 0 C.

Растворитель

Диэлектрическая проницаемость

Вода

81

Метиловый спирт

35

Спирт этиловый

27

Ацетон

21

Степень ионизации электролита обратно пропорциональна концентрации его раствора.Таким образом, степень ионизации увеличивается с увеличением разбавления раствора, т. Е. С уменьшением концентрации раствора.

Степень ионизации увеличивается с повышением температуры. Это связано с тем, что при более высокой температуре скорость молекул увеличивается, что преодолевает силы притяжения между ионами.

Вопрос 1: Процесс расщепления молекул электролита на ионы называется ..

а.ионизация

г. электролиз

г. сольватация

г. протонирование

Вопрос 2: Цвет электролитов в растворе обусловлен ..

а. ионы

г. сольватация

г. электролиз

г. роспуск

Вопрос 3: Степень ионизации не зависит от ..

а. температура

г. давление

г. концентрация

г.природа растворителя

Вопрос 4: Цвет раствора CuSO 4 -

а. зеленый

г. желтый

г. синий

г. красный


Связанные ресурсы

Чтобы узнать больше, купите учебные материалы по электрохимии, включая учебные заметки, заметки о пересмотре, видеолекции, решенные вопросы за предыдущий год и т. Д. Также просмотрите дополнительные учебные материалы по химии здесь.


Особенности курса

  • 731 Видео-лекции
  • Примечания к редакции
  • Документы за предыдущий год
  • Интеллектуальная карта
  • Планировщик исследований
  • Решения NCERT
  • Обсуждение Форум
  • Тестовая бумага с видео-решением

.

Электролитическая диссоциация | Статья об электролитической диссоциации в The Free Dictionary

разделение соединения на ионы при входе в раствор. Электролитическая диссоциация происходит в результате взаимодействия растворенного вещества и растворителя. Результаты спектроскопии показывают, что это взаимодействие в значительной степени носит химический характер ( см. SOLVATION ). Помимо сольватирующей способности молекул растворителя, диэлектрическая проницаемость растворителя, макроскопическое свойство, также играет определенную роль в электролитической диссоциации.

Классическая теория электролитической диссоциации, разработанная С. Аррениусом и У. Оствальдом в 1880-х годах, основана на предположении о неполной диссоциации растворенного вещества, характеризуемой степенью диссоциации α, то есть долей молекулы электролита, которые диссоциируют. Динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами описывается законом действия масс. Например, электролитическая диссоциация бинарного электролита CA описывается уравнением типа CA ⇄ C + + A -.Константа диссоциации K d определяется активностью катионов a c + , анионов a A и недиссоциированных молекул a CA следующим образом:

Значение K d зависит от природы растворенного вещества и растворителя, а также от температуры и может быть определено несколькими экспериментальными методами. Степень диссоциации α может быть рассчитана для любой концентрации электролита c с использованием уравнения

, где f ± - средний коэффициент активности электролита ( см. Также ЗАКОН О РАЗВЕДЕНИИ ОСТВАЛЬДА). .

Классическая теория электролитической диссоциации применима только к разбавленным растворам слабых электролитов. Сильные электролиты в разбавленных растворах практически полностью диссоциируют, и, следовательно, идея о равновесии между ионами и недиссоциированными молекулами бессмысленна. Согласно представлениям, выдвинутым В. К. Семенченко (СССР), Н. Бьеррумом (Дания) и Р. М. Фуосом (США) в 20–30-е гг. Прошлого века, ионные пары и более сложные агрегаты образуются в растворах сильных электролитов при средних и высоких концентрациях.Современные спектроскопические данные показывают, что ионная пара состоит из двух ионов противоположного заряда, находящихся в контакте (контактная ионная пара) или разделенных одной или несколькими молекулами растворителя (ионная пара, разделенная растворителем). Ионные пары электрически нейтральны и не участвуют в передаче электричества. В относительно разбавленных растворах сильных электролитов равновесие между индивидуально сольватированными ионами и ионными парами может быть описано приблизительно, подобно классической теории электролитической диссоциации, с помощью константы диссоциации (или обратного члена, константы ассоциации).Это позволяет использовать уравнение (2) для расчета соответствующей степени диссоциации на основе экспериментальных данных.

В простейших случаях (большие одноатомные однозарядные ионы) приблизительные константы диссоциации в разбавленных растворах сильных электролитов могут быть вычислены теоретически на основе чисто электростатического взаимодействия между ионами в сплошной среде - растворителе.

СПИСОК ЛИТЕРАТУРЫ

Измайлов Н.А. Электрохимия растворов , 3-е изд.Москва, 1976.
Монк, К. Б. Электролитическая диссоциация . Лондон-Нью-Йорк, 1961.

.

Сульфат калия - Простая английская Википедия, бесплатная энциклопедия

Сульфат калия

Сульфат калия , также известный как арканит , представляет собой химическое соединение. Его химическая формула: K 2 SO 4 . Он содержит ионы калия и сульфата.

Содержание

  • 1 Недвижимость
  • 2 Препарат
  • 3 использования
  • 4 происхождение
  • 5 Связанные страницы

Это белое кристаллическое твердое вещество.Легко растворяется в воде. Не растворяется в гидроксиде калия или концентрированном этаноле. Он может реагировать с дополнительным количеством серной кислоты с образованием бисульфата калия.

Его получают в результате реакции гидроксида калия и серной кислоты. Его также можно получить реакцией хлорида калия с серной кислотой. Его также можно получить путем реакции диоксида серы, кислорода и хлорида калия с небольшим количеством воды.

Используется в удобрениях. Иногда его используют для изготовления стекла.

Арканит - минеральная форма сульфата калия.

  • Сульфат натрия
  • Сульфит калия
Эту короткую химическую статью можно сделать длиннее. Вы можете помочь Википедии, добавив к ней . .

Сульфат калия


Сульфат калия
Названия: сульфат калия
сульфат калия

Формула: K 2 SO 4
УЛЫБКИ: [O-] S (= O) (= O) [O -]. [K +]. [K +]
Молярная масса: 174,257 г / моль
Плотность: 2.663 г / см 3
Кристаллическая система: орторомбическая (α)
a = 5,7704 Å

5,7704 Å
0,5770 нм

, b = 10,0712 Å

10,0712 Å
1,0071 нм

, c = 7,4776 Å

7,4776 Å
0,7478 нм

°

, β = 90 °

90 °

, γ = 90 °

90 °


гексагональный (β)
a = 5,947 Å

5,9470 Å
0,5947 нм

, b = 5,947 Å

5.9470 Å
0,5947 нм

, c = 8,375 Å

8,3750 Å
0,8375 нм

α = 90 °

90 °

, β = 90 °

90 °

, γ = 120 °

120 °


Формы: https://media.crystalls.info/w/uploads/media/Hexagonal_bipyramid.json https://media.crystalls.info/w/uploads/media/Hexagonal_pyramid.json
Цвет: бесцветный
Температура плавления: 1069 ° С

1,342.15 K
1,956,2 ° F
2,415,87 ° R


Точка кипения: 1689 ° C

1962,15 K
3072,2 ° F
3531,87 ° R


Точка разложения: 583 ° C

856,15 K
1081,4 ° F
1541,07 ° R

(α)
Показатель преломления: 1.495
Магнитные свойства: диамагнитный
χ = -6.70 · 10 -5 см³ / моль
Стабильность: стабильный
Твердость: относительно сильный
(2 по шкале Мооса)
Токсичность: нетоксичный
LD 50 = 6600 мг / кг

Описание

Неорганическое соединение, соль щелочного металла калия и неорганической серной кислоты. Не образует гидратов воды.Встречается в природе как минерал арканит. В магазине удобрений (как «Сульфат калия»).

Взаимодействие гидроксида или карбоната калия и серной кислоты

Химическое уравнение:

H 2 SO 4 + 2KOH = K 2 SO 4 + 2H 2 O
H 2 SO 4 + K 2 CO 3 = K 2 SO 4 + H 2 O + CO 2

Для приготовления 100.00 г сульфата калия а 64,39 г гидроксида или 79,31 г карбоната и 152,12 г 37% -ной серной кислоты . Добавьте кислоту в колбу, затем добавьте небольшие части соединения калия при перемешивании до полного растворения или, если вы используете карбонат, до прекращения выделения углекислого газа. После прекращения реакции отфильтруйте раствор и используйте его для выращивания кристаллов.

Перекристаллизация удобрения "Сульфат калия"

Добавьте удобрение в колбу с кипящей водой, пока раствор не станет насыщенным.Затем отфильтруйте раствор и медленно остудите. Избыток соединения выпадает в виде кристаллического осадка, большая часть примесей остается в растворе.

Отделите этот осадок от основного раствора и повторите этот процесс несколько раз, используя тот же раствор на каждом следующем этапе. Наконец, осажденное соединение используют для выращивания кристаллов. №

Из-за примеси карбоната калия в удобрении рекомендуется добавить серную кислоту в раствор удобрения перед перекристаллизацией.

Взаимодействие хлорида или нитрата калия и нитрата аммония

Химическое уравнение:

(NH 4 ) 2 SO 4 + KCl = K 2 SO 4 ↓ + 2NH 4 Cl
(NH 4 ) 2 SO 4 + KNO 3 = K 2 SO 4 ↓ + 2NH 4 NO 3

Для приготовления 100,00 г сульфата калия а 42,78 г хлорида калия или 58.Требуется 02 г нитрата калия и 75,83 г сульфата аммония.

Добавить в колбу с горячим раствором сульфата аммония раствор хлорида или нитрата калия при нагревании и перемешивании. Охлаждение этой смеси вызовет образование большого количества кристаллических осадков. Отфильтровать осадок и промыть его небольшим количеством холодной воды, затем раствор профильтровать и использовать для выращивания кристаллов.

Взаимодействие хлорида или нитрата калия и серной кислоты

Химическое уравнение:

H 2 SO 4 + 2KCl = K 2 SO 4 + 2HCl ↑
H 2 SO 4 + 2KNO 3 = K 2 SO 4 + 2HNO 3

Для приготовления 100.00 г сульфата калия а 85,56 г хлорида калия или 116,04 г нитрата калия и 152,12 г 37% серной кислоты. Добавьте в колбу кислоту, а затем небольшими частями горячей кислоты раствор при нагревании и перемешивании. Начнется выброс большого количества газа. Внимание, выделяющийся газ раздражает глаза и легкие! Синтез следует проводить только в вытяжном шкафу или на открытом воздухе! После остановки реакции раствор отфильтровать и использовать для выращивания кристаллов.

Взаимодействие сульфата аммония и гидроксида или карбоната калия

Химическое уравнение:

(NH 4 ) 2 SO 4 + 2KOH = K 2 SO 4 + 2H 2 O + 2NH 3
(NH 4 ) 2 SO 4 + K 2 CO 3 = K 2 SO 4 + H 2 O + CO 2 ↑ + 2NH 3

Для приготовления 100.00 г сульфата калия а 64,39 г гидроксида калия или 79,31 г карбоната и 75,83 г сульфата аммония.

Добавить в колбу насыщенный раствор сульфата аммония, а затем добавить небольшие части горячего раствора соединений калия при нагревании и перемешивании. Начнется выброс большого количества аммиака. Внимание, выделение аммиака раздражает глаза и легкие! Синтез следует проводить только в вытяжном шкафу или на открытом воздухе! После остановки реакции раствор отфильтровать и использовать для выращивания кристаллов.

Банкноты

Используется как субстрат для микробов и грибков, поэтому в растворе может легко расти плесень. Раствор рекомендуется прокипятить 15 минут и сменить сосуд на другой. Хранить в первозданном виде или под несколькими слоями лака при средней влажности и комнатной температуре. Не хранить в спичечных коробках или ватке и не нагревать. Таблица График 0,16

0,16 г / 100 г
0,16%

18,2

18,2 г / 100 г
15,398%

4 4 4
Температура гр / 100,00 гр воды гр / 100,00 гр этанол 40% гр / 100,00 гр метанола гр / 100, 00 гр глицерин гр / 100,00 гр муравьиная кислота 95% гр / 100,00 гр серная кислота гр / 100,00 гр гидразин гр / 100,00 гр гидроксиламин
0 ° C

273.15 К
32 ° F
491,67 ° R

7,18

7,18 г / 100 г
6,699%

10 ° C

3 509,6 F
,15 ° F
,15 ° F
,15 ° F
° R

9,3

9,3 г / 100 г
8,509%

15 ° C

288,15 K
59 ° F
518,6725 ° R18
10.2

10,2 г / 100 г
9,256%

20 ° C

293,15 K
68 ° F
527,67 ° R

0

г / 11,1

11,1 %

1,317

1,317 г / 100 г
1,3%

36,5

36,5 г / 100 г
26,74%

5

03 5 г / 100 г
5 г / 100 г762%

3,5

3,5 г / 100 г
3,382%

25 ° C

298,15 K
77 ° F
536,67 ° R

12,1


12,1 г / 100 г 10,794%

0,0596

0,0596 г / 100 г
0,0596%

30 ° C

303,15 K
86 ° F
545,67 900 ° F
545,67 900

13 г / 100г
11.504%

40 ° C

313,15 K
104 ° F
563,67 ° R

14,8

14,8 г / 100 г
12,892 902

902%
11,61

11,61 г / 100 г
10,402%

50 ° C

323,15 ° K
582,15 K
67 ° R

~ 16,5

16,5 г / 100 г
14,163%

60 ° C

333,15 K
140 ° F

03
599,67 ° R

70 ° C

343,15 K
158 ° F
617,67 ° R

907.9 г / 100 г
16,597%

80 ° C

353,15 K
176 ° F
635,67 ° R

21,4


21,4 г / 1000003

90 ° C

363,15 K
194 ° F
653,67 ° R

22,9

22,9 г / 100 г
18,633%

9048
100 ° C

373.15 К
212 ° F
671,67 ° R

24,1

24,1 г / 100 г
19,42%

41,42

41,42 г / 100 г
29,2892

Слабо растворим в глицерине. Нерастворим в этаноле, ацетоне, бензоле, сероуглероде, этиленгликоле и аммиаке.

Галерея


Видео


Источники


Навигация

.

Смотрите также