Хлорит - Chlorite
 | |
 | |
| Имена | |
|---|---|
| Название ИЮПАК Хлорит | |
| Идентификаторы | |
3D модель (JSmol ) | |
| ChemSpider | |
| ECHA InfoCard | 100.123.477  |
| Номер ЕС |
|
PubChem CID | |
| UNII | |
| |
| |
| Свойства | |
| ClO− 2 | |
| Молярная масса | 67.452 |
| Конъюгированная кислота | Хлорноватистая кислота |
Если не указано иное, данные для материалов приведены в их стандартное состояние (при 25 ° C [77 ° F], 100 кПа). | |
| Ссылки на инфобоксы | |
В хлорит ион, или диоксид хлора анион, это галит с химическая формула из ClO−
2. А хлорит (соединение) - это соединение, содержащее эту группу, с хлор в степень окисления +3. Хлориты также известны как соли из хлористая кислота.
Соединения
Свободная кислота, хлористая кислота HClO2, является наименее устойчивым оксокислота хлора и наблюдался только как водный раствор при низких концентрациях. Поскольку его нельзя концентрировать, это не коммерческий продукт. В щелочной металл и щелочноземельный металл все соединения бесцветные или бледно-желтые, с хлорит натрия (NaClO2), являющийся единственным коммерчески важным хлоритом. Хлориты тяжелых металлов (Ag+, Hg+, Тл+, Pb2+, а также Cu2+ и NH+
4) нестабильны и взрывоопасно разлагаются при нагревании или ударе.[1]
Хлорит натрия косвенно получен из хлорат натрия, NaClO3. Во-первых, взрывоопасный газ диоксид хлора, ClO2 получают путем восстановления хлората натрия подходящим восстанавливающим агентом, таким как метанол, перекись водорода, соляная кислота или диоксид серы.
Структура и свойства
Ион хлорита принимает изогнутая молекулярная геометрия, из-за эффектов одинокие пары на атоме хлора с валентным углом O – Cl – O 111 ° и длиной связи Cl – O 156 пм.[1]Хлорит - сильнейший окислитель хлора. оксианионы на основе стандарта половина клетки потенциалы.[2]
| Ион | Кислая реакция | E° (В) | Нейтральная / основная реакция | E° (В) |
|---|---|---|---|---|
| Гипохлорит | ЧАС+ + HOCl + e− → 1⁄2 Cl2(г) + H2О | 1.63 | ClO− + H2O + 2 e− → Cl− + 2 ОН− | 0.89 |
| Хлорит | 3 ч+ + HOClO + 3 е− → 1⁄2 Cl2(г) + 2 H2О | 1.64 | ClO− 2 + 2 часа2O + 4 e− → Cl− + 4 ОН− | 0.78 |
| Хлорат | 6 часов+ + ClO− 3 + 5 e− → 1⁄2 Cl2(г) + 3 H2О | 1.47 | ClO− 3 + 3 часа2O + 6 e− → Cl− + 6 ОН− | 0.63 |
| Перхлорат | 8 часов+ + ClO− 4 + 7 e− → 1⁄2 Cl2(г) + 4 H2О | 1.42 | ClO− 4 + 4 часа2O + 8 e− → Cl− + 8 ОН− | 0.56 |
Использует
Самый важный хлорит - это хлорит натрия (NaClO2); он используется при отбеливании текстильных изделий, целлюлозы и бумаги, однако, несмотря на его сильно окисляющую природу, он часто не используется напрямую, а вместо этого используется для получения нейтральных частиц диоксид хлора (ClO2), обычно через реакцию с HCl:
- 5 NaClO2 + 4 HCl → 5 NaCl + 4 ClO2 + 2 часа2О
Другие оксианионы
Несколько оксианионы хлора существуют, в которых он может принимать состояния окисления -1, +1, +3, +5 или +7 в соответствующих анионах Cl−, ClO−, ClO−
2, ClO−
3, или ClO−
4, обычно известный как хлорид, гипохлорит, хлорит, хлорат и перхлорат. Они являются частью большой семьи других оксиды хлора.
| степень окисления | −1 | +1 | +3 | +5 | +7 |
|---|---|---|---|---|---|
| анион по имени | хлористый | гипохлорит | хлорит | хлорат | перхлорат |
| формула | Cl− | ClO− | ClO− 2 | ClO− 3 | ClO− 4 |
| структура |  |  |  |  |  |
Смотрите также
- Тетрахлордекаоксид, препарат на основе хлорита
- Хлорил, ClO+
2
использованная литература
- ^ а б Greenwood, N.N .; Эрншоу, А. (2006). Химия элементов (2-е изд.). Оксфорд: Баттерворт-Хайнеманн. п. 861. ISBN 0750633654.
- ^ Коттон, Ф. Альберт; Уилкинсон, Джеффри (1988), Продвинутая неорганическая химия (5-е изд.), Нью-Йорк: Wiley-Interscience, стр. 564, г. ISBN 0-471-84997-9
- Краткая химическая энциклопедия Кирка-Отмера, Мартин Грейсон, редактор, John Wiley & Sons, Inc., 1985 г.