Какво е хлорен оксид 5? Хлорни оксиди

19 август 2012 г

Оксидите или оксидите са съединения на различни елементи с кислород. Почти всички елементи образуват такива съединения. Хлорът, подобно на други халогени, се характеризира в такива съединения с положително състояние на окисление. Всички хлорни оксиди са изключително нестабилни вещества, което е типично за оксидите на всички халогени. Известни са четири вещества, чиито молекули съдържат хлор и кислород.

1. Газообразно съединение от жълт до червеникав цвят с характерна миризма (напомняща миризмата на газ Cl2) е хлорен оксид (I). Химична формула Cl2O. Точка на топене минус 116 °C, точка на кипене плюс 2 °C. При нормални условия плътността му е 3,22 kg/m³.
2. Жълт или жълто-оранжев газ с характерна миризма е хлорен оксид (IV). Химична формула ClO2. Точка на топене минус 59 °C, точка на кипене плюс 11 °C.
3. Червено-кафявата течност е хлорен оксид (VI). Химична формула Cl2O6. Точка на топене плюс 3,5 °C, точка на кипене плюс 203 °C.
4. Безцветна маслена течност - хлорен оксид (VII). Химична формула Cl2O7. Точка на топене минус 91,5 °C, точка на кипене плюс 80 °C.

Хлорният оксид със степен на окисление +1 е анхидрид на слаба едновалентна хипохлорна киселина (HClO). Получава се по метода на Pelouse чрез взаимодействие на живачен оксид с хлорен газ съгласно едно от реакционните уравнения: 2Cl2 + 2HgO → Cl2O + Hg2OCl2 или 2Cl2 + HgO → Cl2O + HgCl2. Условията за тези реакции са различни. Хлорният оксид (I) кондензира при температура минус 60 oC, тъй като при по-високи температури се разлага, избухва, а в концентрирана форма е експлозивен. Воден разтвор на Cl2O се получава чрез хлориране на карбонати на алкалоземни или алкални метали във вода. Оксидът се разтваря добре във вода и се образува хипохлорна киселина: Cl2O + H2O ↔ 2HClO. В допълнение, той също е разтворим във въглероден тетрахлорид.

Хлорният оксид със степен на окисление +4 иначе се нарича диоксид. Това вещество е разтворимо във вода, сярна и оцетна киселина, ацетонитрил, тетрахлорметан, както и в други органични разтворители, с увеличаване на полярността му се увеличава разтворимостта. В лабораторни условия се получава чрез взаимодействие на калиев хлорат с оксалова киселина: 2KClO3 + H2C2O4 → K2CO3 + 2ClO2 + CO2 + H2O. Тъй като хлорният оксид (IV) е експлозивно вещество, той не може да се съхранява в разтвор. За тези цели се използва силикагел, на чиято повърхност ClO2 може да се съхранява в адсорбирана форма за дълго време, като в същото време е възможно да се отървете от хлорните замърсители, тъй като не се абсорбира от силикагела. При индустриални условия ClO2 се получава чрез редукция със серен диоксид, в присъствието на сярна киселина, натриев хлорат: 2NaClO3 + SO2 + H2SO4 → 2NaHSO4 + 2ClO2. Използва се като избелващ агент, например хартия или целулоза и др., както и за стерилизация и дезинфекция на различни материали.

Хлорният оксид със степен на окисление +6 при топене се разлага съгласно уравнението на реакцията: Cl2O6 → 2ClO3. Хлорният оксид (VI) се получава чрез окисляване на диоксид с озон: 2O3 + 2ClO2 → 2O2 + Cl2O6. Този оксид е способен да взаимодейства с алкални разтвори и вода. В този случай възникват реакции на диспропорционалност. Например, когато реагира с калиев хидроксид: 2KOH + Cl2O6 → KClO3 + KClO4 + H2O, резултатът е калиев хлорат и перхлорат.

Висшият хлорен оксид се нарича още хлорен анхидрид или дихлорхептаоксид и е силен окислител. Може да експлодира при удар или при нагряване. Това вещество обаче е по-стабилно от оксидите със степен на окисление +1 и +4. Разграждането му до хлор и кислород се ускорява поради наличието на нисши оксиди и при повишаване на температурата от 60 до 70 oC. Хлорният оксид (VII) може бавно да се разтваря в студена вода, в резултат на реакцията се образува перхлорна киселина: H2O + Cl2O7 → 2HClO4. Дихлорхептаоксидът се получава чрез внимателно нагряване на перхлорна киселина с фосфорен анхидрид: P4O10 + 2HClO4 → Cl2O7 + H2P4O11. Cl2O7 може да се получи и чрез използване на олеум вместо фосфорен анхидрид.

Клонът на неорганичната химия, който изучава халогенните оксиди, включително хлорните оксиди, започна да се развива активно през последните години, тъй като тези съединения са енергоемки. Те са способни моментално да отделят енергия в горивните камери на реактивните двигатели, а в химическите източници на ток скоростта на нейното отделяне може да се регулира. Друга причина за интерес е възможността за синтезиране на нови групи неорганични съединения, например хлорният оксид (VII) е прародителят на перхлоратите.

Източник: fb.ru

Текущ

Хлорен (I) оксид Cl2O- може да се получи ендотермично нестабилно съединение, както следва: 2 Cl 2 + HgO = HgCl 2 + Cl 2 O.

При нагряване се разлага: 2Cl 2 O = 2Cl 2 + O 2, с вода дава хипохлорна киселина (има мек характер): Cl 2 O + H 2 O = 2HOCl.

Степента на окисление на хлора е +4. ClO2- хлорен (IV) оксид, ендотермичен с остра миризма, има ъглова форма, така че е полярен.

ClO 2 се характеризира с реакции на диспропорциониране: 6ClO 2 + 3H 2 O = 5HClO 3 + HCl,

2ClO 2 + 2KOH = KСlO 2 + KClO 3 + H 2 O. 2KClO 3 + H 2 C 2 O 4 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2CO 2 + 2ClO 2 + 2H 2 O,

Използва се главно за избелване или стерилизиране на различни материали. Установено е, че може да се използва за обезфенолиране на отпадъчни води от химически заводи.

Cl2O6дава реакцията на диспропорциониране: 2ClO 2 + 2O 3 = Cl 2 O 6 + 2 O 2,

Cl 2 O 6 + 2 KOH = KClO 3 + KClO 4 + H 2 O.

Хлорен (VII) оксид Cl2O7- анхидрид на перхлорната киселина HClO 4 (ml полярен), относително стабилен, при нагряване (над 120 градуса) се разлага експлозивно. 2 HClO 4 + P 2 O 5 = Cl 2 O 7 + 2HPO 3,

Cl 2 O 7 + H 2 O = 2HClO 4, 2Cl 2 O 7 = 2Cl 2 + 7O 2,

Бромният (I) оксид може да се получи, както следва: 2 Br 2 + HgO = HgBr 2 + Br2O, при стайна температура го

разлага се: 2Br 2 O = 2 Br 2 + O 2.

Бромен (IV) оксид 4O 3 + 3Br 2 = 6BrO 2 е светложълто твърдо вещество, стабилно само при -40 градуса. Един от продуктите на неговото термично разлагане във вакуум е кафяв бромен оксид.

Йодният оксид (V) се получава чрез дехидратиране на йодна киселина (със сярна киселина при нагряване): 2 HIO 3 = I 2 O 5 + H 2 O, над 3000 C се разлага: 2 I 2 O 5 = 2 I 2 + 5 O 2.

Въпрос № 20. Кислородсъдържащи киселини на халогени като NHO и техните соли. Номенклатура. Структурата на мл. Устойчивост. Окислителни и киселинни свойства. Избелващ прах. Получаване и приложение.

Флуорна киселинасе образува частично от взаимодействието на бавен поток от флуор под понижено налягане с охладена вода. Освободен само в много малки количества, той е безцветно вещество с високо налягане на парите; при нормални условия се разлага доста бързо на HF и O 2 . M-la HOF има ъгъл = 97 градуса. Очевидно е силен, но бързо се хидролизира от вода, главно съгласно уравнението: HOF + HOH = HF + H 2 O 2. Солите му не са получени, но са известни вещества, които могат да се разглеждат като продукти от заместването на неговия водород с радикали с металоиден характер.

Хипохлорна киселинамного слаб, лесно се разлага на светлина с отделяне на атомарен кислород, което определя неговите много силни окислителни свойства.

HClO и хипохлорити могат да бъдат получени, както следва: Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO, Cl 2 + 2KOH = KCl + KClO + H 2 O Javel вода, Cl 2 + Ca(OH) 2 = CaOCl 2 + H 2 O - хлорна вар Cl 2 O + 2 KOH = 2KClO + H 2 O,

2 HI + HClO = I 2 + HCl + H 2 O. Cl 2 O + H 2 O = 2HOCl.

Хипохлорната киселина и хипохлоритите са ок. Сравнението на стандартните редокс потенциали показва, че хипохлорната киселина е по-силен окислител от свободния хлор и хипохлоритите. Високата окислителна сила на съединението се обяснява със силния поляризуем ефект на протона върху връзката хлор-кислород, в който случай връзката се деформира и е нестабилно образувание в сравнение с хипохлоритите.

Водата от Javel се използва за избелване на тъкани, а белината се използва за дезинфекция.

M-la има ъглов структурен ъгъл = 103° d(OH) = 0,97, d(ОCl) = 1,69A°.

Хибробромна киселина Br 2 + H 2 O = HBr + HBrO, Br 2 + KOH = KBr + KBrO + H 2 O, калиев хипобромит Br 2 + 5 Cl 2 + 6 H 2 O = 2 HBrO + 10 HCl. Калиевият хипобромит лесно се разлага: 3 KBrO = 2 KBr + KBrO 3 калиев бромат.

Водородна киселина: 2I 2 + HgO + H 2 O = HgI 2 + 2HIO, Солите могат да бъдат получени чрез взаимодействие на киселини с основи или чрез реакции:

Последните 2 съединения не са изолирани в индивидуално състояние, а солите - хипобромиди и хипойодиди - са доста стабилни при липса на окисление. В този ред силата намалява.

Въпрос № 21. Кислородсъдържащи съединения на халогени като HXO3 и техните соли. Номенклатура. Структурата на мл. Устойчивост. Окислителни и киселинни свойства. Получаване и приложение. Бертолетова сол. Концепцията за колебателни състояния.

Хипохлорната киселина HClO 3 е стабилна само във водни разтвори - тя е силна киселина и енергичен окислител: Ba(ClO 3) 2 + H 2 SO 4 = 2 HClO 3 + BaSO 4, 6P + 5HClO 3 = 3 P 2 O 5 + 5 HCl,

HClO 3 + NaOH = NaClO 3 + H 2 O (натриев хлорат).

С повишаване на температурата протича реакцията: 3 Cl 2 + 6 KOH = 5 KCl + KClO 3 + 3 H 2 O, където KClO 3 е сол (калиев хлорат), наричана още сол на Бертоле в чест на своя откривател, французите химик К. Бертоле. Използва се като окислител в пиротехниката, при производството на кибрит и за производство на кислород в лабораторията. При нагряване се разлага: 4 KClO 3 = KCl + 3 KClO 4, а в присъствието на катализатор MnO 2 се получава следното: 2 KClO 3 = 2 KCl + 3 O 2.

HBrO 3 - бромна киселина (съществува само в разтвор) може да се получи, както следва: Ba(BrO 3) 2 + H 2 SO 4 = 2 HBrO 3 + BaSO 4.

Интересно е да се отбележи, че йодът може да измести брома от калиевия бромат 2 KBrO 3 + I 2 = 2 KIO 3 + Br 2

HIO 3 – йод (йодати) d(IO) = 1,8 A (две връзки) и 1,9 (една връзка) и ъгъл OIO = 98°

I 2 + 5Cl 2 + 6H 2 O = 2HIO 3 + 10HCl, 3I 2 + 10HNO 3 = 6HIO 3 + 10NO + 2H 2 O,

I 2 + 2HClO 3 = 2HIO 3 + Cl 2 (йодът измества хлора), IF 5 + 3 H 2 O = 5 HF + HIO 3

Солите могат да бъдат получени чрез взаимодействие на киселини с основи или чрез реакции:

3 I 2 + 6 NaOH = 5 NaI + NaIO 3 + 3 H 2 O,

Разтворимостта и киселинните свойства на киселините намаляват, а стабилността се увеличава

Автор: Химическа енциклопедия Н. С. Зефиров

ХЛОРНИ ОКСИДИ. Всички ХЛОРНИ ОКСИДИ o. имат остра миризма, са термично и фотохимично нестабилни, склонни към експлозивно разлагане, имат положителен Моноксид [Cl (I) оксид, дихлороксид, хемиоксид] Cl 2 O е жълто-оранжев газ със слаб зеленикав оттенък, в течно състояние е червено-кафяв; Cl - O дължина на връзката 0.1700 nm, ъгъл OClO 111°, 2.60 x 10 -30 Cl x m (таблица); уравнение за температурната зависимост на налягането на парата logp (mm Hg) = 7,87 - 1373/T (173-288 K); разтворим във вода за образуване на HNS, разтворимост (g в 100 g H 2 O при 0 °C): 33,6 (2,66 kPa), 52,4 (6,65 kPa). При 60-100 °C термодинамичното разлагане на Cl 2 O завършва за 12-24 часа; над 110 °C експлозия настъпва след няколко минути; осветлението ускорява разлагането и увеличава вероятността от експлозия. С хлориди образува оксихлориди, например с T1Cl 4, TaCl 5 и AsCl 3 съответно дава T1OCl 2, TaOCl 3 и AsO 2 Cl. С NO 2 образува смес от NO 2 Cl и NO 3 Cl, с N 2 O 5 - чист NO 3 Cl. Флуорирането на Cl 2 O с AgF 2 може да произведе ClOF 3, а чрез реакция с AsF 5 или SbF 5 - хлорилни соли ClO + 2 MF - 6. ClO 2 и Cl 2 O 6 реагират по подобен начин с MF 5 (където М е As и Sb). Със сб. органични съединения Cl 2 O се държи като хлориращ агент, подобно на хлора. Cl 2 O се получава чрез преминаване на Cl 2, разреден с N 2 през HgO или чрез взаимодействие на Cl 2 с мокър Na 2 CO 3 .

СВОЙСТВА НА ХЛОРНИТЕ ОКСИДИ

Индекс
точка на кипене, °C
Плътност, g/cm3				2,023 (3,5 °C)	1,805** (25 °C)
J/(mol x K)
KJ/mol
KJ/mol
J/(mol x K)

*Изчислено. **2,38 g/cm 3 при -160 °C.

Диоксидът ClO 2 е жълт газ, в течно състояние е яркочервен, в твърдо състояние е червеникаво-жълт; C - O дължина на връзката 0.1475 nm, OClO ъгъл 117 °C; уравнение за температурната зависимост на налягането на парата logp (mm Hg) = 7.7427 - 1275.1/T (226-312 K); разтворимост във вода 26,1 g/l (25 °C, 20,68 kPa), разтворим в CCl 4, HClO 4, CH 3 COOH. В индивидуално състояние е експлозивен, при 30-50 ° C разлагането настъпва с измерима скорост, над 50 ° C експлодира след индукционен период. В алкална среда ClO 2 е непропорционален на и в присъствието. Образува се H 2 O 2 и се освобождава O 2 . Редуцира се от йодиди, арсениди, PbO, H 2 SO 3, амини до хлоритен йон. CNO 2 и N 2 O 5 образуват NO 3 Cl, с NOCl -NO 2 Cl. Флуориран с AgF 2, BrF 3 или разреден F 2 до ClO 2 F. ClO 2 се получава чрез действието на редуциращи агенти (SO 2, NO 2, метанол, органични пероксиди) върху подкиселен разтвор на хлорат на алкален метал чрез нагряване на смес от хлорат с мокра оксалова киселина, действието Cl 2 за хлорити. За разлика от останалите, ХЛОРНИТЕ ОКСИДИ o. ClO 2 - промишлен продукт. производство, той се използва вместо Cl 2 като по-безопасен за околната среда продукт за избелване на дървесна маса, целулоза, синтетика. фибри, за приготвяне на напитки и техн. вода, дезинфекция на отпадни води. Дразни лигавиците, предизвиква кашлица, повръщане и др.; MPC във въздуха на работната зона 0,1 mg/m 3, LD 50 140 mg/kg (плъхове, интрагастрални).
Хлорен перхлорат (цихлортетроксид) Cl 2 O 4 или СlOClО 3 - светложълта течност, кристална. състояние е почти безцветен (виж Перхлорати).
Триоксид (дихлорхексаоксид) Cl 2 O 6 е яркочервена течност, в твърдо състояние е оранжева, цветът отслабва при охлаждане. В газовете и течностите молекулите имат структура O 2 Cl - O - ClO 3, в кристалите те са кристали на моноклинната система (пространствена група, z = 4); налягане на парата 39,9 Pa (0 °C), 133 Pa (19 °C). Бавно се разлага вече при 0-10 ° C на ClO 2 и O 2, над 20 ° C Cl 2 се появява в продуктите на разлагане; реагира с вода със светкавица, продуктите на хидролизата са HClO 3 и HClO 4. С хлориди, бромиди, нитрати образува перхлорати, например с NOCl дава NOClO 4, с N 2 O 5 - NO 2 ClO 4, с AlCl 3 - ClO 2, с FeCl 3 - ClO 2. При нагряване във вакуум такива комплекси се разделят на Cl 2 O 6 и се превръщат в несолватирани перхлорати Al (ClO 4) 3, Fe (ClO 4) 3. Cl 2 O 6 се получава чрез реакция на озон с ClO 2 или действието на F 2 върху метални хлорати. Използва се за синтез на безводни перхлорати в лабораторни условия.
Cl(VII) оксид (хлорен анхидрид, дихлорхептаоксид) Cl 2 O 7 - безцветен. подвижна течност, чувствителна на удар и триене. Молекулата има структура O 3 Cl - O - ClO 3, дължината на връзката Cl - O е 0,1709 nm, в групите ClO 3 - 0,1405 nm, ъгъл ClOCl 118,6 °, OClO 115,2 °, 2,40 x 10 -30 Kl x m; моноклинни кристали (пространствена група C 2/c); уравнение за температурната зависимост на налягането на парата lgp (mm Hg) = 7,796-1770/T. Неограничено разтворим в CCl 4, силно разтворим в HClO 4, POCl 3 и др. Не се смесва с вода, реагира на фазовата граница, за да образува HClO 4, реакцията е силно екзотермична -211 kJ/mol); нагряването на слоя Cl 2 O 7 може да доведе до експлозия. Разлагането на Cl 2 O 7 в газ в хлор и кислород става с измерима скорост при 100-120 ° C, но при налягане на Cl 2 O 7 над 13,3 kPa става експлозивен. Течният Cl 2 O 7 е стабилен до 60-70 ° C, примес от по-ниски ХЛОРНИ ОКСИДИ o. ускорява разпадането му. Течният Cl 2 O 7 се характеризира с реакции с образуването на ковалентни съединения с групата - ClO 3. С NH 3 в CCl 4 образува NH 4 HNClO 3 и NH 4 ClO 4, с алкиламини - RHNClO 3 и R 2 NClO 3, съответно, с SbF 5 - SbOF 3 и FClO 3, с N 2 O 5 в CCl 4 NO 2 ClO 4 . Използвайки Cl 2 Около 7, можете да синтезирате органични перхлорати от алкохоли. Cl 2 O 7 се получава чрез действието на P 2 O 5 или олеум върху перхлорна киселина или чрез електролиза на разтвор на HClO 4 върху Pt електроди под 0 ° C (Cl 2 O 7 се натрупва в анодното пространство). Чист Cl 2 O 7 може също да се получи чрез нагряване на някои перхлорати във вакуум, например Nb(ClO 4) 5, MoO 2 (ClO 4) 2.
Известни са редица хлор-кислородни свободни радикали, получени в различни нискотемпературни матрици и изследвани главно по метода на EPR - ClO 3, ClOO, ClClO, както и нискостабилният сескиоксид Cl 2 O 3, който се разлага при - 50 - 0 ° C и вероятно има структурата на хлорен хлорат СlOClO2. Термично стабилният радикал ClO (дължина на връзката Cl - O 0,1569 nm, 4,133 C x m, 101,6 kJ/mol) е междинен продукт от окисляването на въглеводороди с перхлорна киселина и ХЛОРНИ ОКСИДИ o., разлагането на всички ХЛОРНИ ОКСИДИ o. и други хлорно-кислородни съединения, както и реакцията на озон с атомен хлор в стратосферата.

Литература: Никитин И.В., Химия на кислородните съединения на халогените, М., 1986.

В.Я.Росоловски.

Химическа енциклопедия. Том 5 >>