Šta je hlor oksid 5? Oksidi hlora

19. avgusta 2012

Oksidi ili oksidi su spojevi različitih elemenata s kisikom. Gotovo svi elementi formiraju takve spojeve. Klor, kao i drugi halogeni, u takvim spojevima karakterizira pozitivno oksidacijsko stanje. Svi oksidi hlora su izuzetno nestabilne supstance, što je tipično za okside svih halogena. Poznate su četiri supstance čije molekule sadrže hlor i kiseonik.

1. Gasovito jedinjenje od žute do crvenkaste boje sa karakterističnim mirisom (koji podsjeća na miris plina Cl2) je hlor oksid (I). Hemijska formula Cl2O. Tačka topljenja minus 116 °C, tačka ključanja plus 2 °C. U normalnim uslovima, njegova gustina je 3,22 kg/m³.
2. Žuti ili žuto-narandžasti plin karakterističnog mirisa je hlor oksid (IV). Hemijska formula ClO2. Tačka topljenja minus 59 °C, tačka ključanja plus 11 °C.
3. Crveno-smeđa tečnost je hlor oksid (VI). Hemijska formula Cl2O6. Tačka topljenja plus 3,5 °C, tačka ključanja plus 203 °C.
4. Bezbojna uljasta tečnost - hlor oksid (VII). Hemijska formula Cl2O7. Tačka topljenja minus 91,5 °C, tačka ključanja plus 80 °C.

Klor oksid sa oksidacionim stanjem +1 je anhidrid slabe monohidrične hipohlorne kiseline (HClO). Dobiva se metodom Pelouse reakcijom živinog oksida sa gasovitim hlorom prema jednoj od jednadžbi reakcije: 2Cl2 + 2HgO → Cl2O + Hg2OCl2 ili 2Cl2 + HgO → Cl2O + HgCl2. Uslovi za pojavu ovih reakcija su različiti. Klor oksid (I) kondenzuje se na temperaturi od minus 60 oC, jer se na višim temperaturama raspada, eksplodira, au koncentrisanom obliku je eksplozivan. Vodeni rastvor Cl2O se dobija hlorisanjem zemnoalkalnih ili karbonata alkalnih metala u vodi. Oksid se dobro otapa u vodi i stvara se hipohlorna kiselina: Cl2O + H2O ↔ 2HClO. Osim toga, rastvara se i u tetrahloridu ugljenika.

Klor oksid sa oksidacionim stanjem +4 inače se naziva dioksid. Ova supstanca je rastvorljiva u vodi, sumpornoj i sirćetnoj kiselini, acetonitrilu, tetrahloridu ugljenika, kao i u drugim organskim rastvaračima, sa povećanjem polariteta njena rastvorljivost raste. U laboratorijskim uslovima dobija se reakcijom kalijum hlorata sa oksalnom kiselinom: 2KClO3 + H2C2O4 → K2CO3 + 2ClO2 + CO2 + H2O. Pošto je hlor oksid (IV) eksplozivna supstanca, ne može se čuvati u rastvoru. U te svrhe koristi se silika gel na čijoj površini se ClO2 može dugo skladištiti u adsorbiranom obliku, a istovremeno je moguće ukloniti zagađivače klora, jer ga silika gel ne apsorbira. U industrijskim uslovima, ClO2 se dobija redukcijom sumpordioksidom, u prisustvu sumporne kiseline, natrijum hlorata: 2NaClO3 + SO2 + H2SO4 → 2NaHSO4 + 2ClO2. Koristi se kao sredstvo za izbjeljivanje, na primjer, papir ili celuloza itd., kao i za sterilizaciju i dezinfekciju raznih materijala.

Klor oksid sa oksidacionim stanjem +6, pri topljenju se raspada prema jednačini reakcije: Cl2O6 → 2ClO3. Klor oksid (VI) se dobija oksidacijom dioksida ozonom: 2O3 + 2ClO2 → 2O2 + Cl2O6. Ovaj oksid je sposoban za interakciju s alkalnim otopinama i vodom. U ovom slučaju dolazi do reakcija disproporcionalnosti. Na primjer, pri reakciji sa kalijum hidroksidom: 2KOH + Cl2O6 → KClO3 + KClO4 + H2O, rezultat je kalijum hlorat i perhlorat.

Viši hlor oksid se naziva i hlorni anhidrid ili dihloroheptaoksid i jako je oksidaciono sredstvo. Može eksplodirati pri udaru ili kada se zagrije. Međutim, ova tvar je stabilnija od oksida s oksidacijskim stanjima +1 i +4. Njegovo razlaganje na hlor i kiseonik ubrzava se zbog prisustva nižih oksida i sa porastom temperature od 60 do 70 oC. Klor oksid (VII) je u stanju da se polako otapa u hladnoj vodi; kao rezultat reakcije nastaje perhlorna kiselina: H2O + Cl2O7 → 2HClO4. Dihloroheptaoksid se dobija pažljivim zagrevanjem perhlorne kiseline sa fosfornim anhidridom: P4O10 + 2HClO4 → Cl2O7 + H2P4O11. Cl2O7 se također može dobiti upotrebom oleuma umjesto fosfornog anhidrida.

Grana anorganske hemije, koja proučava halogene okside, uključujući i okside hlora, počela se aktivno razvijati poslednjih godina, budući da su ova jedinjenja energetski intenzivna. Oni su u stanju da momentalno otpuštaju energiju u komorama za sagorevanje mlaznih motora, a u hemijskim izvorima struje može se regulisati brzina njenog oslobađanja. Drugi razlog za zanimanje je mogućnost sintetizacije novih grupa neorganskih spojeva, na primjer, hlor oksid (VII) je predak perklorata.

Izvor: fb.ru

Current

Klor(I) oksid Cl2O- endotermno nestabilno jedinjenje se može dobiti na sledeći način: 2 Cl 2 + HgO = HgCl 2 + Cl 2 O.

Zagrijavanjem se razlaže: 2Cl 2 O = 2Cl 2 + O 2, sa vodom daje hipohlornu kiselinu (blag karaktera): Cl 2 O + H 2 O = 2HOCl.

Oksidacijsko stanje hlora je +4. ClO2- hlor (IV) oksid, endoterman, oštrog mirisa, ugaonog je oblika, pa je polaran.

ClO 2 karakteriziraju reakcije disproporcionalnosti: 6ClO 2 + 3H 2 O = 5HClO 3 + HCl,

2ClO 2 + 2KOH = KSlO 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,

Uglavnom se koristi za izbjeljivanje ili sterilizaciju raznih materijala. Utvrđeno je da se može koristiti za defenolaciju otpadnih voda iz hemijskih postrojenja.

Cl2O6 daje reakciju disproporcionalnosti: 2ClO 2 + 2O 3 = Cl 2 O 6 + 2 O 2,

Cl 2 O 6 + 2 KOH \u003d KClO3 + KClO 4 + H 2 O.

Klor(VII) oksid Cl2O7- anhidrid perhlorne kiseline HClO 4 (ml polarni), relativno stabilan, pri zagrevanju (iznad 120 stepeni) eksplozivno se raspada. 2 HClO 4 + P 2 O 5 = Cl 2 O 7 + 2HPO 3,

Cl 2 O 7 + H 2 O \u003d 2HClO 4, 2Cl 2 O 7 \u003d 2Cl 2 + 7O 2,

Brom (I) oksid se može dobiti na sljedeći način: 2 Br 2 + HgO = HgBr 2 + Br2O, na sobnoj temperaturi

razlaže: 2Br 2 O = 2 Br 2 + O 2.

Brom (IV) oksid 4O 3 + 3Br 2 = 6BrO 2 je svijetložuta čvrsta supstanca, stabilna samo na -40 stepeni. Jedan od proizvoda njegovog termičkog razlaganja u vakuumu je smeđi brom oksid.

Jod oksid (V) se dobija dehidratacijom jodne kiseline (sa sumpornom kiselinom kada se zagreje): 2 HIO 3 = I 2 O 5 + H 2 O, iznad 3000 C se razlaže: 2 I 2 O 5 = 2 I 2 + 5 O 2.

Pitanje br. 20. Kiseline koje sadrže kiseonik halogena tipa HCO i njihove soli. Nomenklatura. Struktura ml. Održivost. Oksidativna i kisela svojstva. Prašak za izbjeljivanje. Prijem i prijava.

Fluorna kiselina djelomično nastaje interakcijom sporog protoka fluora pod sniženim tlakom s ohlađenom vodom. Oslobođen samo u vrlo malim količinama, to je bezbojna supstanca sa visokim pritiskom pare; u normalnim uslovima se prilično brzo raspada na HF i O 2 . M-la HOF ima ugao = 97 stepeni. Naizgled je jaka, ali se brzo hidrolizira vodom, uglavnom prema jednačini: HOF + HOH = HF + H 2 O 2. Njegove soli nisu dobivene, ali su poznate tvari koje se mogu smatrati produktima zamjene njegovog vodika radikalima metaloidnog karaktera.

Hipohlorna kiselina vrlo slab, lako se razgrađuje na svjetlosti uz oslobađanje atomskog kisika, što određuje njegova vrlo jaka oksidacijska svojstva.

HClO i hipohloriti se mogu dobiti na sledeći način: Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO, Cl 2 + 2KOH = KCl + KClO + H 2 O Javel voda, Cl 2 + Ca(OH) 2 = CaOCl 2 + H 2 O - hlorno vapno 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.

Hipohlorna kiselina i hipohlorit su ok. Poređenje standardnih redoks potencijala pokazuje da je hipohlorna kiselina jači oksidant od slobodnog hlora i hipohlorita. Visoka oksidativna sila spoja objašnjava se snažnim polarizacijskim djelovanjem protona na vezu hlor-kiseonik, u kom slučaju je veza deformisana i predstavlja nestabilnu formaciju u poređenju sa hipohloritima.

Javel voda se koristi za izbjeljivanje tkanina, a izbjeljivač se koristi za dezinfekciju.

M-la ima ugaonu strukturu ugao = 103° d(OH) = 0,97, d(OCl) = 1,69 A°.

hipobromna kiselina Br 2 + H 2 O = HBr + HBrO, Br 2 + KOH = KBr + KBrO + H 2 O, kalijum hipobromit Br 2 + 5 Cl 2 + 6 H 2 O = 2 HBrO + 10 HCl. Kalijum hipobromit se lako razlaže: 3 KBrO = 2 KBr + KBrO 3 kalijum bromat.

jodasta kiselina: 2I 2 + HgO + H 2 O = HgI 2 + 2HIO, Soli se mogu dobiti reakcijom kiselina sa alkalijama ili reakcijama:

Posljednja 2 spoja nisu izolirana u pojedinačnom stanju, a soli - hipobromidi i hipojodidi - prilično su stabilne u odsustvu oksidacije. U ovom redu sila se smanjuje.

Pitanje br. 21. Jedinjenja halogena koji sadrže kiseonik kao što je HXO3 i njihove soli. Nomenklatura. Struktura ml. Održivost. Oksidirajuća i kisela svojstva. Prijem i prijava. Bertoletova so. Koncept oscilatornih stanja.

Hipohlorna kiselina HClO 3 je stabilna samo u vodenim rastvorima - jaka je kiselina i energetski oksidant: 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 (natrijum hlorat).

Kako temperatura raste, dolazi do reakcije: 3 Cl 2 + 6 KOH = 5 KCl + KClO 3 + 3 H 2 O, gdje je KClO 3 so (kalijev hlorat), koja se naziva i bertoletova so u čast njenog otkrića, Francuza. hemičar C. Berthollet. Koristi se kao oksidant u pirotehnici, u proizvodnji šibica i za proizvodnju kiseonika u laboratoriji. Zagrijavanjem se razlaže: 4 KClO 3 = KCl + 3 KClO 4, a u prisustvu MnO 2 katalizatora dolazi do sljedećeg: 2 KClO 3 = 2 KCl + 3 O 2.

HBrO 3 - bromična kiselina (postoji samo u rastvoru) može se dobiti na sledeći način: Ba(BrO 3) 2 + H 2 SO 4 = 2 HBrO 3 + BaSO 4.

Zanimljivo je napomenuti da jod može istisnuti brom iz kalijum bromata 2 KBrO 3 + I 2 = 2 KIO 3 + Br 2

HIO 3 - jod (jodati) d (IO) = 1,8 A (dvije veze) i 1,9 (jedna veza) i kut OIO = 98 °

I 2 + 5Cl 2 + 6H 2 O \u003d 2HIO 3 + 10HCl, 3I 2 + 10HNO 3 \u003d 6HIO 3 + 10NO + 2H 2 O,

I 2 + 2HClO 3 = 2HIO 3 + Cl 2 (jod zamjenjuje hlor), IF 5 + 3 H 2 O = 5 HF + HIO 3

Soli se mogu dobiti interakcijom kiselina sa alkalijama ili reakcijama:

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

Rastvorljivost i kiselinska svojstva kiselina se smanjuju, a stabilnost se povećava

Autor: Hemijska enciklopedija N.S.Zefirov

HLOR-OKSIDI. Svi HLOR-OKSIDI o. imaju oštar miris, termički su i fotokemijski nestabilni, skloni eksplozivnom raspadanju, imaju pozitivan Monoksid [Cl(I) oksid, dihloroksid, hemioksid] Cl 2 O je žuto-narandžasti gas sa slabom zelenkastom nijansom, u tečnom stanju je crveno-braon; dužina veze Cl - O 0,1700 nm, ugao OSlO 111°, 2,60 x 10 -30 C x m (tabela); jednačina za temperaturnu zavisnost pritiska pare logp (mm Hg) = 7,87 - 1373/T (173-288 K); rastvorljiv u vodi i formira HNS, rastvorljivost (g u 100 g H 2 O na 0 °C): 33,6 (2,66 kPa), 52,4 (6,65 kPa). Na 60-100 °C termodinamička razgradnja Cl 2 O završava se za 12-24 sata; iznad 110 °C dolazi do eksplozije nakon nekoliko minuta; osvjetljenje ubrzava razlaganje i povećava vjerovatnoću eksplozije. Sa hloridima stvara oksihloride, na primer, sa T1Cl 4, TaCl 5 i AsCl 3 daje T1OCl 2, TaOCl 3 i AsO 2 Cl, respektivno. Sa NO 2 formira mešavinu NO 2 Cl i NO 3 Cl, sa N 2 O 5 - čisti NO 3 Cl. Fluoriranjem Cl 2 O sa AgF 2 može se proizvesti ClOF 3, a reakcijom sa AsF 5 ili SbF 5 - hloril soli ClO + 2 MF - 6. Slično reaguju sa MF 5 (gde je M As i Sb) ClO 2 i Cl 2 O 6. Sa sat. organska jedinjenja Cl 2 O ponašaju se kao sredstvo za hlorisanje, slično kao i hlor. Cl 2 O se priprema propuštanjem Cl 2 razrijeđenog sa N 2 preko HgO ili reakcijom Cl 2 sa vlažnim Na 2 CO 3 .

SVOJSTVA HLOR-OKSIDA

Indeks
tačka ključanja, °C
Gustina, g/cm 3				2,023 (3,5 °C)	1,805** (25 °C)
J/(mol x K)
KJ/mol
KJ/mol
J/(mol x K)

*Izračunato. **2,38 g/cm 3 na -160 °C.

Dioksid ClO 2 je žuti plin, u tekućem stanju je jarko crven, u čvrstom stanju je crvenkastožut; Dužina C - O veze 0,1475 nm, OClO ugao 117 °C; jednačina za temperaturnu zavisnost pritiska pare logp (mm Hg) = 7,7427 - 1275,1/T (226-312 K); rastvorljivost u vodi 26,1 g/l (25 °C, 20,68 kPa), rastvorljiv u CCl 4, HClO 4, CH 3 COOH. U pojedinačnom stanju je eksplozivan, na 30-50°C raspadanje se događa mjerljivom brzinom, iznad 50°C eksplodira nakon perioda indukcije. U alkalnoj sredini, ClO 2 je neproporcionalan i, u prisustvu. H 2 O 2 se formira i O 2 se oslobađa. Redukuje se jodidima, arsenidima, PbO, H 2 SO 3, aminima u hlorit ion. CNO 2 i N 2 O 5 formiraju NO 3 Cl, sa NOCl -NO 2 Cl. Fluorisan sa AgF 2, BrF 3 ili razblažen F 2 do ClO 2 F. ClO 2 se dobija delovanjem redukcionih sredstava (SO 2, NO 2, metanol, organski peroksidi) na zakiseljeni rastvor hlorata alkalnog metala, zagrevanjem mješavina hlorata sa vlažnom oksalnom kiselinom, djelovanje Cl 2 za hlorite. Za razliku od ostalih, HLOR-OKSIDI o. ClO 2 - industrijski proizvod. u proizvodnji, koristi se umjesto Cl 2 kao ekološki sigurniji proizvod za izbjeljivanje drvne pulpe, celuloze, sintetike. vlakna, za pripremu pića i tehn. voda, dezinfekcija otpadnih voda. Iritira sluzokožu, izaziva kašalj, povraćanje itd.; MPC u vazduhu radnog prostora 0,1 mg/m 3, LD 50 140 mg/kg (pacovi, intragastrični).
Hlor perhlorat (ciklorotetroksid) Cl 2 O 4, ili SlOClO 3 - svetlo žuta tečnost, kristalna. stanje je gotovo bezbojno (vidi perhlorati).
Trioksid (dihloroheksaoksid) Cl 2 O 6 je jarko crvena tečnost, u čvrstom stanju je narandžasta, boja slabi kada se ohladi. U gasovima i tečnostima molekuli imaju strukturu O 2 Cl - O - ClO 3, u kristalima su kristali monoklinskog sistema (prostorna grupa, z = 4); pritisak pare 39,9 Pa (0 °C), 133 Pa (19 °C). Polako se razlaže već na 0-10°C na ClO2 i O2, iznad 20°C Cl2 se pojavljuje u produktima raspadanja; Reaguje sa vodom bljeskom, proizvodi hidrolize su HClO 3 i HClO 4. Sa hloridima, bromidima, nitratima formira perklorate, na primer sa NOCl daje NOClO 4, sa N 2 O 5 - NO 2 ClO 4, sa AlCl 3 - ClO 2, sa FeCl 3 - ClO 2. Kada se zagrijavaju u vakuumu, takvi kompleksi se odvajaju od Cl 2 O 6 i pretvaraju se u nesolvatirane perklorate Al(ClO 4) 3, Fe(ClO 4) 3. Cl 2 O 6 se dobija reakcijom ozona sa ClO 2 ili dejstvom F 2 na metalne hlorate. Koristi se za sintezu bezvodnih perhlorata u laboratorijskim uslovima.
Cl(VII) oksid (hlorni anhidrid, dihloroheptaoksid) Cl 2 O 7 - bezbojan. pokretna tečnost, osetljiva na udarce i trenje. Molekul ima strukturu O 3 Cl - O - ClO 3, dužina Cl - O veze je 0,1709 nm, u grupama ClO 3 - 0,1405 nm, ugao ClOCl 118,6°, OClO 115,2°, 2,40 x 10 m; monoklinski kristali (prostorna grupa C 2/c); jednačina za temperaturnu zavisnost pritiska pare lgp (mm Hg) = 7,796-1770/T. Neograničeno rastvorljiv u CCl 4, visoko rastvorljiv u HClO 4, POCl 3, itd. Ne meša se sa vodom, reaguje na granici faza stvarajući HClO 4, reakcija je visoko egzotermna -211 kJ/mol); zagrijavanje sloja Cl 2 O 7 može dovesti do eksplozije. Razgradnja Cl 2 O 7 u gasu na hlor i kiseonik odvija se merljivom brzinom na 100-120 °C, ali pri pritisku od Cl 2 O 7 iznad 13,3 kPa postaje eksplozivna. Tečnost Cl 2 O 7 je stabilna do 60-70°C, primesa nižih HLOROKSIDA o. ubrzava njegovo propadanje. Tečni Cl 2 O 7 karakteriziraju reakcije sa stvaranjem kovalentnih jedinjenja sa grupom - ClO 3. Sa NH 3 u CCl 4 formira NH 4 HNClO 3 i NH 4 ClO 4, sa alkilaminima - RHNClO 3 i R 2 NClO 3, respektivno, sa SbF 5 - SbOF 3 i FClO 3, sa N 2 O 5 u CCl 4 2 ClO 4 . Koristeći Cl 2 About 7, možete sintetizirati organske perhlorate iz alkohola. Cl 2 O 7 se dobija djelovanjem P 2 O 5 ili oleuma na perhlornu kiselinu ili elektrolizom otopine HClO 4 na Pt elektrodama ispod 0 °C (Cl 2 O 7 se akumulira u anodnom prostoru). Čisti Cl 2 O 7 može se dobiti i zagrijavanjem nekih perhlorata u vakuumu, na primjer Nb(ClO 4) 5, MoO 2 (ClO 4) 2.
Poznat je veliki broj slobodnih radikala hlor-kiseonik, dobijenih u različitim niskotemperaturnim matricama i proučavanih uglavnom EPR metodom - ClO 3, ClOO, ClClO, kao i niskostabilni seskvioksid Cl 2 O 3, koji se razlaže pri - 50 - 0°C i vjerovatno ima strukturu hlor-hlorata SloClO 2 . Termički stabilan radikal ClO (dužina veze Cl - O 0,1569 nm, 4,133 C x m, 101,6 kJ/mol) je međuproizvod oksidacije ugljovodonika perhlornom kiselinom i HLOR-OKSIDA o., razgradnje svih HLORA o. i druga jedinjenja hlor-kiseonik, kao i reakcija ozona sa atomskim hlorom u stratosferi.

Literatura: Nikitin I.V., Hemija kiseonikovih jedinjenja halogena, M., 1986.

V.Ya.Rosolovsky.

Hemijska enciklopedija. Sveska 5 >>