Was ist Chloroxid 5? Chloroxide

19. August 2012

Oxide oder Oxide sind Verbindungen verschiedener Elemente mit Sauerstoff. Fast alle Elemente bilden solche Verbindungen. Chlor zeichnet sich in solchen Verbindungen wie andere Halogene durch eine positive Oxidationsstufe aus. Alle Chloroxide sind äußerst instabile Stoffe, was typisch für die Oxide aller Halogene ist. Es sind vier Substanzen bekannt, deren Moleküle Chlor und Sauerstoff enthalten.

1. Eine gasförmige Verbindung von gelber bis rötlicher Farbe mit einem charakteristischen Geruch (erinnert an den Geruch von Cl2-Gas) ist Chloroxid (I). Chemische Formel Cl2O. Schmelzpunkt minus 116 °C, Siedepunkt plus 2 °C. Unter normalen Bedingungen beträgt seine Dichte 3,22 kg/m³.
2. Ein gelbes oder gelboranges Gas mit charakteristischem Geruch ist Chloroxid (IV). Chemische Formel ClO2. Schmelzpunkt minus 59 °C, Siedepunkt plus 11 °C.
3. Die rotbraune Flüssigkeit ist Chloroxid (VI). Chemische Formel Cl2O6. Schmelzpunkt plus 3,5 °C, Siedepunkt plus 203 °C.
4. Farblose ölige Flüssigkeit – Chloroxid (VII). Chemische Formel Cl2O7. Schmelzpunkt minus 91,5 °C, Siedepunkt plus 80 °C.

Chloroxid mit der Oxidationsstufe +1 ist das Anhydrid der schwachen einwertigen hypochlorigen Säure (HClO). Es wird nach der Pelouse-Methode durch Reaktion von Quecksilberoxid mit Chlorgas gemäß einer der Reaktionsgleichungen erhalten: 2Cl2 + 2HgO → Cl2O + Hg2OCl2 oder 2Cl2 + HgO → Cl2O + HgCl2. Die Bedingungen für diese Reaktionen sind unterschiedlich. Chloroxid (I) kondensiert bei einer Temperatur von minus 60 °C, da es sich bei höheren Temperaturen zersetzt, explodiert und in konzentrierter Form explosiv ist. Eine wässrige Lösung von Cl2O wird durch Chlorierung von Erdalkali- oder Alkalimetallcarbonaten in Wasser erhalten. Das Oxid löst sich gut in Wasser und es entsteht hypochlorige Säure: Cl2O + H2O ↔ 2HClO. Darüber hinaus ist es auch in Tetrachlorkohlenstoff löslich.

Chloroxid mit der Oxidationsstufe +4 wird auch Dioxid genannt. Dieser Stoff ist in Wasser, Schwefel- und Essigsäure, Acetonitril, Tetrachlorkohlenstoff sowie in anderen organischen Lösungsmitteln löslich, mit zunehmender Polarität nimmt seine Löslichkeit zu. Unter Laborbedingungen wird es durch Reaktion von Kaliumchlorat mit Oxalsäure erhalten: 2KClO3 + H2C2O4 → K2CO3 + 2ClO2 + CO2 + H2O. Da Chloroxid (IV) ein explosiver Stoff ist, kann es nicht in Lösung gelagert werden. Zu diesem Zweck wird Kieselgel verwendet, auf dessen Oberfläche ClO2 lange Zeit in adsorbierter Form gespeichert werden kann und gleichzeitig Chlorverunreinigungen entfernt werden können, da es vom Kieselgel nicht absorbiert wird. Unter industriellen Bedingungen wird ClO2 durch Reduktion mit Schwefeldioxid in Gegenwart von Schwefelsäure und Natriumchlorat gewonnen: 2NaClO3 + SO2 + H2SO4 → 2NaHSO4 + 2ClO2. Es wird als Bleichmittel beispielsweise für Papier oder Zellulose usw. sowie zur Sterilisation und Desinfektion verschiedener Materialien verwendet.

Chloroxid mit der Oxidationsstufe +6 zerfällt beim Schmelzen gemäß der Reaktionsgleichung: Cl2O6 → 2ClO3. Chloroxid (VI) wird durch Oxidation von Dioxid mit Ozon gewonnen: 2O3 + 2ClO2 → 2O2 + Cl2O6. Dieses Oxid kann mit Alkalilösungen und Wasser interagieren. In diesem Fall kommt es zu Disproportionierungsreaktionen. Wenn man beispielsweise mit Kaliumhydroxid reagiert: 2KOH + Cl2O6 → KClO3 + KClO4 + H2O, entsteht Kaliumchlorat und -perchlorat.

Höheres Chloroxid wird auch Chlorsäureanhydrid oder Dichlorheptoxid genannt und ist ein starkes Oxidationsmittel. Es kann beim Aufprall oder bei Erwärmung explodieren. Allerdings ist dieser Stoff stabiler als Oxide mit den Oxidationsstufen +1 und +4. Seine Zersetzung zu Chlor und Sauerstoff beschleunigt sich aufgrund der Anwesenheit niederer Oxide und bei einem Temperaturanstieg von 60 auf 70 °C. Chloroxid (VII) kann sich in kaltem Wasser langsam auflösen; durch die Reaktion entsteht Perchlorsäure: H2O + Cl2O7 → 2HClO4. Dichlorheptoxid wird durch vorsichtiges Erhitzen von Perchlorsäure mit Phosphorsäureanhydrid erhalten: P4O10 + 2HClO4 → Cl2O7 + H2P4O11. Cl2O7 kann auch durch die Verwendung von Oleum anstelle von Phosphorsäureanhydrid gewonnen werden.

Der Zweig der anorganischen Chemie, der sich mit Halogenoxiden, einschließlich Chloroxiden, befasst, hat in den letzten Jahren begonnen, sich aktiv zu entwickeln, da diese Verbindungen energieintensiv sind. Sie sind in der Lage, Energie in den Brennkammern von Strahltriebwerken sofort freizusetzen, und in chemischen Stromquellen kann die Geschwindigkeit ihrer Freisetzung reguliert werden. Ein weiterer Grund für das Interesse ist die Möglichkeit, neue Gruppen anorganischer Verbindungen zu synthetisieren, beispielsweise Chloroxid (VII) ist der Vorfahre der Perchlorate.

Quelle: fb.ru

Aktuell

Chlor(I)-oxid Cl2O- Eine endotherme instabile Verbindung kann wie folgt erhalten werden: 2 Cl 2 + HgO = HgCl 2 + Cl 2 O.

Beim Erhitzen zersetzt es sich: 2Cl 2 O = 2Cl 2 + O 2, mit Wasser ergibt es unterchlorige Säure (hat einen milden Charakter): Cl 2 O + H 2 O = 2HOCl.

Die Oxidationsstufe von Chlor beträgt +4. ClO2- Chlor(IV)-oxid, endotherm mit stechendem Geruch, hat eine eckige Form und ist daher polar.

ClO 2 zeichnet sich durch Disproportionierungsreaktionen aus: 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,

Wird hauptsächlich zum Bleichen oder Sterilisieren verschiedener Materialien verwendet. Es wurde festgestellt, dass es zur Entphenolung von Abwässern aus Chemiefabriken eingesetzt werden kann.

Cl2O6 ergibt die Disproportionierungsreaktion: 2ClO 2 + 2O 3 = Cl 2 O 6 + 2 O 2,

Cl 2 O 6 + 2 KOH = KClO3 + KClO 4 + H 2 O.

Chlor(VII)-oxid Cl2O7- Perchlorsäureanhydrid HClO 4 (ml polar), relativ stabil, zersetzt sich beim Erhitzen (über 120 Grad) explosionsartig. 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,

Brom(I)-oxid kann wie folgt erhalten werden: 2 Br 2 + HgO = HgBr 2 + Br2O, bei Raumtemperatur es

zersetzt sich: 2Br 2 O = 2 Br 2 + O 2.

Brom(IV)-oxid 4O 3 + 3Br 2 = 6BrO 2 ist ein hellgelber Feststoff, der nur bei -40 Grad stabil ist. Eines der Produkte seiner thermischen Zersetzung im Vakuum ist braunes Bromoxid.

Jodoxid (V) wird durch Dehydratisierung von Jodsäure (mit Schwefelsäure beim Erhitzen) gewonnen: 2 HIO 3 = I 2 O 5 + H 2 O, über 3000 C zersetzt es sich: 2 I 2 O 5 = 2 I 2 + 5 O 2.

Frage Nr. 20. Sauerstoffhaltige Säuren von Halogenen wie NHO und deren Salze. Nomenklatur. Die Struktur des ml. Nachhaltigkeit. Oxidative und saure Eigenschaften. Bleichpulver. Empfang und Bewerbung.

Fluorige Säure entsteht teilweise durch die Wechselwirkung eines langsamen Fluorstroms unter reduziertem Druck mit gekühltem Wasser. Es wird nur in sehr geringen Mengen freigesetzt, ist ein farbloser Stoff mit hohem Dampfdruck und zerfällt unter normalen Bedingungen recht schnell in HF und O 2 . M-la HOF hat einen Winkel = 97 Grad. Es ist scheinbar stark, wird aber durch Wasser schnell hydrolysiert, hauptsächlich nach der Gleichung: HOF + HOH = HF + H 2 O 2. Seine Salze wurden nicht gewonnen, es sind jedoch Substanzen bekannt, die als Produkte des Ersatzes seines Wasserstoffs durch Radikale mit metalloidem Charakter angesehen werden können.

Hypochlorige Säure sehr schwach, zersetzt sich leicht im Licht unter Freisetzung von atomarem Sauerstoff, was seine sehr starken oxidierenden Eigenschaften bestimmt.

HClO und Hypochlorite können wie folgt gewonnen werden: Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO, Cl 2 + 2KOH = KCl + KClO + H 2 O Speerwasser, Cl 2 + Ca(OH) 2 = CaOCl 2 + H 2 O - Chlorkalk 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.

Hypochlorige Säure und Hypochlorite sind in Ordnung. Ein Vergleich der Standard-Redoxpotentiale zeigt, dass hypochlorige Säure ein stärkeres Oxidationsmittel ist als freies Chlor und Hypochlorite. Die hohe Oxidationskraft der Verbindung erklärt sich durch die starke polarisierende Wirkung des Protons auf die Chlor-Sauerstoff-Bindung, wobei die Bindung deformiert wird und im Vergleich zu Hypochloriten eine instabile Formation darstellt.

Speerwasser wird zum Bleichen von Stoffen und Bleichmittel zur Desinfektion verwendet.

M-la hat einen Winkelstrukturwinkel = 103° d(OH) = 0,97, d(ОCl) = 1,69A°.

Hypobromige Säure Br 2 + H 2 O = HBr + HBrO, Br 2 + KOH = KBr + KBrO + H 2 O, Kaliumhypobromit Br 2 + 5 Cl 2 + 6 H 2 O = 2 HBrO + 10 HCl. Kaliumhypobromit zersetzt sich leicht: 3 KBrO = 2 KBr + KBrO 3 Kaliumbromat.

Wasserhaltige Säure: 2I 2 + HgO + H 2 O = HgI 2 + 2HIO, Salze können durch Reaktion von Säuren mit Alkalien oder durch Reaktionen erhalten werden:

Die letzten beiden Verbindungen werden im Einzelzustand nicht isoliert und die Salze – Hypobromide und Hypoiodide – sind ohne Oxidation recht stabil. In dieser Reihe nimmt die Kraft ab.

Frage Nr. 21. Sauerstoffhaltige Verbindungen von Halogenen wie HXO3 und deren Salze. Nomenklatur. Die Struktur des ml. Nachhaltigkeit. Oxidierende und saure Eigenschaften. Empfang und Bewerbung. Bertholet-Salz. Das Konzept der Oszillationszustände.

Hypochlorige Säure HClO 3 ist nur in wässrigen Lösungen stabil – sie ist eine starke Säure und ein energiereiches Oxidationsmittel: 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 (Natriumchlorat).

Mit steigender Temperatur findet die Reaktion statt: 3 Cl 2 + 6 KOH = 5 KCl + KClO 3 + 3 H 2 O, wobei KClO 3 ein Salz (Kaliumchlorat) ist, zu Ehren seines Entdeckers, der Franzosen, auch Berthollet-Salz genannt Chemiker C. Berthollet. Es wird als Oxidationsmittel in der Pyrotechnik, bei der Herstellung von Streichhölzern und zur Herstellung von Sauerstoff im Labor verwendet. Beim Erhitzen zersetzt es sich: 4 KClO 3 = KCl + 3 KClO 4, und in Gegenwart eines MnO 2-Katalysators geschieht Folgendes: 2 KClO 3 = 2 KCl + 3 O 2.

HBrO 3 – Bromsäure (sie existiert nur in Lösung) kann wie folgt erhalten werden: Ba(BrO 3) 2 + H 2 SO 4 = 2 HBrO 3 + BaSO 4.

Es ist interessant festzustellen, dass Jod Brom aus Kaliumbromat 2 KBrO 3 + I 2 = 2 KIO 3 + Br 2 verdrängen kann

HIO 3 – Jod (Jodate) d(IO) = 1,8 A (zwei Bindungen) und 1,9 (eine Bindung) und Winkel 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 (Jod verdrängt Chlor), IF 5 + 3 H 2 O = 5 HF + HIO 3

Salze können durch Reaktion von Säuren mit Laugen oder durch Reaktionen gewonnen werden:

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

Die Löslichkeit und Säureeigenschaften von Säuren nehmen ab und die Stabilität nimmt zu

Autor: Chemische Enzyklopädie N. S. Zefirov

CHLOROXIDE. Alle CHLOROXIDE o. haben einen stechenden Geruch, sind thermisch und photochemisch instabil, neigen zu explosionsartiger Zersetzung, haben eine positive Wirkung Monoxid [Cl(I)-oxid, Dichloroxid, Hemioxid] Cl 2 O ist ein gelb-oranges Gas mit schwach grünlicher Tönung, im flüssigen Zustand ist es rotbraun; Cl-O-Bindungslänge 0,1700 nm, Winkel OClO 111°, 2,60 x 10 -30 Cl x m (Tabelle); Gleichung für die Temperaturabhängigkeit des Dampfdrucks logp (mm Hg) = 7,87 - 1373/T (173-288 K); wasserlöslich unter Bildung von HNS, Löslichkeit (g in 100 g H 2 O bei 0 °C): 33,6 (2,66 kPa), 52,4 (6,65 kPa). Bei 60–100 °C ist die thermodynamische Zersetzung von Cl 2 O in 12–24 Stunden abgeschlossen; oberhalb von 110 °C kommt es nach wenigen Minuten zu einer Explosion; Beleuchtung beschleunigt die Zersetzung und erhöht die Wahrscheinlichkeit einer Explosion. Mit Chloriden bildet es beispielsweise Oxychloride, mit T1Cl 4, TaCl 5 und AsCl 3 ergibt es T1OCl 2, TaOCl 3 bzw. AsO 2 Cl. Mit NO 2 bildet es eine Mischung aus NO 2 Cl und NO 3 Cl, mit N 2 O 5 - reines NO 3 Cl. Durch Fluorierung von Cl 2 O mit AgF 2 kann ClOF 3 entstehen, und durch Reaktion mit AsF 5 oder SbF 5 - Chlorylsalze ClO + 2 MF - 6. ClO 2 und Cl 2 O 6 reagieren auf ähnliche Weise mit MF 5 (wobei M für As und Sb steht). Mit sat. organische Verbindungen Cl 2 O verhält sich wie ein Chlorierungsmittel, ähnlich wie Chlor. Cl 2 O wird hergestellt, indem man mit N 2 verdünntes Cl 2 über HgO leitet oder indem man Cl 2 mit feuchtem Na 2 CO 3 umsetzt.

EIGENSCHAFTEN VON CHLOROXIDEN

Index
Siedepunkt, °C
Dichte, g/cm 3				2,023 (3,5 °C)	1.805** (25 °C)
J/(mol x K)
KJ/mol
KJ/mol
J/(mol x K)

*Berechnet. **2,38 g/cm 3 bei -160 °C.

Dioxid ClO 2 ist ein gelbes Gas, im flüssigen Zustand ist es leuchtend rot, im festen Zustand ist es rotgelb; C-O-Bindungslänge 0,1475 nm, OClO-Winkel 117 °C; Gleichung für die Temperaturabhängigkeit des Dampfdrucks logp (mm Hg) = 7,7427 - 1275,1/T (226-312 K); Löslichkeit in Wasser 26,1 g/l (25 °C, 20,68 kPa), löslich in CCl 4, HClO 4, CH 3 COOH. Im Einzelzustand ist es explosiv, bei 30-50 °C erfolgt die Zersetzung mit messbarer Geschwindigkeit, oberhalb 50 °C explodiert es nach einer Induktionsperiode. In einer alkalischen Umgebung ist ClO 2 in keinem Verhältnis zu und vorhanden. Es entsteht H 2 O 2 und O 2 wird freigesetzt. Es wird durch Iodide, Arsenide, PbO, H 2 SO 3 und Amine zu Chloritionen reduziert. CNO 2 und N 2 O 5 bilden NO 3 Cl, mit NOCl -NO 2 Cl. Fluoriert mit AgF 2, BrF 3 oder verdünntem F 2 zu ClO 2 F. ClO 2 wird durch Einwirkung von Reduktionsmitteln (SO 2, NO 2, Methanol, organische Peroxide) auf eine angesäuerte Lösung von Alkalimetallchlorat durch Erhitzen von a erhalten Mischung von Chlorat mit feuchter Oxalsäure, die Wirkung von Cl 2 für Chlorite. Im Gegensatz zum Rest sind CHLOROXIDE o. ClO 2 - Industrieprodukt. In der Produktion wird es anstelle von Cl 2 als umweltfreundlicheres Produkt zum Bleichen von Zellstoff, Zellulose und Kunststoffen verwendet. Fasern, zur Zubereitung von Getränken und Technol. Wasser, Abwasserdesinfektion. Reizt die Schleimhäute, verursacht Husten, Erbrechen usw.; MPC in der Luft des Arbeitsbereichs 0,1 mg/m 3, LD 50 140 mg/kg (Ratten, intragastrisch).
Chlorperchlorat (Cichlortetroxid) Cl 2 O 4 oder СlOClО 3 – hellgelbe Flüssigkeit, kristallin. Der Zustand ist nahezu farblos (siehe Perchlorate).
Trioxid (Dichlorhexaoxid) Cl 2 O 6 ist eine leuchtend rote Flüssigkeit, im festen Zustand ist es orange, die Farbe schwächt sich beim Abkühlen ab. In Gasen und Flüssigkeiten haben Moleküle die Struktur O 2 Cl - O - ClO 3, in Kristallen sind es Kristalle des monoklinen Systems (Raumgruppe, z = 4); Dampfdruck 39,9 Pa (0 °C), 133 Pa (19 °C). Zersetzt sich bereits bei 0-10 °C langsam in ClO 2 und O 2, oberhalb von 20 °C erscheint Cl 2 in den Zersetzungsprodukten; reagiert blitzschnell mit Wasser, die Hydrolyseprodukte sind HClO 3 und HClO 4. Mit Chloriden, Bromiden, Nitraten bildet es Perchlorate, zum Beispiel mit NOCl ergibt es NOClO 4, mit N 2 O 5 - NO 2 ClO 4, mit AlCl 3 - ClO 2, mit FeCl 3 - ClO 2. Beim Erhitzen im Vakuum spalten solche Komplexe Cl 2 O 6 ab und verwandeln sich in unsolvatisierte Perchlorate Al(ClO 4) 3, Fe(ClO 4) 3. Cl 2 O 6 wird durch die Reaktion von Ozon mit ClO 2 oder die Einwirkung von F 2 auf Metallchlorate gewonnen. Wird für die Synthese wasserfreier Perchlorate unter Laborbedingungen verwendet.
Cl(VII)-oxid (Chlorsäureanhydrid, Dichlorheptoxid) Cl 2 O 7 – farblos. bewegliche Flüssigkeit, stoß- und reibungsempfindlich. Das Molekül hat die Struktur O 3 Cl - O - ClO 3, die Cl - O-Bindungslänge beträgt 0,1709 nm, in ClO 3 -Gruppen - 0,1405 nm, ClOCl-Winkel 118,6°, OClO 115,2°, 2,40 x 10 -30 Kl x m; monokline Kristalle (Raumgruppe C 2/c); Gleichung für die Temperaturabhängigkeit des Dampfdrucks lgp (mm Hg) = 7,796-1770/T. Unbegrenzt löslich in CCl 4, gut löslich in HClO 4, POCl 3 usw. Es mischt sich nicht mit Wasser, es reagiert an der Phasengrenze zu HClO 4, die Reaktion ist stark exotherm -211 kJ/mol); Das Erhitzen der Cl 2 O 7-Schicht kann zu einer Explosion führen. Die Zersetzung von Cl 2 O 7 in Gas in Chlor und Sauerstoff erfolgt mit messbarer Geschwindigkeit bei 100–120 °C, bei einem Druck von Cl 2 O 7 über 13,3 kPa wird es jedoch explosiv. Flüssiges Cl 2 O 7 ist bis 60-70 °C stabil, eine Beimischung niederer CHLOROXIDE o. Ä. beschleunigt seinen Zerfall. Flüssiges Cl 2 O 7 zeichnet sich durch Reaktionen unter Bildung kovalenter Verbindungen mit der Gruppe - ClO 3 aus. Mit NH 3 in CCl 4 bildet es NH 4 HNClO 3 und NH 4 ClO 4, mit Alkylaminen - RHNClO 3 bzw. R 2 NClO 3, mit SbF 5 - SbOF 3 und FClO 3, mit N 2 O 5 in CCl 4 NO 2 ClO 4 . Mit Cl 2 About 7 können Sie organische Perchlorate aus Alkoholen synthetisieren. Cl 2 O 7 wird durch Einwirkung von P 2 O 5 oder Oleum auf Perchlorsäure oder durch Elektrolyse einer HClO 4-Lösung an Pt-Elektroden unter 0 °C gewonnen (Cl 2 O 7 reichert sich im Anodenraum an). Reines Cl 2 O 7 kann auch durch Erhitzen einiger Perchlorate im Vakuum erhalten werden, beispielsweise Nb(ClO 4) 5, MoO 2 (ClO 4) 2.
Es sind eine Reihe freier Chlor-Sauerstoff-Radikale bekannt, die in verschiedenen Niedertemperaturmatrizen erhalten und hauptsächlich mit der EPR-Methode untersucht werden – ClO 3, ClOO, ClClO sowie das niedrigstabile Sesquioxid Cl 2 O 3, das sich bei – zersetzt. Es hat eine Temperatur von ca. 50 - 0 °C und hat vermutlich die Struktur von Chlorchlorat СlOClO2. Das thermisch stabile Radikal ClO (Cl-O-Bindungslänge 0,1569 nm, 4,133 C x m, 101,6 kJ/mol) ist ein Zwischenprodukt der Oxidation von Kohlenwasserstoffen mit Perchlorsäure und CHLOROXIDEN o., der Zersetzung aller CHLOROXIDE o. und andere Chlor-Sauerstoff-Verbindungen sowie die Reaktion von Ozon mit atomarem Chlor in der Stratosphäre.

Literatur: Nikitin I.V., Chemie der Sauerstoffverbindungen von Halogenen, M., 1986.

V.Ya.Rosolovsky.

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