Τα οξείδια ή τα οξείδια είναι ενώσεις διαφόρων στοιχείων με οξυγόνο. Σχεδόν όλα τα στοιχεία σχηματίζουν τέτοιες ενώσεις. Το χλώριο, όπως και άλλα αλογόνα, χαρακτηρίζεται σε τέτοιες ενώσεις από μια θετική κατάσταση οξείδωσης. Όλα τα οξείδια του χλωρίου είναι εξαιρετικά ασταθείς ουσίες, κάτι που είναι χαρακτηριστικό για τα οξείδια όλων των αλογόνων. Υπάρχουν τέσσερις γνωστές ουσίες των οποίων τα μόρια περιέχουν χλώριο και οξυγόνο.
- Μια αέρια ένωση από κίτρινο έως κοκκινωπό χρώμα με χαρακτηριστική οσμή (που θυμίζει τη μυρωδιά του αερίου Cl2) είναι το οξείδιο του χλωρίου (Ι). Χημικός τύπος Cl2O. Σημείο τήξεως μείον 116 °C, σημείο βρασμού συν 2 °C. Υπό κανονικές συνθήκες, η πυκνότητά του είναι 3,22 kg/m³.
- Ένα κίτρινο ή κιτρινοπορτοκαλί αέριο με χαρακτηριστική οσμή είναι το οξείδιο του χλωρίου (IV). Χημικός τύπος ClO2. Σημείο τήξεως μείον 59 °C, σημείο βρασμού συν 11 °C.
- Το κόκκινο-καφέ υγρό είναι το οξείδιο του χλωρίου (VI). Χημικός τύπος Cl2O6. Σημείο τήξεως συν 3,5 °C, σημείο βρασμού συν 203 °C.
- Άχρωμο ελαιώδες υγρό - οξείδιο του χλωρίου (VII). Χημικός τύπος Cl2O7. Σημείο τήξεως μείον 91,5 °C, σημείο βρασμού συν 80 °C.
Το οξείδιο του χλωρίου με κατάσταση οξείδωσης +1 είναι ο ανυδρίτης του ασθενούς μονοϋδρικού υποχλωριώδους οξέος (HClO). Λαμβάνεται με τη μέθοδο Pelouse με αντίδραση οξειδίου του υδραργύρου με αέριο χλώριο σύμφωνα με μία από τις εξισώσεις αντίδρασης: 2Cl2 + 2HgO → Cl2O + Hg2OCl2 ή 2Cl2 + HgO → Cl2O + HgCl2. Οι συνθήκες για αυτές τις αντιδράσεις είναι διαφορετικές. Το οξείδιο του χλωρίου (Ι) συμπυκνώνεται σε θερμοκρασία μείον 60 oC, γιατί σε υψηλότερες θερμοκρασίες αποσυντίθεται, εκρήγνυται και σε συμπυκνωμένη μορφή είναι εκρηκτικό. Ένα υδατικό διάλυμα Cl2O λαμβάνεται με χλωρίωση ανθρακικών αλκαλικών γαιών ή αλκαλιμετάλλων σε νερό. Το οξείδιο διαλύεται καλά στο νερό και σχηματίζεται υποχλωριώδες οξύ: Cl2O + H2O ↔ 2HClO. Επιπλέον, είναι επίσης διαλυτό σε τετραχλωράνθρακα.
Το οξείδιο του χλωρίου με κατάσταση οξείδωσης +4 ονομάζεται αλλιώς διοξείδιο. Αυτή η ουσία είναι διαλυτή σε νερό, θειικό και οξικό οξύ, ακετονιτρίλιο, τετραχλωράνθρακα, καθώς και σε άλλους οργανικούς διαλύτες, με αυξανόμενη πολικότητα αυξάνεται η διαλυτότητά της. Σε εργαστηριακές συνθήκες, λαμβάνεται με αντίδραση χλωρικού καλίου με οξαλικό οξύ: 2KClO3 + H2C2O4 → K2CO3 + 2ClO2 + CO2 + H2O. Δεδομένου ότι το οξείδιο του χλωρίου (IV) είναι εκρηκτική ουσία, δεν μπορεί να αποθηκευτεί σε διάλυμα. Για τους σκοπούς αυτούς χρησιμοποιείται silica gel, στην επιφάνεια του οποίου το ClO2 μπορεί να αποθηκευτεί σε προσροφημένη μορφή για μεγάλο χρονικό διάστημα, ενώ ταυτόχρονα είναι δυνατό να απαλλαγούμε από ρύπους χλωρίου, καθώς δεν απορροφάται από το silica gel. Υπό βιομηχανικές συνθήκες, το ClO2 λαμβάνεται με αναγωγή με διοξείδιο του θείου, παρουσία θειικού οξέος, χλωρικού νατρίου: 2NaClO3 + SO2 + H2SO4 → 2NaHSO4 + 2ClO2. Χρησιμοποιείται ως λευκαντικό, για παράδειγμα, χαρτί ή κυτταρίνη κ.λπ., καθώς και για αποστείρωση και απολύμανση διαφόρων υλικών.
Το οξείδιο του χλωρίου με κατάσταση οξείδωσης +6, κατά την τήξη, αποσυντίθεται σύμφωνα με την εξίσωση αντίδρασης: Cl2O6 → 2ClO3. Το οξείδιο του χλωρίου (VI) λαμβάνεται με οξείδωση διοξειδίου με όζον: 2O3 + 2ClO2 → 2O2 + Cl2O6. Αυτό το οξείδιο είναι ικανό να αλληλεπιδρά με αλκαλικά διαλύματα και νερό. Σε αυτή την περίπτωση, εμφανίζονται αντιδράσεις δυσαναλογίας. Για παράδειγμα, κατά την αντίδραση με υδροξείδιο του καλίου: 2KOH + Cl2O6 → KClO3 + KClO4 + H2O, το αποτέλεσμα είναι χλωρικό και υπερχλωρικό κάλιο.
Το υψηλότερο οξείδιο του χλωρίου ονομάζεται επίσης ανυδρίτης χλωρίου ή διχλωροεπταοξείδιο και είναι ισχυρός οξειδωτικός παράγοντας. Μπορεί να εκραγεί κατά την πρόσκρουση ή όταν θερμαίνεται. Ωστόσο, αυτή η ουσία είναι πιο σταθερή από τα οξείδια με καταστάσεις οξείδωσης +1 και +4. Η αποσύνθεσή του σε χλώριο και οξυγόνο επιταχύνεται λόγω της παρουσίας κατώτερων οξειδίων και με αύξηση της θερμοκρασίας από 60 σε 70 oC. Το οξείδιο του χλωρίου (VII) μπορεί να διαλύεται αργά σε κρύο νερό· ως αποτέλεσμα της αντίδρασης, σχηματίζεται υπερχλωρικό οξύ: H2O + Cl2O7 → 2HClO4. Το διχλωροεπταοξείδιο λαμβάνεται με προσεκτική θέρμανση του υπερχλωρικού οξέος με φωσφορικό ανυδρίτη: P4O10 + 2HClO4 → Cl2O7 + H2P4O11. Το Cl2O7 μπορεί επίσης να ληφθεί χρησιμοποιώντας ελαιόλαδο αντί για φωσφορικό ανυδρίτη.
Ο κλάδος της ανόργανης χημείας, που μελετά τα οξείδια αλογόνου, συμπεριλαμβανομένων των οξειδίων του χλωρίου, έχει αρχίσει να αναπτύσσεται ενεργά τα τελευταία χρόνια, καθώς αυτές οι ενώσεις είναι ενεργοβόρες. Είναι ικανά να απελευθερώνουν ενέργεια αμέσως στους θαλάμους καύσης των κινητήρων αεριωθουμένων και στις πηγές χημικού ρεύματος ο ρυθμός απελευθέρωσής της μπορεί να ρυθμιστεί. Ένας άλλος λόγος ενδιαφέροντος είναι η δυνατότητα σύνθεσης νέων ομάδων ανόργανων ενώσεων, για παράδειγμα, το οξείδιο του χλωρίου (VII) είναι ο πρόγονος των υπερχλωρικών.
Πηγή: fb.ruΡεύμα
Οξείδιο χλωρίου(Ι). Cl2O- μια ενδόθερμη ασταθής ένωση μπορεί να ληφθεί ως εξής: 2 Cl 2 + HgO = HgCl 2 + Cl 2 O.
Όταν θερμαίνεται αποσυντίθεται: 2Cl 2 O = 2Cl 2 + O 2, με νερό δίνει υποχλωριώδες οξύ (έχει ήπιο χαρακτήρα): Cl 2 O + H 2 O = 2HOCl.
Η κατάσταση οξείδωσης του χλωρίου είναι +4. ClO2- το οξείδιο του χλωρίου (IV), ενδόθερμο με έντονη οσμή, έχει γωνιακό σχήμα, επομένως είναι πολικό.
Το ClO 2 χαρακτηρίζεται από αντιδράσεις δυσαναλογίας: 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,
Χρησιμοποιείται κυρίως για λεύκανση ή αποστείρωση διαφόρων υλικών. Έχει διαπιστωθεί ότι μπορεί να χρησιμοποιηθεί για την αποφαινόληση των λυμάτων από χημικά εργοστάσια.
Cl2O6δίνει την αντίδραση δυσαναλογίας: 2ClO 2 + 2O 3 = Cl 2 O 6 + 2 O 2,
Cl 2 O 6 + 2 KOH = KClO3 + KClO 4 + H 2 O.
Οξείδιο χλωρίου(VII). Cl2O7- ανυδρίτης υπερχλωρικού οξέος HClO 4 (ml πολικό), σχετικά σταθερό, όταν θερμαίνεται (πάνω από 120 βαθμούς) αποσυντίθεται εκρηκτικά. 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,
Το οξείδιο του βρωμίου (I) μπορεί να ληφθεί ως εξής: 2 Br 2 + HgO = HgBr 2 + Br2O, σε θερμοκρασία δωματίου
αποσυντίθεται: 2Br 2 O = 2 Br 2 + O 2.
Το οξείδιο του βρωμίου (IV) 4O 3 + 3Br 2 = 6BrO 2 είναι μια ανοιχτοκίτρινη στερεή ουσία, σταθερή μόνο στους -40 βαθμούς. Ένα από τα προϊόντα της θερμικής αποσύνθεσής του στο κενό είναι το καφέ οξείδιο του βρωμίου.
Το οξείδιο του ιωδίου (V) λαμβάνεται με αφυδάτωση του ιωδικού οξέος (με θειικό οξύ όταν θερμαίνεται): 2 HIO 3 = I 2 O 5 + H 2 O, πάνω από 3000 C αποσυντίθεται: 2 I 2 O 5 = 2 I 2 + 5 O 2.
Ερώτηση Νο. 20. Οξυγονούχα οξέα αλογόνων όπως το NHO και τα άλατά τους. Ονοματολογία. Η δομή του ml. Βιωσιμότητα. Οξειδωτικές και όξινες ιδιότητες. Λευκαντική σκόνη. Παραλαβή και αίτηση.
Φθορώδες οξύσχηματίζεται εν μέρει από την αλληλεπίδραση μιας αργής ροής φθορίου υπό μειωμένη πίεση με κρύο νερό. Απελευθερώνεται μόνο σε πολύ μικρές ποσότητες, είναι μια άχρωμη ουσία με υψηλή τάση ατμών· υπό κανονικές συνθήκες, αποσυντίθεται αρκετά γρήγορα σε HF και O 2 . Το M-la HOF έχει γωνία = 97 μοίρες. Είναι φαινομενικά ισχυρό, αλλά υδρολύεται γρήγορα από το νερό, κυρίως σύμφωνα με την εξίσωση: HOF + HOH = HF + H 2 O 2. Τα άλατά του δεν έχουν ληφθεί, αλλά είναι γνωστές ουσίες, οι οποίες μπορούν να θεωρηθούν προϊόντα της αντικατάστασης του υδρογόνου του από ρίζες μεταλλοειδούς χαρακτήρα.
Υποχλωριώδες οξύπολύ αδύναμο, αποσυντίθεται εύκολα στο φως με την απελευθέρωση ατομικού οξυγόνου, το οποίο καθορίζει τις πολύ ισχυρές οξειδωτικές του ιδιότητες.
Το HClO και τα υποχλωριώδη μπορούν να ληφθούν ως εξής: Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO, Cl 2 + 2KOH = KCl + KClO + H 2 O Νερό ακόνι, Cl 2 + Ca(OH) 2 = CaOCl 2 + H 2 O - ασβέστη χλωρίου 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.
Το υποχλωριώδες οξύ και οι υποχλωριώδες είναι εντάξει. Μια σύγκριση των τυπικών δυναμικών οξειδοαναγωγής δείχνει ότι το υποχλωριώδες οξύ είναι ισχυρότερος οξειδωτικός παράγοντας από το ελεύθερο χλώριο και τα υποχλωριώδη. Η υψηλή οξειδωτική δύναμη της ένωσης εξηγείται από την ισχυρή πολωτική επίδραση του πρωτονίου στον δεσμό χλωρίου-οξυγόνου, οπότε ο δεσμός παραμορφώνεται και είναι ένας ασταθής σχηματισμός σε σύγκριση με τους υποχλωριώτες.
Το νερό Javel χρησιμοποιείται για τη λεύκανση των υφασμάτων και η χλωρίνη χρησιμοποιείται για την απολύμανση.
Το M-la έχει γωνία γωνιακής δομής = 103° d(OH) = 0,97, d(ОCl) = 1,69A°.
Υποβρωμικό οξύ Br 2 + H 2 O = HBr + HBrO, Br 2 + KOH = KBr + KBrO + H 2 O, υποβρωμικό κάλιο Br 2 + 5 Cl 2 + 6 H 2 O = 2 HBrO + 10 HCl. Το υποβρωμικό κάλιο αποσυντίθεται εύκολα: 3 KBrO = 2 KBr + KBrO 3 βρωμικό κάλιο.
Υδρικό οξύ: 2I 2 + HgO + H 2 O = HgI 2 + 2HIO, Τα άλατα μπορούν να ληφθούν με αντίδραση οξέων με αλκάλια ή με αντιδράσεις:
Οι 2 τελευταίες ενώσεις δεν απομονώνονται σε μεμονωμένη κατάσταση και τα άλατα - υποβρωμίδια και υποιωδίδια - είναι αρκετά σταθερά απουσία οξείδωσης. Σε αυτή τη σειρά, η δύναμη μειώνεται.
Ερώτηση Νο. 21. Οξυγονούχες ενώσεις αλογόνων όπως το HXO3 και τα άλατά τους. Ονοματολογία. Η δομή του ml. Βιωσιμότητα. Οξειδωτικές και όξινες ιδιότητες. Παραλαβή και αίτηση. Το αλάτι του Bertholet. Η έννοια των ταλαντευτικών καταστάσεων.
Το υποχλωριώδες οξύ HClO 3 είναι σταθερό μόνο σε υδατικά διαλύματα - είναι ισχυρό οξύ και ενεργητικός οξειδωτικός παράγοντας: 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 (χλωρικό νάτριο).
Καθώς η θερμοκρασία αυξάνεται, λαμβάνει χώρα η αντίδραση: 3 Cl 2 + 6 KOH = 5 KCl + KClO 3 + 3 H 2 O, όπου το KClO 3 είναι ένα άλας (χλωρικό κάλιο), που ονομάζεται επίσης άλας Berthollet προς τιμήν του ανακάλυψε του, του Γάλλου χημικός C. Berthollet. Χρησιμοποιείται ως οξειδωτικός παράγοντας στην πυροτεχνία, στην παραγωγή σπίρτων και στην παραγωγή οξυγόνου στο εργαστήριο. Όταν θερμαίνεται, αποσυντίθεται: 4 KClO 3 = KCl + 3 KClO 4, και παρουσία καταλύτη MnO 2, συμβαίνουν τα εξής: 2 KClO 3 = 2 KCl + 3 O 2.
HBrO 3 - βρωμικό οξύ (υπάρχει μόνο σε διάλυμα) μπορεί να ληφθεί ως εξής: Ba(BrO 3) 2 + H 2 SO 4 = 2 HBrO 3 + BaSO 4.
Είναι ενδιαφέρον να σημειωθεί ότι το ιώδιο μπορεί να εκτοπίσει το βρώμιο από το βρωμικό κάλιο 2 KBrO 3 + I 2 = 2 KIO 3 + Br 2
HIO 3 – ιώδιο (ιωδικά) d(IO) = 1,8 A (δύο δεσμοί) και 1,9 (ένας δεσμός) και γωνία 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 (το ιώδιο αντικαθιστά το χλώριο), IF 5 + 3 H 2 O = 5 HF + HIO 3
Τα άλατα μπορούν να ληφθούν με αντίδραση οξέων με αλκάλια ή με αντιδράσεις:
3 I 2 + 6 NaOH = 5 NaI + NaIO 3 + 3 H 2 O,
Η διαλυτότητα και οι όξινες ιδιότητες των οξέων μειώνονται και η σταθερότητα αυξάνεται
Συγγραφέας: Chemical Encyclopedia N.S. ZefirovΟΞΕΙΔΙΑ ΧΛΩΡΙΟΥ. Όλα τα ΟΞΕΙΔΙΑ ΧΛΩΡΙΟΥ o. έχουν έντονη οσμή, είναι θερμικά και φωτοχημικά ασταθείς, επιρρεπείς σε εκρηκτική αποσύνθεση, έχουν θετική Μονοξείδιο [Οξείδιο Cl(I), διχλωροξείδιο, ημιοξείδιο] Το Cl 2 O είναι ένα κίτρινο-πορτοκαλί αέριο με ελαφρά πρασινωπή απόχρωση, σε υγρή κατάσταση είναι κόκκινο-καφέ. Μήκος δεσμού Cl - O 0,1700 nm, γωνία OClO 111°, 2,60 x 10 -30 Cl x m (πίνακας); Εξίσωση για την εξάρτηση από τη θερμοκρασία του logp πίεσης ατμού (mm Hg) = 7,87 - 1373/T (173-288 K); διαλυτό στο νερό για να σχηματίσει HNS, διαλυτότητα (g σε 100 g H 2 O στους 0 °C): 33,6 (2,66 kPa), 52,4 (6,65 kPa). Στους 60-100 °C, η θερμοδυναμική αποσύνθεση του Cl 2 O ολοκληρώνεται σε 12-24 ώρες· πάνω από τους 110 °C, εμφανίζεται έκρηξη μετά από λίγα λεπτά· ο φωτισμός επιταχύνει την αποσύνθεση και αυξάνει την πιθανότητα έκρηξης. Με τα χλωρίδια σχηματίζει οξυχλωρίδια, για παράδειγμα, με T1Cl 4, TaCl 5 και AsCl 3 δίνει T1OCl 2, TaOCl 3 και AsO 2 Cl, αντίστοιχα. Με το NO 2 σχηματίζει ένα μείγμα NO 2 Cl και NO 3 Cl, με N 2 O 5 - καθαρό NO 3 Cl. Η φθορίωση του Cl 2 O με AgF 2 μπορεί να παράγει ClOF 3 και με αντίδραση με AsF 5 ή SbF 5 - χλωρυλικά άλατα ClO + 2 MF - 6. Το ClO 2 και το Cl 2 O 6 αντιδρούν παρόμοια με το MF 5 (όπου M είναι As και Sb). Με σατ. οργανικές ενώσεις Το Cl 2 O συμπεριφέρεται ως παράγοντας χλωρίωσης, παρόμοιος με το χλώριο. Το Cl 2 O παρασκευάζεται περνώντας Cl 2 αραιωμένο με N 2 πάνω από HgO ή με αντίδραση Cl 2 με υγρό Na 2 CO 3 .
ΙΔΙΟΤΗΤΕΣ ΤΩΝ ΟΞΕΙΔΙΩΝ ΤΟΥ ΧΛΩΡΙΟΥ
|
Δείκτης |
||||||
|
σημείο βρασμού, °C |
||||||
|
Πυκνότητα, g/cm 3 |
2.023 (3.5 °C) |
1.805** (25 °C) |
||||
|
J/(mol x K) |
||||||
|
KJ/mol |
||||||
|
KJ/mol |
||||||
|
J/(mol x K) |
*Υπολογισμένο. **2,38 g/cm 3 στους -160 °C.
Το διοξείδιο ClO 2 είναι ένα κίτρινο αέριο, στην υγρή κατάσταση είναι έντονο κόκκινο, στη στερεά είναι κοκκινοκίτρινο. Μήκος δεσμού C - O 0,1475 nm, γωνία OClO 117 °C; Εξίσωση για την εξάρτηση από τη θερμοκρασία του logp πίεσης ατμού (mm Hg) = 7,7427 - 1275,1/T (226-312 K); διαλυτότητα στο νερό 26,1 g/l (25 °C, 20,68 kPa), διαλυτό σε CCl 4, HClO 4, CH 3 COOH. Σε μεμονωμένη κατάσταση είναι εκρηκτικό, στους 30-50 ° C η αποσύνθεση γίνεται με μετρήσιμο ρυθμό, πάνω από 50 ° C εκρήγνυται μετά από μια περίοδο επαγωγής. Σε ένα αλκαλικό περιβάλλον, το ClO 2 είναι δυσανάλογο με και, παρουσία. Σχηματίζεται H 2 O 2 και απελευθερώνεται O 2. Ανάγεται με ιωδίδια, αρσενίδια, PbO, H 2 SO 3, αμίνες σε ιόν χλωρίου. Τα CNO 2 και N 2 O 5 σχηματίζουν NO 3 Cl, με NOCl -NO 2 Cl. Φθοριωμένο με AgF 2, BrF 3 ή αραιωμένο F 2 σε ClO 2 F. Το ClO 2 λαμβάνεται με τη δράση αναγωγικών παραγόντων (SO 2, NO 2, μεθανόλη, οργανικά υπεροξείδια) σε οξινισμένο διάλυμα χλωρικού μετάλλου αλκαλίου, με θέρμανση μίγμα χλωρικού με υγρό οξαλικό οξύ, η δράση Cl 2 για χλωρίτες. Σε αντίθεση με τα υπόλοιπα, ΟΞΕΙΔΙΑ ΧΛΩΡΙΟΥ ο. ClO 2 - βιομηχανικό προϊόν. παραγωγής, χρησιμοποιείται αντί του Cl 2 ως περιβαλλοντικά ασφαλέστερο προϊόν για τη λεύκανση ξυλοπολτού, κυτταρίνης, συνθετικών. ίνες, για την παρασκευή πόσιμου και τεχνολ. νερό, απολύμανση λυμάτων. Ερεθίζει τους βλεννογόνους, προκαλεί βήχα, έμετο κ.λπ. MPC στον αέρα της περιοχής εργασίας 0,1 mg/m 3, LD 50 140 mg/kg (αρουραίοι, ενδογαστρικά).
Υπερχλωρικό χλώριο (κιχλωροτετροξείδιο) Cl 2 O 4, ή СlOClО 3 - ανοιχτό κίτρινο υγρό, κρυσταλλικό. κατάσταση είναι σχεδόν άχρωμη (βλ. υπερχλωρικά).
Το τριοξείδιο (διχλωροεξοξείδιο) Cl 2 O 6 είναι ένα έντονο κόκκινο υγρό, στη στερεά κατάσταση είναι πορτοκαλί, το χρώμα εξασθενεί όταν ψύχεται. Στα αέρια και τα υγρά, τα μόρια έχουν τη δομή O 2 Cl - O - ClO 3, στους κρυστάλλους είναι κρύσταλλοι του μονοκλινικού συστήματος (διαστημική ομάδα, z = 4). πίεση ατμού 39,9 Pa (0 °C), 133 Pa (19 °C). Αργά αποσυντίθεται ήδη στους 0-10 ° C σε ClO 2 και O 2, πάνω από 20 ° C Το Cl 2 εμφανίζεται στα προϊόντα αποσύνθεσης. αντιδρά με το νερό με φλας, τα προϊόντα της υδρόλυσης είναι HClO 3 και HClO 4. Με χλωρίδια, βρωμίδια, νιτρικά σχηματίζει υπερχλωρικά, για παράδειγμα με NOCl δίνει NOClO 4, με N 2 O 5 - NO 2 ClO 4, με AlCl 3 - ClO 2, με FeCl 3 - ClO 2. Όταν θερμαίνονται σε κενό, τέτοια σύμπλοκα διασπώνται με Cl 2 O 6 και μετατρέπονται σε μη διαλυτωμένα υπερχλωρικά Al(ClO 4) 3, Fe (ClO 4) 3. Το Cl 2 O 6 λαμβάνεται με την αντίδραση του όζοντος με ClO 2 ή τη δράση του F 2 σε χλωρικά μέταλλα. Χρησιμοποιείται για τη σύνθεση ανύδρων υπερχλωρικών σε εργαστηριακές συνθήκες.
Οξείδιο Cl(VII) (χλωρικός ανυδρίτης, διχλωροεπταοξείδιο) Cl 2 O 7 - άχρωμο. κινητό υγρό, ευαίσθητο σε κρούση και τριβή. Το μόριο έχει τη δομή O 3 Cl - O - ClO 3, το μήκος του δεσμού Cl - O είναι 0,1709 nm, σε ομάδες ClO 3 - 0,1405 nm, γωνία ClOCl 118,6°, OClO 115,2°, 2,40 x 10 -30 Kl x m. μονοκλινικοί κρύσταλλοι (διαστημική ομάδα C 2/c). εξίσωση για την εξάρτηση από τη θερμοκρασία της πίεσης ατμού lgp (mm Hg) = 7,796-1770/T. Απεριόριστα διαλυτό σε CCl 4, εξαιρετικά διαλυτό σε HClO 4, POCl 3, κ.λπ. Δεν αναμιγνύεται με νερό, αντιδρά στο όριο της φάσης για να σχηματίσει HClO 4, η αντίδραση είναι εξαιρετικά εξώθερμη -211 kJ/mol). Η θέρμανση του στρώματος Cl 2 O 7 μπορεί να οδηγήσει σε έκρηξη. Η αποσύνθεση του Cl 2 O 7 σε αέριο σε χλώριο και οξυγόνο συμβαίνει με μετρήσιμο ρυθμό στους 100-120 ° C, αλλά σε πίεση Cl 2 O 7 πάνω από 13,3 kPa γίνεται εκρηκτικό. Το υγρό Cl 2 O 7 είναι σταθερό μέχρι τους 60-70 ° C, ένα μείγμα κατώτερων Οξειδίων του ΧΛΩΡΙΟΥ o. επιταχύνει τη φθορά του. Το υγρό Cl 2 O 7 χαρακτηρίζεται από αντιδράσεις με το σχηματισμό ομοιοπολικών ενώσεων με την ομάδα - ClO 3. Με NH 3 σε CCl 4 σχηματίζει NH 4 HNClO 3 και NH 4 ClO 4, με αλκυλαμίνες - RHNClO 3 και R 2 NClO 3, αντίστοιχα, με SbF 5 - SbOF 3 και FClO 3, με N 2 O 5 σε NO CCl 4 2 ClO 4 . Χρησιμοποιώντας Cl 2 Περίπου 7, μπορείτε να συνθέσετε οργανικά υπερχλωρικά από αλκοόλες. Το Cl 2 O 7 λαμβάνεται με τη δράση του P 2 O 5 ή του ελαίου σε υπερχλωρικό οξύ ή με ηλεκτρόλυση ενός διαλύματος HClO 4 σε ηλεκτρόδια Pt κάτω από 0 ° C (Cl 2 O 7 συσσωρεύεται στον χώρο της ανόδου). Καθαρό Cl 2 O 7 μπορεί επίσης να ληφθεί με θέρμανση ορισμένων υπερχλωρικών ενώσεων σε κενό, για παράδειγμα Nb(ClO 4) 5, MoO 2 (ClO 4) 2.
Είναι γνωστός ένας αριθμός ελεύθερων ριζών χλωρίου-οξυγόνου, που λαμβάνονται σε διάφορες μήτρες χαμηλής θερμοκρασίας και μελετώνται κυρίως με τη μέθοδο EPR - ClO 3, ClOO, ClClO, καθώς και το χαμηλής σταθερότητας σεσκιοξείδιο Cl 2 O 3, το οποίο αποσυντίθεται σε - 50 - 0 ° C και πιθανώς έχει τη δομή του χλωριούχου χλωρίου СlOClO2. Θερμικά σταθερή ρίζα ClO (μήκος δεσμού Cl - O 0,1569 nm, 4,133 C x m, 101,6 kJ/mol) είναι ένα ενδιάμεσο προϊόν της οξείδωσης υδρογονανθράκων με υπερχλωρικό οξύ και ΟΞΕΙΔΙΑ ΧΛΩΡΙΟΥ ο., την αποσύνθεση όλων των CHLORINE OXIDES. και άλλες ενώσεις χλωρίου-οξυγόνου, καθώς και η αντίδραση του όζοντος με το ατομικό χλώριο στη στρατόσφαιρα.
Βιβλιογραφία: Nikitin I.V., Chemistry of oxygen compounds of halogens, M., 1986.
V.Ya.Rosolovsky.
Χημική εγκυκλοπαίδεια. Τόμος 5 >>
