Mis on klooroksiid 5? Klooroksiidid

19. august 2012

Oksiidid ehk oksiidid on erinevate elementide ühendid hapnikuga. Peaaegu kõik elemendid moodustavad selliseid ühendeid. Kloori, nagu ka teisi halogeene, iseloomustab sellistes ühendites positiivne oksüdatsiooniaste. Kõik klooroksiidid on äärmiselt ebastabiilsed ained, mis on tüüpiline kõikide halogeenide oksiididele. Tuntud on neli ainet, mille molekulid sisaldavad kloori ja hapnikku.

1. Iseloomuliku lõhnaga (meenutab gaasilise Cl2 lõhna) kollase kuni punaka värvusega gaasiline ühend on klooroksiid (I). Keemiline valem Cl2O. Sulamistemperatuur miinus 116 °C, keemistemperatuur pluss 2 °C. Normaaltingimustes on selle tihedus 3,22 kg/m³.
2. Iseloomuliku lõhnaga kollane või kollakasoranž gaas on klooroksiid (IV). Keemiline valem ClO2. Sulamistemperatuur miinus 59 °C, keemistemperatuur pluss 11 °C.
3. Punakaspruun vedelik on klooroksiid (VI). Keemiline valem Cl2O6. Sulamistemperatuur pluss 3,5 °C, keemistemperatuur pluss 203 °C.
4. Värvitu õline vedelik - klooroksiid (VII). Keemiline valem Cl2O7. Sulamistemperatuur miinus 91,5 °C, keemistemperatuur pluss 80 °C.

Klooroksiid oksüdatsiooniastmega +1 on nõrga ühehüdroksüülse hüpokloorhappe (HClO) anhüdriid. See saadakse Pelouse'i meetodil elavhõbedaoksiidi reageerimisel gaasilise klooriga vastavalt ühele reaktsioonivõrranditest: 2Cl2 + 2HgO → Cl2O + Hg2OCl2 või 2Cl2 + HgO → Cl2O + HgCl2. Nende reaktsioonide tingimused on erinevad. Klooroksiid (I) kondenseerub temperatuuril miinus 60 oC, kuna kõrgemal temperatuuril laguneb, plahvatuslikult ning kontsentreeritud kujul on plahvatusohtlik. Cl2O vesilahus saadakse leelismuld- või leelismetallikarbonaatide kloorimisel vees. Oksiid lahustub vees hästi ja tekib hüpokloorhape: Cl2O + H2O ↔ 2HClO. Lisaks lahustub see ka süsiniktetrakloriidis.

Klooroksiidi oksüdatsiooniastmega +4 nimetatakse muidu dioksiidiks. See aine lahustub vees, väävel- ja äädikhappes, atsetonitriilis, süsiniktetrakloriidis, aga ka teistes orgaanilistes lahustites, polaarsuse suurenedes suureneb selle lahustuvus. Laboritingimustes saadakse see kaaliumkloraadi reageerimisel oksaalhappega: 2KClO3 + H2C2O4 → K2CO3 + 2ClO2 + CO2 + H2O. Kuna klooroksiid (IV) on plahvatusohtlik aine, ei saa seda lahuses hoida. Nendel eesmärkidel kasutatakse silikageeli, mille pinnal saab ClO2-d adsorbeeritud kujul pikka aega säilitada, samal ajal on võimalik vabaneda kloori saasteainetest, kuna silikageel seda ei absorbeeri. Tööstuslikes tingimustes saadakse ClO2 redutseerimisel vääveldioksiidiga, väävelhappe, naatriumkloraadi juuresolekul: 2NaClO3 + SO2 + H2SO4 → 2NaHSO4 + 2ClO2. Seda kasutatakse pleegitusainena, näiteks paberil või tselluloosil jne, samuti erinevate materjalide steriliseerimiseks ja desinfitseerimiseks.

Klooroksiid oksüdatsiooniastmega +6 laguneb sulamisel reaktsioonivõrrandi järgi: Cl2O6 → 2ClO3. Klooroksiid (VI) saadakse dioksiidi oksüdeerimisel osooniga: 2O3 + 2ClO2 → 2O2 + Cl2O6. See oksiid on võimeline interakteeruma leeliselahuste ja veega. Sel juhul tekivad disproportsioonireaktsioonid. Näiteks kaaliumhüdroksiidiga reageerimisel: 2KOH + Cl2O6 → KClO3 + KClO4 + H2O on tulemuseks kaaliumkloraat ja perkloraat.

Kõrgemat klooroksiidi nimetatakse ka klooranhüdriidiks või dikloroheptaoksiidiks ja see on tugev oksüdeerija. See on võimeline löögi või kuumutamisel plahvatama. See aine on aga stabiilsem kui oksiidid, mille oksüdatsiooniaste on +1 ja +4. Selle lagunemine klooriks ja hapnikuks kiireneb madalamate oksiidide olemasolu ja temperatuuri tõusuga 60-70 oC. Klooroksiid (VII) suudab külmas vees aeglaselt lahustuda, reaktsiooni tulemusena tekib perkloorhape: H2O + Cl2O7 → 2HClO4. Dikloroheptaoksiid saadakse perkloorhappe ettevaatlikul kuumutamisel fosforanhüdriidiga: P4O10 + 2HClO4 → Cl2O7 + H2P4O11. Cl2O7 võib saada ka ooleumi kasutamisel fosforanhüdriidi asemel.

Anorgaanilise keemia haru, mis uurib halogeenoksiide, sealhulgas klooroksiide, on viimastel aastatel aktiivselt arenema hakanud, kuna need ühendid on energiamahukad. Need on võimelised reaktiivmootorite põlemiskambrites energiat koheselt vabastama ja keemilistes vooluallikates saab selle vabanemise kiirust reguleerida. Teine huvipakkuv põhjus on võimalus sünteesida uusi anorgaaniliste ühendite rühmi, näiteks klooroksiid (VII) on perkloraadi esivanem.

Allikas: fb.ru

Tegelik

Kloor(I)oksiid Cl2O- endotermilise ebastabiilse ühendi võib saada järgmiselt: 2 Cl 2 + HgO \u003d HgCl 2 + Cl 2 O.

Kuumutamisel laguneb: 2Cl 2 O = 2Cl 2 + O 2, veega saadakse hüpokloorhape (oma leebe iseloomuga): Cl 2 O + H 2 O = 2HOCl.

Kloori oksüdatsiooniaste on +4. ClO2- kloor(IV)oksiid, terava lõhnaga endotermiline, on nurgelise kujuga, seega polaarne.

ClO 2 iseloomustavad disproportsioonireaktsioonid: 6ClO 2 + 3H 2 O \u003d 5HClO 3 + HCl,

2ClO 2 + 2KOH \u003d KClO 2 + KClO 3 + H 2 O. 2KClO 3 + H 2 C 2 O 4 + H 2 SO 4 \u003d K 2 SO 4 + 2CO 2 + 2ClO 2 + 2H

Kasutatakse peamiselt erinevate materjalide pleegitamiseks või steriliseerimiseks. On kindlaks tehtud, et seda saab kasutada keemiatehaste reovee defenoleerimiseks.

Cl2O6 annab disproportsioonireaktsioonid: 2ClO 2 + 2O 3 \u003d Cl 2 O 6 + 2 O 2,

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

Kloor(VII)oksiid Cl2O7- perkloorhappe anhüdriid HClO 4 (ml polaarne), suhteliselt stabiilne, kuumutamisel (üle 120 kraadi) laguneb plahvatuslikult. 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,

Broom(I)oksiidi võib saada järgmiselt: 2 Br 2 + HgO = HgBr 2 + Br2O, toatemperatuuril see

laguneb: 2Br 2 O = 2 Br 2 + O 2.

Broom(IV)oksiid 4O 3 + 3Br 2 = 6BrO 2 on helekollane tahke aine, stabiilne ainult -40 kraadi juures. Üks selle termilise lagunemise produktidest vaakumis on pruun broomoksiid.

Joodoksiid (V) saadakse joodhappe dehüdraatimisel (kuumutamisel väävelhappega): 2 HIO 3 = I 2 O 5 + H 2 O, üle 3000 C laguneb: 2 I 2 O 5 = 2 I 2 + 5 O 2.

Küsimus nr 20. Halogeenide, nt NHO ja nende soolad, hapnikku sisaldavad happed. Nomenklatuur. ml struktuur. Jätkusuutlikkus. Oksüdatiivsed ja happelised omadused. Pleegituspulber. Kviitung ja avaldus.

Fluorhape moodustub osaliselt fluori aeglase voolu koosmõjul alandatud rõhul ja jahutatud veega. Väga väikestes kogustes vabanedes on see kõrge aururõhuga värvitu aine, mis normaalsetes tingimustes laguneb üsna kiiresti HF-ks ja O 2 -ks. M-la HOF-i nurk on = 97 kraadi. See on ilmselt tugev, kuid vesi hüdrolüüsib selle kiiresti, peamiselt vastavalt võrrandile: HOF + HOH = HF + H 2 O 2. Selle sooli ei ole saadud, kuid on teada aineid, mida võib pidada selle vesiniku asendamise saadusteks metalloidsete radikaalidega.

Hüpoklorohape väga nõrk, laguneb kergesti valguse käes koos aatomihapniku vabanemisega, mis määrab selle väga tugevad oksüdeerivad omadused.

HClO ja hüpokloritid saadakse järgmiselt: Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO, Cl 2 + 2KOH = KCl + KClO + H 2 O Javeli vesi, Cl 2 + Ca(OH) 2 = CaOCl 2 + H 2 O - kloorlubi 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.

Hüpokloorhape ja hüpokloritid on ok. Standardsete redokspotentsiaalide võrdlus näitab, et hüpokloorhape on tugevam oksüdeerija kui vaba kloor ja hüpokloritid. Ühendi suurt oksüdatiivset jõudu seletab prootoni tugev polariseeritav toime kloor-hapnik sidemele, mille puhul side on deformeerunud ja on hüpokloritidega võrreldes ebastabiilne moodustis.

Javeli vett kasutatakse kangaste pleegitamiseks ja valgendit desinfitseerimiseks.

M-la nurkstruktuuri nurk = 103° d(OH) = 0,97, d(ОCl) = 1,69A°.

Hüpobromhape Br 2 + H 2 O = HBr + HBrO, Br 2 + KOH = KBr + KBrO + H 2 O, kaaliumhüpobromiit Br 2 + 5 Cl 2 + 6 H 2 O = 2 HBrO + 10 HCl. Kaaliumhüpobromiit laguneb kergesti: 3 KBrO = 2 KBr + KBrO 3 kaaliumbromaat.

Vesinikhape: 2I 2 + HgO + H 2 O = HgI 2 + 2HIO, Sooli saab saada hapete reageerimisel leelistega või reaktsioonidel:

Viimased 2 ühendit ei ole üksikus olekus isoleeritud ning soolad - hüpobromiidid ja hüpojodiidid - on oksüdatsiooni puudumisel üsna stabiilsed. Selles reas jõud väheneb.

Küsimus nr 21. Halogeenide nagu HXO3 hapnikku sisaldavad ühendid ja nende soolad. Nomenklatuur. ml struktuur. Jätkusuutlikkus. Oksüdeerivad ja happelised omadused. Kviitung ja avaldus. Bertholeti sool. Võnkumisseisundite mõiste.

Hüpokloorhape HClO 3 on stabiilne ainult vesilahustes - see on tugev hape ja energiline oksüdeerija: 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 (naatriumkloraat).

Temperatuuri tõustes toimub reaktsioon: 3 Cl 2 + 6 KOH = 5 KCl + KClO 3 + 3 H 2 O, kus KClO 3 on sool (kaaliumkloraat), mida nimetatakse selle avastaja prantslaste auks ka Berthollet' soolaks. keemik C. Berthollet. Seda kasutatakse oksüdeeriva ainena pürotehnikas, tikkude tootmisel ja hapniku tootmiseks laboris. Kuumutamisel laguneb: 4 KClO 3 = KCl + 3 KClO 4 ja MnO 2 katalüsaatori juuresolekul toimub: 2 KClO 3 = 2 KCl + 3 O 2.

HBrO 3 - broomhapet (see esineb ainult lahuses) saab järgmiselt: Ba(BrO 3) 2 + H 2 SO 4 = 2 HBrO 3 + BaSO 4.

Huvitav on märkida, et jood võib broomi välja tõrjuda kaaliumbromaadist 2 KBrO 3 + I 2 = 2 KIO 3 + Br 2

HIO 3 – jood (jodaadid) d(IO) = 1,8 A (kaks sidet) ja 1,9 (üks side) ning nurk OIO = 98°

I2 + 5Cl2 + 6H2O = 2HIO3 + 10HCl, 3I2 + 10HNO3 = 6HIO3 + 10NO + 2H2O,

I 2 + 2HClO 3 = 2HIO 3 + Cl 2 (jood tõrjub kloori välja), IF 5 + 3 H 2 O = 5 HF + HIO 3

Sooli võib saada hapete reageerimisel leelistega või reaktsioonidel:

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

Hapete lahustuvus ja happelised omadused vähenevad ning stabiilsus suureneb

Autor: Chemical Encyclopedia N.S. Zefirov

KLOOROKSIIDID. Kõik KLOORIOKSIIDID o. on terava lõhnaga, termiliselt ja fotokeemiliselt ebastabiilsed, kalduvad plahvatusohtlikule lagunemisele, on positiivsed Monoksiid [Cl(I)oksiid, diklorooksiid, hemioksiid] Cl 2 O on nõrga roheka varjundiga kollakasoranž gaas, vedelas olekus on punakaspruun; Cl - O sideme pikkus 0,1700 nm, nurk OClO 111°, 2,60 x 10 -30 Cl x m (tabel); aururõhu logp (mm Hg) temperatuurisõltuvuse võrrand = 7,87 - 1373/T (173-288 K); lahustub vees, moodustades HNS, lahustuvus (g 100 g H 2 O-s temperatuuril 0 °C): 33,6 (2,66 kPa), 52,4 (6,65 kPa). Temperatuuril 60-100 °C lõpeb Cl 2 O termodünaamiline lagunemine 12-24 tunniga, üle 110 °C toimub mõne minuti pärast plahvatus, valgustus kiirendab lagunemist ja suurendab plahvatuse tõenäosust. Kloriididega moodustab see oksükloriide, näiteks T1Cl 4, TaCl 5 ja AsCl 3 korral annab see vastavalt T1OCl 2, TaOCl 3 ja AsO 2 Cl. NO 2 -ga moodustab see NO 2 Cl ja NO 3 Cl segu, N 2 O 5 -ga - puhas NO 3 Cl. Cl 2 O fluorimine AgF 2-ga võib tekitada ClOF 3 ja reaktsioonil AsF 5 või SbF 5 - klorüülsooladega ClO + 2 MF - 6. ClO2 ja Cl2O6 reageerivad sarnaselt MF5-ga (kus M on As ja Sb). Koos sat. orgaanilised ühendid Cl 2 O käitub sarnaselt klooriga klooriva ainena. Cl2O valmistatakse N2-ga lahjendatud Cl2 juhtimisel üle HgO või Cl2 reageerimisel märja Na2CO3-ga.

KLOOROKSIIDIDE OMADUSED

Indeks
keemistemperatuur, °C
Tihedus, g/cm3				2,023 (3,5 °C)	1,805** (25 °C)
J/(mol x K)
KJ/mol
KJ/mol
J/(mol x K)

*Arvutatud. **2,38 g/cm3 -160 °C juures.

Dioksiid ClO 2 on kollane gaas, vedelas olekus on erepunane, tahkes olekus punakaskollane; C - O sideme pikkus 0,1475 nm, OClO nurk 117 °C; aururõhu logp (mm Hg) temperatuurisõltuvuse võrrand = 7,7427 - 1275,1/T (226-312 K); lahustuvus vees 26,1 g/l (25 °C, 20,68 kPa), lahustuv CCl 4, HClO 4, CH 3 COOH. Üksikolekus on see plahvatusohtlik, 30-50 °C juures toimub lagunemine mõõdetava kiirusega, üle 50 °C pärast induktsiooniperioodi plahvatab. Aluselises keskkonnas on ClO2 ebaproportsionaalne ja juuresolekul. Tekib H 2 O 2 ja eraldub O 2. See redutseeritakse jodiidide, arseniidide, PbO, H 2 SO 3, amiinide toimel kloritioonideks. CNO 2 ja N 2 O 5 moodustavad NO 3 Cl koos NOCl -NO 2 Cl-ga. Fluoritud AgF 2, BrF 3 või lahjendatud F 2 kuni ClO 2 F. ClO 2 saadakse redutseerivate ainete (SO 2, NO 2, metanool, orgaanilised peroksiidid) toimel leelismetallikloraadi hapendatud lahusele, kuumutades kloraadi segu märja oksaalhappega, kloriitide puhul Cl2. Erinevalt ülejäänutest on KLOOROKSIIDID o. ClO 2 - tööstustoode. tootmisel kasutatakse seda Cl 2 asemel keskkonnasõbralikuma tootena puidumassi, tselluloosi, sünteetika pleegitamiseks. kiud, joogi- ja tehnoloogiliseks valmistamiseks. vesi, reovee desinfitseerimine. Ärritab limaskesti, põhjustab köhimist, oksendamist jne; MPC tööpiirkonna õhus 0,1 mg/m 3, LD 50 140 mg/kg (rotid, intragastrilised).
Kloorperkloraat (tsiklorotetroksiid) Cl 2 O 4 ehk СlOClО 3 - helekollane vedelik, kristalne. olek on peaaegu värvitu (vt Perkloraadid).
Trioksiid (dikloroheksaoksiid) Cl 2 O 6 on helepunane vedelik, tahkes olekus on see oranž, jahutamisel värvus nõrgeneb. Gaasides ja vedelikes on molekulide struktuur O 2 Cl - O - ClO 3, kristallides on nad monokliinse süsteemi kristallid (ruumirühm, z = 4); aururõhk 39,9 Pa (0 °C), 133 Pa (19 °C). Laguneb aeglaselt juba 0-10 °C juures ClO 2-ks ja O 2-ks, üle 20 °C Cl2 ilmub lagunemissaadustesse; reageerib sähvatusega veega, hüdrolüüsi saadusteks on HClO 3 ja HClO 4. Kloriidide, bromiidide, nitraatidega moodustab perkloraate, näiteks NOCl-ga annab NOClO 4, N 2 O 5 - NO 2 ClO 4, AlCl 3 - ClO 2, FeCl 3 - ClO 2. Vaakumis kuumutamisel eralduvad sellised kompleksid Cl 2 O 6 ja muutuvad lahustumata perkloraadideks Al(ClO 4) 3, Fe(ClO 4) 3. Cl 2 O 6 saadakse osooni reaktsioonil ClO 2-ga või F 2 toimel metallkloraatidele. Kasutatakse veevabade perkloraadi sünteesiks laboritingimustes.
Cl(VII)oksiid (klooranhüdriid, dikloroheptaoksiid) Cl 2 O 7 - värvitu. liikuv vedelik, tundlik löögi ja hõõrdumise suhtes. Molekuli struktuur on O 3 Cl - O - ClO 3, Cl - O sideme pikkus on 0,1709 nm, ClO 3 rühmades - 0,1405 nm, ClOCl nurk 118,6°, OClO 115,2°, 2,40 x 10 -30; monokliinilised kristallid (ruumirühm C 2/c); aururõhu temperatuuri sõltuvuse võrrand lgp (mm Hg) = 7,796-1770/T. Piiramatult lahustub CCl 4-s, lahustub hästi HClO 4-s, POCl 3-s jne. Ei segune veega, reageerib faasipiiril, moodustades HClO 4, reaktsioon on väga eksotermiline -211 kJ/mol); Cl 2 O 7 kihi kuumutamine võib viia plahvatuseni. Cl 2 O 7 lagunemine gaasis klooriks ja hapnikuks toimub mõõdetava kiirusega temperatuuril 100–120 ° C, kuid Cl 2 O 7 rõhul üle 13,3 kPa muutub see plahvatusohtlikuks. Vedel Cl 2 O 7 on stabiilne kuni 60-70 °C, madalamate KLOORIOKSIIDIDE o. kiirendab selle lagunemist. Vedelat Cl 2 O 7 iseloomustavad reaktsioonid kovalentsete ühendite moodustumisega rühmaga - ClO 3. NH 3-ga CCl 4-s moodustab see NH 4 HNClO 3 ja NH 4 ClO 4, alküülamiinidega vastavalt - RHNClO 3 ja R 2 NClO 3, SbF 5 - SbOF 3 ja FClO 3, N 2 O 5 -ga CCl 4 NO-s 2 ClO4. Kasutades Cl 2 umbes 7, saate sünteesida alkoholidest orgaanilisi perkloraate. Cl 2 O 7 saadakse P 2 O 5 või oleumi toimel perkloorhappele või HClO 4 lahuse elektrolüüsil Pt elektroodidel temperatuuril alla 0 ° C (Cl 2 O 7 koguneb anoodiruumi). Puhast Cl 2 O 7 saab ka mõne perkloraadi vaakumis kuumutamisel, näiteks Nb(ClO 4) 5, MoO 2 (ClO 4) 2.
Teada on mitmeid kloori-hapniku vabu radikaale, mis on saadud erinevatest madala temperatuuriga maatriksitest ja mida on uuritud peamiselt EPR meetodil - ClO 3, ClOO, ClClO, samuti vähestabiilne seskvioksiid Cl 2 O 3, mis laguneb 50–0 °C ja tõenäoliselt kloorkloraadi СloClO 2 struktuuriga. Termiliselt stabiilne radikaal ClO (Cl - O sideme pikkus 0,1569 nm, 4,133 C x m, 101,6 kJ/mol) on vaheprodukt süsivesinike oksüdatsioonil perkloorhappe ja KLOORI OKSIIDIDE o., kogu KLOORI OXIDES lagunemisel. ja muud kloori-hapniku ühendid, samuti osooni reaktsioon stratosfääris aatomi klooriga.

Kirjandus: Nikitin I.V., Halogeenide hapnikuühendite keemia, M., 1986.

V.Ja.Rosolovski.

Keemia entsüklopeedia. 5. köide >>