ოქსიდები ან ოქსიდები არის სხვადასხვა ელემენტების ნაერთები ჟანგბადთან. თითქმის ყველა ელემენტი ქმნის ასეთ ნაერთებს. ქლორი, ისევე როგორც სხვა ჰალოგენები, ასეთ ნაერთებში ხასიათდება დადებითი დაჟანგვის მდგომარეობით. ქლორის ყველა ოქსიდი უკიდურესად არასტაბილური ნივთიერებებია, რაც დამახასიათებელია ყველა ჰალოგენის ოქსიდისთვის. ცნობილია ოთხი ნივთიერება, რომელთა მოლეკულები შეიცავს ქლორს და ჟანგბადს.
- აირისებრი ნაერთი ყვითელიდან მოწითალო ფერამდე დამახასიათებელი სუნით (გაიხსნება Cl2 აირის სუნი) არის ქლორის ოქსიდი (I). ქიმიური ფორმულა Cl2O. დნობის წერტილი მინუს 116 °C, დუღილის წერტილი პლუს 2 °C. ნორმალურ პირობებში მისი სიმკვრივეა 3,22 კგ/მ³.
- ყვითელი ან ყვითელ-ნარინჯისფერი გაზი დამახასიათებელი სუნით არის ქლორის ოქსიდი (IV). ქიმიური ფორმულა ClO2. დნობის წერტილი მინუს 59 °C, დუღილის წერტილი პლუს 11 °C.
- წითელ-ყავისფერი სითხე არის ქლორის ოქსიდი (VI). ქიმიური ფორმულა Cl2O6. დნობის წერტილი პლუს 3,5 °C, დუღილის წერტილი პლუს 203 °C.
- უფერო ზეთოვანი სითხე - ქლორის ოქსიდი (VII). ქიმიური ფორმულა Cl2O7. დნობის წერტილი მინუს 91,5 °C, დუღილის წერტილი პლუს 80 °C.
ქლორის ოქსიდი დაჟანგვის მდგომარეობით +1 არის სუსტი მონოჰიდრული ჰიპოქლორმჟავას ანჰიდრიდი (HClO). იგი მიიღება პელუზის მეთოდით ვერცხლისწყლის ოქსიდის ქლორის გაზთან ურთიერთქმედებით ერთ-ერთი რეაქციის განტოლების მიხედვით: 2Cl2 + 2HgO → Cl2O + Hg2OCl2 ან 2Cl2 + HgO → Cl2O + HgCl2. ამ რეაქციების პირობები განსხვავებულია. ქლორის ოქსიდი (I) კონდენსირდება მინუს 60 oC ტემპერატურაზე, რადგან მაღალ ტემპერატურაზე ის იშლება, ფეთქდება და კონცენტრირებული სახით ფეთქებადია. Cl2O-ის წყალხსნარი მიიღება წყალში მიწის ტუტე ან ტუტე ლითონის კარბონატების ქლორებით. ოქსიდი კარგად იხსნება წყალში და წარმოიქმნება ჰიპოქლორმჟავა: Cl2O + H2O ↔ 2HClO. გარდა ამისა, ის ასევე ხსნადია ნახშირბადის ტეტრაქლორიდში.
ქლორის ოქსიდს +4 ჟანგვის მდგომარეობით სხვაგვარად დიოქსიდს უწოდებენ. ეს ნივთიერება იხსნება წყალში, გოგირდის და ძმარმჟავებში, აცეტონიტრილში, ნახშირბადის ტეტრაქლორიდში, აგრეთვე სხვა ორგანულ გამხსნელებში, პოლარობის მატებასთან ერთად იზრდება მისი ხსნადობა. ლაბორატორიულ პირობებში მიიღება კალიუმის ქლორატის ოქსილის მჟავასთან რეაქციით: 2KClO3 + H2C2O4 → K2CO3 + 2ClO2 + CO2 + H2O. ვინაიდან ქლორის ოქსიდი (IV) ფეთქებადი ნივთიერებაა, მისი ხსნარში შენახვა შეუძლებელია. ამ მიზნებისათვის გამოიყენება სილიკა გელი, რომლის ზედაპირზე ClO2 შეიძლება ინახებოდეს ადსორბირებული სახით დიდი ხნის განმავლობაში, ამავდროულად შესაძლებელია ქლორის დამაბინძურებლების მოშორება, რადგან ის არ შეიწოვება სილიკა გელით. სამრეწველო პირობებში ClO2 მიიღება გოგირდის დიოქსიდით შემცირებით, გოგირდმჟავას, ნატრიუმის ქლორატის თანდასწრებით: 2NaClO3 + SO2 + H2SO4 → 2NaHSO4 + 2ClO2. გამოიყენება როგორც მათეთრებელი საშუალება, მაგალითად, ქაღალდი ან ცელულოზა და ა.შ., ასევე სხვადასხვა მასალის სტერილიზაციისა და დეზინფექციისთვის.
ქლორის ოქსიდი +6 ჟანგვის მდგომარეობით, დნობისას იშლება რეაქციის განტოლების მიხედვით: Cl2O6 → 2ClO3. ქლორის ოქსიდი (VI) მიიღება დიოქსიდის ოზონთან დაჟანგვით: 2O3 + 2ClO2 → 2O2 + Cl2O6. ამ ოქსიდს შეუძლია ურთიერთქმედება ტუტე ხსნარებთან და წყალთან. ამ შემთხვევაში ხდება არაპროპორციული რეაქციები. მაგალითად, კალიუმის ჰიდროქსიდთან ურთიერთობისას: 2KOH + Cl2O6 → KClO3 + KClO4 + H2O, შედეგი არის კალიუმის ქლორატი და პერქლორატი.
უფრო მაღალი ქლორის ოქსიდს ასევე უწოდებენ ქლორის ანჰიდრიდს ან დიქლოროჰეპტაოქსიდს და არის ძლიერი ჟანგვის აგენტი. მას შეუძლია აფეთქდეს დარტყმის დროს ან გაცხელებისას. თუმცა, ეს ნივთიერება უფრო სტაბილურია, ვიდრე ოქსიდები +1 და +4 დაჟანგვის მდგომარეობით. მისი დაშლა ქლორამდე და ჟანგბადად აჩქარებს ქვედა ოქსიდების არსებობის გამო და ტემპერატურის მატებით 60-დან 70 oC-მდე. ქლორის ოქსიდს (VII) შეუძლია ნელა იხსნება ცივ წყალში, რეაქციის შედეგად წარმოიქმნება პერქლორინის მჟავა: H2O + Cl2O7 → 2HClO4. დიქლოროჰეპტაოქსიდი მიიღება პერქლორინის მჟავას ფოსფორის ანჰიდრიდით ფრთხილად გახურებით: P4O10 + 2HClO4 → Cl2O7 + H2P4O11. Cl2O7 ასევე შეიძლება მიღებულ იქნას ფოსფორის ანჰიდრიდის ნაცვლად ოლეუმის გამოყენებით.
არაორგანული ქიმიის ფილიალი, რომელიც სწავლობს ჰალოგენის ოქსიდებს, მათ შორის ქლორის ოქსიდებს, ბოლო წლებში აქტიურად დაიწყო განვითარება, რადგან ეს ნაერთები ენერგო ინტენსიურია. მათ შეუძლიათ მყისიერად გაათავისუფლონ ენერგია რეაქტიული ძრავების წვის კამერებში, ხოლო ქიმიური დენის წყაროებში მისი გამოშვების სიჩქარის რეგულირება შესაძლებელია. ინტერესის კიდევ ერთი მიზეზი არის არაორგანული ნაერთების ახალი ჯგუფების სინთეზის შესაძლებლობა, მაგალითად, ქლორის ოქსიდი (VII) არის პექლორატების წინაპარი.
წყარო: fb.ruმიმდინარე
ქლორის(I) ოქსიდი Cl2O- ენდოთერმული არასტაბილური ნაერთი შეიძლება მივიღოთ შემდეგნაირად: 2 Cl 2 + HgO = HgCl 2 + Cl 2 O.
გაცხელებისას იშლება: 2Cl 2 O = 2Cl 2 + O 2, წყალთან ერთად იძლევა ჰიპოქლორმჟავას (აქვს რბილი ხასიათი): Cl 2 O + H 2 O = 2HOCl.
ქლორის ჟანგვის მდგომარეობაა +4. ClO2- ქლორის (IV) ოქსიდი, ენდოთერმული მძაფრი სუნით, აქვს კუთხოვანი ფორმა, ამიტომ ის პოლარულია.
ClO 2 ხასიათდება დისპროპორციული რეაქციებით: 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,
ძირითადად გამოიყენება სხვადასხვა მასალის გასათეთრებლად ან სტერილიზაციისთვის. დადგენილია, რომ მისი გამოყენება შესაძლებელია ქიმიური ქარხნების ჩამდინარე წყლების დეფენოლაციისთვის.
Cl2O6იძლევა დისპროპორციულ რეაქციას: 2ClO 2 + 2O 3 = Cl 2 O 6 + 2 O 2,
Cl 2 O 6 + 2 KOH = KClO3 + KClO 4 + H 2 O.
ქლორის (VII) ოქსიდი Cl2O7- პერქლორინის მჟავას ანჰიდრიდი HClO 4 (მლ პოლარული), შედარებით სტაბილური, გაცხელებისას (120 გრადუსზე ზემოთ) ფეთქებად იშლება. 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,
ბრომის (I) ოქსიდის მიღება შესაძლებელია შემდეგნაირად: 2 Br 2 + HgO = HgBr 2 + Br2O, ოთახის ტემპერატურაზე ის
იშლება: 2Br 2 O = 2 Br 2 + O 2.
ბრომის (IV) ოქსიდი 4O 3 + 3Br 2 = 6BrO 2 არის ღია ყვითელი მყარი ნივთიერება, სტაბილური მხოლოდ -40 გრადუსზე. ვაკუუმში მისი თერმული დაშლის ერთ-ერთი პროდუქტია ყავისფერი ბრომის ოქსიდი.
იოდის ოქსიდი (V) მიიღება იოდის მჟავას გაუწყლოებით (გოგირდმჟავასთან ერთად გაცხელებისას): 2 HIO 3 = I 2 O 5 + H 2 O, 3000 C-ზე მაღლა იშლება: 2 I 2 O 5 = 2 I 2 + 5 O. 2.
კითხვა No20. ჰალოგენების ჟანგბადის შემცველი მჟავები, როგორიცაა NHO და მათი მარილები. ნომენკლატურა. მლ-ის სტრუქტურა. მდგრადობა. ოქსიდაციური და მჟავე თვისებები. მათეთრებელი ფხვნილი. მიღება და განაცხადი.
ფტორმჟავანაწილობრივ წარმოიქმნება შემცირებული წნევის ქვეშ ფტორის ნელი ნაკადის ურთიერთქმედებით გაცივებულ წყალთან. გამოთავისუფლებულია მხოლოდ ძალიან მცირე რაოდენობით, ეს არის უფერო ნივთიერება მაღალი ორთქლის წნევით; ნორმალურ პირობებში ის საკმაოდ სწრაფად იშლება HF და O2-ად. M-la HOF-ს აქვს კუთხე = 97 გრადუსი. ის აშკარად ძლიერია, მაგრამ სწრაფად ჰიდროლიზდება წყლით, ძირითადად განტოლების მიხედვით: HOF + HOH = HF + H 2 O 2. მისი მარილები არ არის მიღებული, მაგრამ ცნობილია ნივთიერებები, რომლებიც შეიძლება ჩაითვალოს მისი წყალბადის მეტალოიდური ხასიათის რადიკალებით ჩანაცვლების პროდუქტად.
ჰიპოქლორის მჟავაძალიან სუსტია, ადვილად იშლება შუქზე ატომური ჟანგბადის გამოყოფით, რაც განსაზღვრავს მის ძალიან ძლიერ ჟანგვის თვისებებს.
HClO და ჰიპოქლორიტები შეიძლება მივიღოთ შემდეგნაირად: Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO, Cl 2 + 2KOH = KCl + KClO + H 2 O ჯაველის წყალი, Cl 2 + Ca(OH) 2 = CaOCl 2 + H 2 O - ქლორის ცაცხვი 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.
ჰიპოქლორის მჟავა და ჰიპოქლორიტები ნორმალურია. სტანდარტული რედოქსის პოტენციალების შედარება აჩვენებს, რომ ჰიპოქლორის მჟავა უფრო ძლიერი ჟანგვის აგენტია, ვიდრე თავისუფალი ქლორი და ჰიპოქლორიტები. ნაერთის მაღალი ჟანგვითი ძალა აიხსნება პროტონის ძლიერი პოლარიზებადი ეფექტით ქლორ-ჟანგბადის კავშირზე, ამ შემთხვევაში ბმა დეფორმირებულია და წარმოადგენს არასტაბილურ წარმონაქმნს ჰიპოქლორიტებთან შედარებით.
ჯაველის წყალი გამოიყენება ქსოვილების გასათეთრებლად, მათეთრებელი კი დეზინფექციისთვის.
M-la-ს აქვს კუთხური აგებულების კუთხე = 103° d(OH) = 0,97, d(ОCl) = 1,69A°.
ჰიპობრომის მჟავა Br 2 + H 2 O = HBr + HBrO, Br 2 + KOH = KBr + KBrO + H 2 O, კალიუმის ჰიპობრომიტი Br 2 + 5 Cl 2 + 6 H 2 O = 2 HBrO + 10 HCl. კალიუმის ჰიპობრომიტი ადვილად იშლება: 3 KBrO = 2 KBr + KBrO 3 კალიუმის ბრომატი.
წყალმჟავა: 2I 2 + HgO + H 2 O = HgI 2 + 2HIO, მარილების მიღება შესაძლებელია მჟავების რეაქციით ტუტეებთან ან რეაქციებით:
ბოლო 2 ნაერთი არ არის იზოლირებული ინდივიდუალურ მდგომარეობაში, ხოლო მარილები - ჰიპობრომიდები და ჰიპოიოდიდები - საკმაოდ სტაბილურია ჟანგვის არარსებობისას. ამ რიგში, ძალა მცირდება.
კითხვა No21. ჰალოგენების ჟანგბადის შემცველი ნაერთები, როგორიცაა HXO3 და მათი მარილები. ნომენკლატურა. მლ-ის სტრუქტურა. მდგრადობა. ჟანგვის და მჟავე თვისებები. მიღება და განაცხადი. ბერტოლეტის მარილი. რხევადი მდგომარეობის ცნება.
ჰიპოქლორმჟავა HClO 3 მდგრადია მხოლოდ წყალხსნარებში - ეს არის ძლიერი მჟავა და ენერგიული ჟანგვის საშუალება: 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 (ნატრიუმის ქლორატი).
ტემპერატურის მატებასთან ერთად რეაქცია ხდება: 3 Cl 2 + 6 KOH = 5 KCl + KClO 3 + 3 H 2 O, სადაც KClO 3 არის მარილი (კალიუმის ქლორატი), რომელსაც ასევე უწოდებენ ბერტოლეს მარილს მისი აღმომჩენის, ფრანგების პატივსაცემად. ქიმიკოსი C. Berthollet. იგი გამოიყენება როგორც ჟანგვის აგენტი პიროტექნიკაში, ასანთის წარმოებაში და ჟანგბადის წარმოებაში ლაბორატორიაში. გაცხელებისას ის იშლება: 4 KClO 3 = KCl + 3 KClO 4, ხოლო MnO 2 კატალიზატორის არსებობისას ხდება შემდეგი: 2 KClO 3 = 2 KCl + 3 O 2.
HBrO 3 - ბრომის მჟავა (ის მხოლოდ ხსნარში არსებობს) შეიძლება მივიღოთ შემდეგნაირად: Ba(BrO 3) 2 + H 2 SO 4 = 2 HBrO 3 + BaSO 4.
საინტერესოა აღინიშნოს, რომ იოდს შეუძლია კალიუმის ბრომატიდან ბრომი გადაანაცვლოს 2 KBrO 3 + I 2 = 2 KIO 3 + Br 2
HIO 3 – იოდი (იოდატები) d(IO) = 1.8 A (ორი ბმა) და 1.9 (ერთი ბმა) და კუთხე 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 (იოდი ანაცვლებს ქლორს), IF 5 + 3 H 2 O = 5 HF + HIO 3
მარილების მიღება შესაძლებელია მჟავების რეაქციით ტუტეებთან ან რეაქციებით:
3 I 2 + 6 NaOH = 5 NaI + NaIO 3 + 3 H 2 O,
მჟავების ხსნადობა და მჟავა თვისებები მცირდება და სტაბილურობა იზრდება
ავტორი: ქიმიური ენციკლოპედია ნ.ს. ზეფიროვიქლორის ოქსიდები. ყველა ქლორის ოქსიდი o. აქვთ მკვეთრი სუნი, არიან თერმულად და ფოტოქიმიურად არასტაბილური, ფეთქებადი დაშლისკენ მიდრეკილი, აქვთ დადებითი მონოქსიდი [Cl(I) ოქსიდი, დიქლოროქსიდი, ჰემიოქსიდი] Cl 2 O არის მოყვითალო-ნარინჯისფერი გაზი მკრთალი მომწვანო ელფერით, თხევად მდგომარეობაში წითელ-ყავისფერია; Cl - O კავშირის სიგრძე 0,1700 ნმ, კუთხე OClO 111°, 2,60 x 10 -30 Cl x m (ცხრილი); ორთქლის წნევის logp ტემპერატურული დამოკიდებულების განტოლება (მმ Hg) = 7,87 - 1373/T (173-288 K); წყალში ხსნადი HNS-ის წარმოქმნით, ხსნადობა (გ 100 გ H 2 O-ში 0 °C-ზე): 33.6 (2.66 kPa), 52.4 (6.65 kPa). 60-100 °C ტემპერატურაზე Cl 2 O-ის თერმოდინამიკური დაშლა სრულდება 12-24 საათში; 110 °C-ზე ზემოთ აფეთქება ხდება რამდენიმე წუთის შემდეგ; განათება აჩქარებს დაშლას და ზრდის აფეთქების ალბათობას. ქლორიდებთან ერთად ის აყალიბებს ოქსიქლორიდებს, მაგალითად, T1Cl 4, TaCl 5 და AsCl 3-ით იძლევა T1OCl 2, TaOCl 3 და AsO 2 Cl, შესაბამისად. NO 2-თან ერთად ის ქმნის NO 2 Cl და NO 3 Cl ნარევს, N 2 O 5 - სუფთა NO 3 Cl. Cl 2 O-ს AgF 2-ით ფტორირებამ შეიძლება გამოიწვიოს ClOF 3, ხოლო AsF 5 ან SbF 5 რეაქციით - ქლორილის მარილებით ClO + 2 MF - 6. ClO 2 და Cl 2 O 6 ანალოგიურად რეაგირებენ MF 5-თან (სადაც M არის As და Sb). ერთად იჯდა. ორგანული ნაერთები Cl 2 O იქცევა როგორც ქლორირებადი აგენტი, ქლორის მსგავსი. Cl 2 O მზადდება Cl 2 N 2-ით განზავებული HgO-ზე გადაცემით ან Cl 2 სველ Na 2 CO 3-თან რეაქციით.
ქლორის ოქსიდების თვისებები
|
ინდექსი |
||||||
|
დუღილის წერტილი, °C |
||||||
|
სიმკვრივე, გ/სმ 3 |
2.023 (3.5 °C) |
1.805** (25 °C) |
||||
|
J/(mol x K) |
||||||
|
კჯ/მოლ |
||||||
|
კჯ/მოლ |
||||||
|
J/(mol x K) |
*გამოთვლილი. **2.38 გ/სმ 3 -160 °C-ზე.
დიოქსიდი ClO 2 არის ყვითელი გაზი, თხევად მდგომარეობაში ის ღია წითელია, მყარ მდგომარეობაში მოწითალო-მოყვითალოა; C - O კავშირის სიგრძე 0,1475 ნმ, OClO კუთხე 117 °C; ორთქლის წნევის logp ტემპერატურული დამოკიდებულების განტოლება (მმ Hg) = 7,7427 - 1275,1/T (226-312 K); წყალში ხსნადობა 26,1 გ/ლ (25 °C, 20,68 კპა), იხსნება CCl 4, HClO 4, CH 3 COOH. ინდივიდუალურ მდგომარეობაში ის ფეთქებადია; 30-50 °C ტემპერატურაზე დაშლა ხდება გაზომვადი სიჩქარით, 50 °C-ზე ზემოთ, ინდუქციური პერიოდის შემდეგ, ფეთქდება. ტუტე გარემოში, ClO 2 არაპროპორციულია და თანდასწრებით. H 2 O 2 იქმნება და O 2 იხსნება. იგი მცირდება იოდიდებით, არსენიდებით, PbO, H 2 SO 3, ამინებით ქლორიტის იონამდე. CNO 2 და N 2 O 5 ქმნიან NO 3 Cl, NOCl -NO 2 Cl-თან ერთად. ფტორირებული AgF 2, BrF 3 ან განზავებული F 2 ClO 2 F-მდე. ClO 2 მიიღება შემცირების აგენტების (SO 2, NO 2, მეთანოლი, ორგანული პეროქსიდები) მოქმედებით ტუტე ლითონის ქლორატის მჟავიან ხსნარზე, გაცხელებით. ქლორატის ნარევი სველ ოქსილის მჟავასთან, ქლორიტების მოქმედება Cl 2. დანარჩენისგან განსხვავებით, ქლორის ოქსიდები o. ClO 2 - სამრეწველო პროდუქტი. წარმოებაში, იგი გამოიყენება Cl 2-ის ნაცვლად, როგორც ეკოლოგიურად უსაფრთხო პროდუქტი ხის მერქნის, ცელულოზის, სინთეტიკის გასათეთრებლად. ბოჭკოები, სასმელისა და ტექნოლის მოსამზადებლად. წყალი, ჩამდინარე წყლების დეზინფექცია. აღიზიანებს ლორწოვან გარსებს, იწვევს ხველას, ღებინებას და ა.შ. MPC სამუშაო ადგილის ჰაერში 0.1 მგ/მ 3, LD 50 140 მგ/კგ (ვირთხები, კუჭშიდა).
ქლორის პერქლორატი (ციქლოროტეტროქსიდი) Cl 2 O 4, ან СlOClО 3 - ღია ყვითელი სითხე, კრისტალური. მდგომარეობა თითქმის უფეროა (იხ. პერქლორატები).
ტრიოქსიდი (დიქლოროჰექსაოქსიდი) Cl 2 O 6 არის კაშკაშა წითელი სითხე, მყარ მდგომარეობაში ის ნარინჯისფერია, გაციებისას ფერი სუსტდება. აირებსა და სითხეებში მოლეკულებს აქვთ სტრუქტურა O 2 Cl - O - ClO 3, კრისტალებში ისინი მონოკლინიკური სისტემის კრისტალებია (სივრცის ჯგუფი, z = 4); ორთქლის წნევა 39,9 Pa (0 °C), 133 Pa (19 °C). ნელ-ნელა იშლება უკვე 0-10°C ტემპერატურაზე ClO 2-ად და O 2-ად, 20°C-ზე ზემოთ Cl 2 ჩნდება დაშლის პროდუქტებში; რეაგირებს წყალთან ციმციმით, ჰიდროლიზის პროდუქტებია HClO 3 და HClO 4. ქლორიდებთან, ბრომიდებთან, ნიტრატებთან ერთად წარმოქმნის პერქლორატებს, მაგალითად NOCl-ით იძლევა NOClO 4, N 2 O 5 - NO 2 ClO 4, AlCl 3 - ClO 2, FeCl 3 - ClO 2. ვაკუუმში გაცხელებისას ასეთი კომპლექსები იშლება Cl 2 O 6 და გადაიქცევა გაუხსნელ პერქლორატებად Al(ClO 4) 3, Fe (ClO 4) 3. Cl 2 O 6 მიიღება ოზონის რეაქციით ClO 2-თან ან F 2-ის მოქმედებით ლითონის ქლორატებზე. გამოიყენება უწყლო პექლორატების სინთეზისთვის ლაბორატორიულ პირობებში.
Cl(VII) ოქსიდი (ქლორის ანჰიდრიდი, დიქლოროჰეპტაოქსიდი) Cl 2 O 7 - უფერო. მობილური სითხე, მგრძნობიარეა ზემოქმედებისა და ხახუნის მიმართ. მოლეკულას აქვს სტრუქტურა O 3 Cl - O - ClO 3, Cl - O ბმის სიგრძეა 0,1709 ნმ, ClO 3 ჯგუფში - 0,1405 ნმ, ClOCl კუთხე 118,6°, OClO 115,2°, 2,40 x 10 -30 კლ x მ; მონოკლინიკური კრისტალები (სივრცის ჯგუფი C 2/c); ორთქლის წნევის ტემპერატურული დამოკიდებულების განტოლება lgp (მმ Hg) = 7,796-1770/ტ. შეუზღუდავად იხსნება CCl 4-ში, ძლიერად იხსნება HClO 4, POCl 3 და ა.შ. არ ერევა წყალს, ის რეაგირებს ფაზის საზღვარზე HClO 4-ის წარმოქმნით, რეაქცია არის ძლიერ ეგზოთერმული -211 კჯ/მოლი); Cl 2 O 7 ფენის გათბობამ შეიძლება გამოიწვიოს აფეთქება. აირში Cl 2 O 7 დაშლა ქლორში და ჟანგბადში ხდება გაზომვადი სიჩქარით 100-120 ° C ტემპერატურაზე, მაგრამ Cl 2 O 7 ზეწოლის დროს 13.3 kPa-ზე მაღლა ხდება ფეთქებადი. თხევადი Cl 2 O 7 მდგრადია 60-70 ° C ტემპერატურამდე, ქვედა ქლორის ოქსიდების ნაზავი. აჩქარებს მის დაშლას. თხევადი Cl 2 O 7 ხასიათდება რეაქციებით კოვალენტური ნაერთების წარმოქმნით ჯგუფთან - ClO 3. NH 3-ით CCl 4-ში ქმნის NH 4 HNClO 3 და NH 4 ClO 4, ალკილამინებით - RHNClO 3 და R 2 NClO 3, შესაბამისად, SbF 5 - SbOF 3 და FClO 3, N 2 O 5 NO CCl4-ში. 2 ClO 4. Cl 2 დაახლოებით 7-ის გამოყენებით, შეგიძლიათ ორგანული პერქლორატების სინთეზირება ალკოჰოლებისგან. Cl 2 O 7 მიიღება P 2 O 5 ან ოლეუმის მოქმედებით პერქლორინის მჟავაზე ან HClO 4 ხსნარის ელექტროლიზით Pt ელექტროდებზე 0 ° C-ზე დაბლა (Cl 2 O 7 გროვდება ანოდის სივრცეში). სუფთა Cl 2 O 7 ასევე შეიძლება მიღებულ იქნას ზოგიერთი პექლორატის ვაკუუმში გაცხელებით, მაგალითად Nb(ClO 4) 5, MoO 2 (ClO 4) 2.
ცნობილია ქლორ-ჟანგბადის თავისუფალი რადიკალების მთელი რიგი, მიღებული სხვადასხვა დაბალტემპერატურულ მატრიცებში და შესწავლილი ძირითადად EPR მეთოდით - ClO 3, ClOO, ClClO, ასევე დაბალი სტაბილური სესკვიოქსიდი Cl 2 O 3, რომელიც იშლება - 50 - 0 ° C და სავარაუდოდ აქვს ქლორის ქლორატის СlOClO2 სტრუქტურა. თერმულად სტაბილური რადიკალი ClO (Cl - O ბმის სიგრძე 0,1569 ნმ, 4,133 C x m, 101,6 კჯ/მოლი) არის ნახშირწყალბადების დაჟანგვის შუალედური პროდუქტი პერქლორინის მჟავით და ქლორის ოქსიდები o., ყველა ქლორის ოქსიდის დაშლა. და სხვა ქლორ-ჟანგბადის ნაერთები, აგრეთვე ოზონის რეაქცია ატომურ ქლორთან სტრატოსფეროში.
ლიტერატურა: ნიკიტინი I.V., ჰალოგენების ჟანგბადის ნაერთების ქიმია, მ., 1986 წ.
ვი.ია.როსოლოვსკი.
ქიმიური ენციკლოპედია. ტომი 5 >>
