Klor oksit 5 nedir? Klor oksitler

19 Ağustos 2012

Oksitler veya oksitler, çeşitli elementlerin oksijenle bileşikleridir. Hemen hemen tüm elementler bu tür bileşikleri oluşturur. Diğer halojenler gibi klor da bu tür bileşiklerde pozitif oksidasyon durumuyla karakterize edilir. Tüm klor oksitler son derece kararsız maddelerdir ve bu, tüm halojenlerin oksitleri için tipiktir. Moleküllerinde klor ve oksijen bulunan bilinen dört madde vardır.

1. Karakteristik bir kokuya (Cl2 gazının kokusunu anımsatan) sahip, sarıdan kırmızımsı renge kadar gaz halindeki bir bileşik, klor oksittir (I). Kimyasal formül Cl2O. Erime noktası eksi 116 °C, kaynama noktası artı 2 °C. Normal şartlarda yoğunluğu 3,22 kg/m³'tür.
2. Karakteristik bir kokuya sahip sarı veya sarı-turuncu bir gaz, klor oksittir (IV). Kimyasal formül ClO2. Erime noktası eksi 59 °C, kaynama noktası artı 11 °C.
3. Kırmızı-kahverengi sıvı klor oksittir (VI). Kimyasal formül Cl2O6. Erime noktası artı 3,5 °C, kaynama noktası artı 203 °C.
4. Renksiz yağlı sıvı - klor oksit (VII). Kimyasal formül Cl2O7. Erime noktası eksi 91,5 °C, kaynama noktası artı 80 °C.

Oksidasyon durumu +1 olan klor oksit, zayıf monohidrik hipokloröz asidin (HClO) anhidritidir. Pelouse yöntemi kullanılarak, cıva oksidin klor gazı ile reaksiyon denklemlerinden birine göre reaksiyona sokulmasıyla elde edilir: 2Cl2 + 2HgO → Cl2O + Hg2OCl2 veya 2Cl2 + HgO → Cl2O + HgCl2. Bu reaksiyonların koşulları farklıdır. Klor oksit (I) eksi 60 oC sıcaklıkta yoğunlaşır, çünkü daha yüksek sıcaklıklarda ayrışır, patlar ve konsantre halde patlayıcıdır. Sulu bir Cl2O çözeltisi, alkali toprak veya alkali metal karbonatların su içinde klorlanmasıyla elde edilir. Oksit suda iyi çözünür ve hipokloröz asit oluşur: Cl2O + H2O ↔ 2HClO. Ayrıca karbon tetraklorürde de çözünür.

+4 oksidasyon durumuna sahip klor oksit, aksi takdirde dioksit olarak adlandırılır. Bu madde su, sülfürik ve asetik asitler, asetonitril, karbon tetraklorür ve diğer organik çözücülerde çözünür, polarite arttıkça çözünürlüğü artar. Laboratuvar koşullarında potasyum kloratın oksalik asit ile reaksiyona sokulmasıyla elde edilir: 2KClO3 + H2C2O4 → K2CO3 + 2ClO2 + CO2 + H2O. Klor oksit (IV) patlayıcı bir madde olduğundan çözelti halinde depolanamaz. Bu amaçlar için, yüzeyinde ClO2'nin adsorbe edilmiş formda uzun süre saklanabildiği silika jel kullanılırken, aynı zamanda silika jel tarafından emilmediği için klor kirleticilerinden kurtulmak da mümkündür. Endüstriyel koşullar altında ClO2, sülfürik asit, sodyum klorat varlığında kükürt dioksit ile indirgenerek elde edilir: 2NaClO3 + SO2 + H2SO4 → 2NaHSO4 + 2ClO2. Kağıt veya selüloz vb. gibi bir ağartma maddesi olarak ve ayrıca çeşitli malzemelerin sterilizasyonu ve dezenfeksiyonu için kullanılır.

+6 oksidasyon durumuna sahip klor oksit, erime sonrasında reaksiyon denklemine göre ayrışır: Cl2O6 → 2ClO3. Klor oksit (VI), dioksitin ozonla oksitlenmesiyle elde edilir: 2O3 + 2ClO2 → 2O2 + Cl2O6. Bu oksit alkali çözeltiler ve su ile etkileşime girebilir. Bu durumda orantısızlık reaksiyonları meydana gelir. Örneğin potasyum hidroksit ile reaksiyona girdiğinde: 2KOH + Cl2O6 → KClO3 + KClO4 + H2O, sonuç potasyum klorat ve perklorattır.

Daha yüksek klor oksit aynı zamanda klorik anhidrit veya dikloroheptaoksit olarak da adlandırılır ve güçlü bir oksitleyici maddedir. Çarpma anında veya ısıtıldığında patlayabilir. Ancak bu madde +1 ve +4 oksidasyon durumlarına sahip oksitlerden daha kararlıdır. Düşük oksitlerin varlığı ve sıcaklığın 60'tan 70 oC'ye yükselmesi nedeniyle klor ve oksijene ayrışması hızlanır. Klor oksit (VII) soğuk suda yavaşça çözülebilir, reaksiyonun sonucunda perklorik asit oluşur: H2O + Cl2O7 → 2HClO4. Dikloroheptaoksit, perklorik asidin fosforik anhidrit ile dikkatlice ısıtılmasıyla elde edilir: P4O10 + 2HClO4 → Cl2O7 + H2P4O11. Cl2O7, fosforik anhidrit yerine oleum kullanılarak da elde edilebilir.

Klor oksitler de dahil olmak üzere halojen oksitleri inceleyen inorganik kimya dalı, bu bileşikler enerji yoğun olduğundan son yıllarda aktif olarak gelişmeye başlamıştır. Jet motorlarının yanma odalarında anında enerji salma yeteneğine sahiptirler ve kimyasal akım kaynaklarında salınım hızı düzenlenebilir. İlginin bir başka nedeni, yeni inorganik bileşik gruplarının sentezlenme olasılığıdır; örneğin, klor oksit (VII), perkloratların atasıdır.

Kaynak: fb.ru

Akım

Klor(I) oksit Cl2O- endotermik kararsız bir bileşik şu şekilde elde edilebilir: 2 Cl2 + HgO = HgCl2 + Cl20.

Isıtıldığında ayrışır: 2Cl2O = 2Cl2 + O2, su ile hipokloröz asit verir (hafif bir karaktere sahiptir): Cl2O + H20 = 2HOCl.

Klorun oksidasyon durumu +4'tür. ClO2- keskin bir kokuya sahip endotermik klor (IV) oksit, açısal bir şekle sahiptir, dolayısıyla kutupsaldır.

ClO2 orantısızlık reaksiyonları ile karakterize edilir: 6ClO2 + 3H2O = 5HClO3 + 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,

Esas olarak çeşitli malzemelerin ağartılması veya sterilize edilmesi için kullanılır. Kimyasal tesislerden gelen atık suyun defenolatlanmasında kullanılabileceği tespit edilmiştir.

Cl2O6 orantısızlık reaksiyonunu verir: 2ClO 2 + 2O 3 = Cl 2 O 6 + 2 O 2,

Cl206 + 2 KOH = KClO3 + KClO4 + H20.

Klor(VII) oksit Cl2O7- perklorik asit anhidrit HClO 4 (ml polar), nispeten stabildir, ısıtıldığında (120 derecenin üzerinde) patlayıcı bir şekilde ayrışır. 2 HClO4 + P205 = Cl207 + 2HPO3,

Cl 2 O 7 + H 2 O = 2HClO 4, 2Cl 2 O 7 = 2Cl 2 + 7O 2,

Brom (I) oksit şu şekilde elde edilebilir: 2 Br2 + HgO = HgBr2 + Br2O, oda sıcaklığında

ayrışır: 2Br 2 O = 2 Br 2 + O 2.

Bromin (IV) oksit 4O3 + 3Br2 = 6BrO2, yalnızca -40 derecede stabil olan açık sarı katı bir maddedir. Vakumda termal ayrışmanın ürünlerinden biri kahverengi brom oksittir.

İyot oksit (V), iyodik asidin (ısıtıldığında sülfürik asit ile) dehidre edilmesiyle elde edilir: 2 HIO 3 = I 2 O 5 + H 2 O, 3000 C'nin üzerinde ayrışır: 2 I 2 O 5 = 2 I 2 + 5 O 2.

Soru No. 20. NHO gibi halojenlerin oksijen içeren asitleri ve bunların tuzları. İsimlendirme. Ml'nin yapısı. Sürdürülebilirlik. Oksidatif ve asidik özellikler. Beyazlatıcı pudra. Kabul ve başvuru.

Florlu asit kısmen düşük basınç altında yavaş bir flor akışının soğutulmuş su ile etkileşimi ile oluşur. Sadece çok küçük miktarlarda salınan, yüksek buhar basıncına sahip renksiz bir maddedir, normal koşullar altında oldukça hızlı bir şekilde HF ve O2'ye ayrışır. M-la HOF'un açısı = 97 derecedir. Görünüşte güçlüdür, ancak esas olarak aşağıdaki denkleme göre su ile hızla hidrolize edilir: HOF + HOH = HF + H202. Tuzları elde edilmemiştir, ancak hidrojeninin metaloid karakterli radikallerle değiştirilmesinin ürünleri olarak düşünülebilecek maddeler bilinmektedir.

Hipokloröz asitçok zayıftır, çok güçlü oksitleyici özelliklerini belirleyen atomik oksijenin salınmasıyla ışıkta kolayca ayrışır.

HClO ve hipokloritler şu şekilde elde edilebilir: Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO, Cl 2 + 2KOH = KCl + KClO + H 2 O Javel suyu, Cl 2 + Ca(OH) 2 = CaOCl 2 + H 2 O - klor kireci Cl 2 O + 2 KOH = 2KClO + H 2 O,

2HI + HClO = I2 + HCl + H2O. Cl2O + H2O = 2HOCl.

Hipokloröz asit ve hipoklorit iyidir. Standart redoks potansiyellerinin karşılaştırılması, hipokloröz asidin serbest klor ve hipokloritlerden daha güçlü bir oksitleyici madde olduğunu göstermektedir. Bileşiğin yüksek oksidatif kuvveti, protonun klor-oksijen bağı üzerindeki güçlü polarize edilebilir etkisi ile açıklanmaktadır; bu durumda bağ deforme olur ve hipokloritlere kıyasla kararsız bir oluşumdur.

Javel suyu kumaşları ağartmak için kullanılır, çamaşır suyu ise dezenfeksiyon için kullanılır.

M-la'nın açısal yapı açısı = 103° d(OH) = 0,97, d(ОCl) = 1,69A°'dir.

Hipobromöz asit Br2 + H20 = HBr + HBrO, Br2 + KOH = KBr + KBrO + H20, potasyum hipobromit Br2 + 5 Cl2 + 6 H20 = 2 HBrO + 10 HCl. Potasyum hipobromit kolayca ayrışır: 3 KBrO = 2 KBr + KBrO3 potasyum bromat.

Sulu asit: 2I 2 + HgO + H 2 O = HgI 2 + 2HIO, Tuzlar, asitlerin alkalilerle reaksiyona sokulması veya reaksiyonlarla elde edilebilir:

Son 2 bileşik bireysel durumda izole edilmez ve tuzlar - hipobromürler ve hipoiyodürler - oksidasyonun yokluğunda oldukça stabildir. Bu sırada kuvvet azalır.

Soru No. 21. HXO3 gibi halojenlerin oksijen içeren bileşikleri ve bunların tuzları. İsimlendirme. Ml'nin yapısı. Sürdürülebilirlik. Oksitleyici ve asidik özellikler. Kabul ve başvuru. Bertholet tuzu. Salınım durumları kavramı.

Hipokloröz asit HClO3 yalnızca sulu çözeltilerde stabildir - güçlü bir asit ve enerjik bir oksitleyici maddedir: Ba(ClO3)2 + H2SO4 = 2 HClO3 + BaS04, 6P + 5HClO3 = 3 P2O 5 + 5 HC1,

HClO3 + NaOH = NaClO3 + H20 (sodyum klorat).

Sıcaklık arttıkça reaksiyon meydana gelir: 3 Cl 2 + 6 KOH = 5 KCl + KClO 3 + 3 H 2 O, burada KClO 3, kaşifi Fransız'ın onuruna Berthollet tuzu olarak da adlandırılan bir tuzdur (potasyum klorat). kimyager C. Berthollet. Piroteknikte, kibrit üretiminde ve laboratuvarda oksijen üretiminde oksitleyici madde olarak kullanılır. Isıtıldığında ayrışır: 4 KClO3 = KCl + 3 KClO4 ve bir Mn02 katalizörünün varlığında aşağıdakiler meydana gelir: 2 KClO3 = 2 KCl + 3 O2.

HBrO3 - bromik asit (yalnızca çözelti halinde bulunur) şu şekilde elde edilebilir: Ba(BrO3)2 + H2S04 = 2 HBrO3 + BaS04.

İyotun bromu potasyum bromattan çıkarabildiğini belirtmek ilginçtir 2 KBrO3 + I2 = 2 KIO3 + Br2

HIO 3 – iyot (iyodatlar) d(IO) = 1,8 A (iki bağ) ve 1,9 (bir bağ) ve OIO açısı = 98°

I2 + 5Cl2 + 6H20 = 2HIO3 + 10HCl, 3I2 + 10HNO3 = 6HIO3 + 10NO + 2H2O,

I2 + 2HClO3 = 2HIO3 + Cl2 (iyot klorun yerini alır), IF 5 + 3 H2O = 5 HF + HIO3

Tuzlar, asitlerin alkalilerle reaksiyona sokulması veya reaksiyonlarla elde edilebilir:

3 I2 + 6 NaOH = 5 NaI + NaIO3 + 3 H20,

Asitlerin çözünürlüğü ve asit özellikleri azalır, stabilitesi artar

Yazar: Kimya Ansiklopedisi NS Zefirov

KLOR OKSİTLER. Tüm KLOR OKSİTLER o. keskin bir kokuya sahip, termal ve fotokimyasal olarak kararsız, patlayıcı ayrışmaya yatkın, pozitif bir etkiye sahip Monoksit [Cl(I) oksit, diklorooksit, hemioksit] Cl20, soluk yeşilimsi bir renk tonuna sahip sarı-turuncu bir gazdır, sıvı halde kırmızı-kahverengidir; Cl - O bağ uzunluğu 0,1700 nm, OClO açısı 111°, 2,60 x 10-30 Cl x m (tablo); buhar basıncının sıcaklığa bağımlılığı denklemi logp (mm Hg) = 7,87 - 1373/T (173-288 K); HNS oluşturmak için suda çözünür, çözünürlük (0 °C'de 100 g H20 içinde g): 33,6 (2,66 kPa), 52,4 (6,65 kPa). 60-100 °C'de Cl2O'nun termodinamik ayrışması 12-24 saatte tamamlanır; 110 °C'nin üzerinde birkaç dakika sonra patlama meydana gelir; aydınlatma ayrışmayı hızlandırır ve patlama olasılığını artırır. Klorürlerle oksiklorürler oluşturur; örneğin T1Cl4, TaCl5 ve AsCl3 ile sırasıyla T1OCl2, TaOCl3 ve AsO2Cl'yi verir. NO 2 ile, N 2 O 5 - saf NO 3 Cl ile bir NO 2 Cl ve NO 3 Cl karışımı oluşturur. Cl20'nun AgF2 ile florlanması ClOF3'ü üretebilir ve AsF5 veya SbF5 - kloril tuzları ClO + 2 MF - 6 ile reaksiyona sokulabilir. ClO2 ve Cl206, MF5 ile benzer şekilde reaksiyona girer (burada M, As ve Sb'dir). Sat ile. organik bileşikler Cl2O, klora benzer bir klorlama maddesi gibi davranır. Cl20, N2 ile seyreltilmiş Cl2'nin HgO üzerinden geçirilmesi veya Cl2'nin ıslak Na2C03 ile reaksiyona sokulması yoluyla hazırlanır.

KLOR OKSİTLERİN ÖZELLİKLERİ

Dizin
kaynama noktası, °C
Yoğunluk, g/cm3				2,023 (3,5°C)	1,805** (25°C)
J/(mol x K)
KJ/mol
KJ/mol
J/(mol x K)

*Hesaplanmıştır. **-160 °C'de 2,38 g/cm3.

Dioksit ClO2 sarı bir gazdır, sıvı halde parlak kırmızıdır, katı halde kırmızımsı sarıdır; C - O bağ uzunluğu 0,1475 nm, OClO açısı 117 °C; buhar basıncının sıcaklığa bağımlılığı denklemi logp (mm Hg) = 7,7427 - 1275,1/T (226-312 K); suda çözünürlük 26,1 g/l (25 °C, 20,68 kPa), CCl4, HClO4, CH3COOH içinde çözünür. Bireysel durumda patlayıcıdır, 30-50 °C'de ölçülebilir bir oranda ayrışma meydana gelir, 50 °C'nin üzerinde bir indüksiyon süresinden sonra patlar. Alkali bir ortamda ClO2, varlığında orantısızdır. H 2 O 2 oluşur ve O 2 açığa çıkar. İyodürler, arsenitler, PbO, H2S03, aminler tarafından klorit iyonuna indirgenir. CNO2 ve N205, NOCl -NO2Cl ile NO3Cl'yi oluşturur. AgF2, BrF3 ile florlanmış veya F2'den ClO2F'ye seyreltilmiş. ClO2, indirgeyici maddelerin (SO2, NO2, metanol, organik peroksitler) asitleştirilmiş bir alkali metal klorat çözeltisi üzerinde ısıtılmasıyla elde edilir. kloratın ıslak oksalik asitle karışımı, kloritler için etki Cl 2. Diğerlerinden farklı olarak KLOR OKSİTLER o. ClO 2 - endüstriyel ürün. Üretimde odun hamuru, selüloz, sentetiklerin ağartılmasında çevre açısından daha güvenli bir ürün olarak Cl 2 yerine kullanılır. içme ve teknolojinin hazırlanması için lifler. su, atık su dezenfeksiyonu. Mukoza zarlarını tahriş eder, öksürüğe, kusmaya vb. neden olur; Çalışma alanının havasındaki MPC 0,1 mg/m3, LD 50 140 mg/kg (sıçan, mide içi).
Klor perklorat (siklorotetroksit) Cl204 veya СlOClО3 - açık sarı sıvı, kristalimsi. durumu neredeyse renksizdir (bkz. Perkloratlar).
Trioksit (dikloroheksaoksit) Cl206 parlak kırmızı bir sıvıdır, katı halde turuncudur, soğutulduğunda rengi zayıflar. Gazlarda ve sıvılarda moleküller O2Cl - O - ClO3 yapısına sahiptir, kristallerde bunlar monoklinik sistemin kristalleridir (uzay grubu, z = 4); buhar basıncı 39,9 Pa (0 °C), 133 Pa (19 °C). Zaten 0-10 ° C'de yavaş yavaş ClO2 ve O2'ye ayrışır, 20 ° C'nin üzerinde ayrışma ürünlerinde Cl2 görünür; su ile ani bir reaksiyona girer, hidroliz ürünleri HClO3 ve HClO4'tür. Klorürler, bromitler, nitratlar ile perkloratlar oluşturur, örneğin NOCl ile NOClO4 verir, N205 - NO2ClO4 ile, AlCl3 - ClO2 ile, FeCl3 - ClO2 ile. Vakumda ısıtıldığında, bu tür kompleksler Cl206'yı ayırır ve solvatlanmamış Al(ClO4)3, Fe(ClO4)3 perkloratlarına dönüşür. Cl206, ozonun ClO2 ile reaksiyonu veya F2'nin metal kloratlar üzerindeki etkisi ile elde edilir. Laboratuvar koşullarında susuz perkloratların sentezi için kullanılır.
Cl(VII) oksit (klorik anhidrit, dikloroheptaoksit) Cl207 - renksiz. Darbe ve sürtünmeye duyarlı hareketli sıvı. Molekül O 3 Cl - O - ClO 3 yapısına sahiptir, Cl - O bağ uzunluğu 0,1709 nm, ClO 3 gruplarında - 0,1405 nm, ClOCl açısı 118,6°, OClO 115,2°, 2,40 x 10 -30 Kl x m; monoklinik kristaller (uzay grubu C2/c); buhar basıncının sıcaklığa bağımlılığı denklemi lgp (mm Hg) = 7,796-1770/T. CCl 4'te sınırsız çözünür, HClO 4, POCl 3 vb.'de yüksek oranda çözünür. Suyla karışmaz, faz sınırında HClO 4 oluşturmak üzere reaksiyona girer, reaksiyon oldukça ekzotermiktir -211 kJ/mol); Cl 2 O 7 katmanının ısıtılması patlamaya neden olabilir. Gazdaki Cl207'nin klor ve oksijene ayrışması 100-120 ° C'de ölçülebilir bir hızda gerçekleşir, ancak 13,3 kPa'nın üzerindeki Cl207 basıncında patlayıcı hale gelir. Sıvı Cl 2 O 7, düşük KLOR OKSİTLERİN bir karışımı olan 60-70 ° C'ye kadar stabildir o. çürümesini hızlandırır. Sıvı Cl207, - ClO3 grubu ile kovalent bileşiklerin oluşumu ile reaksiyonlarla karakterize edilir. CCl4'te NH3 ile NH4HNClO3 ve NH4ClO4'ü oluşturur, alkilaminlerle - RHNClO3 ve R2NClO3 sırasıyla, SbF5 - SbOF3 ve FClO3 ile, CCl4NO'da N205 ile 2ClO4. Cl 2 Yaklaşık 7'yi kullanarak alkollerden organik perkloratları sentezleyebilirsiniz. Cl207, P205 veya oleumun perklorik asit üzerindeki etkisiyle veya 0 ° C'nin altındaki Pt elektrotları üzerindeki bir HClO4 çözeltisinin elektrolizi ile elde edilir (Cl207 anot alanında birikir). Saf Cl 2 O 7, bazı perkloratların vakumda ısıtılmasıyla da elde edilebilir, örneğin Nb(ClO 4) 5, MoO 2 (ClO 4) 2.
Çeşitli düşük sıcaklık matrislerinde elde edilen ve esas olarak EPR yöntemi - ClO 3, ClOO, ClClO ve ayrıca düşük stabil seskioksit Cl 2 O 3 ile incelenen bir dizi klor-oksijen serbest radikalleri bilinmektedir. 50 – 0 °C ve muhtemelen klor klorat СlOClO2 yapısına sahiptir. Termal olarak stabil radikal ClO (Cl - O bağ uzunluğu 0,1569 nm, 4,133 C x m, 101,6 kJ/mol), hidrokarbonların perklorik asit ve KLOR OKSİTLER ile oksidasyonunun bir ara ürünüdür, tüm KLOR OKSİTLERİN ayrışmasıdır. ve diğer klor-oksijen bileşiklerinin yanı sıra ozonun stratosferde atomik klor ile reaksiyonu.

Literatür: Nikitin I.V., Halojenlerin oksijen bileşiklerinin kimyası, M., 1986.

V.Ya.Rosolovsky.

Kimyasal ansiklopedi. Cilt 5 >>