Klorov oksid

Oksidi ali oksidi so spojine različnih elementov s kisikom. Skoraj vsi elementi tvorijo take spojine. Klor, tako kot drugi halogeni, je v takih spojinah označen s pozitivnim oksidacijskim stanjem. Vsi klorni oksidi so izredno nestabilne snovi, kar je značilno za okside vseh halogenov. Štiri snovi so znane, katerih molekule vsebujejo klor in kisik.

1. Plinasta spojina od rumene do rdeče barve z značilnim vonjem (kot vonj plina Cl2) je klorov oksid (I). Formula je kemična Cl2O. Tališče minus 116 ° C, vrelišče plus 2 ° C V normalnih pogojih je njegova gostota 3,22 kg / msup3-.
2. Rumeni ali rumeno-oranžni plin z značilnim vonjem - klorovim oksidom (IV). Kemijska formula ClO2. Tališče minus 59 ° C, vrelišče plus 11 ° C
3. Rdeče rjava tekočina je klor (VI) oksid. Formula je kemična Cl2O6. Tališče je plus 3,5 ° C, vrelišče plus 203 ° C
4. Brezbarvna oljnata tekočina - klorni oksid (VII). Formula Chemical Cl2O7. Tališče je minus 91,5 ° C, vrelišče pa je 80 ° C.

Klorov oksid z oksidacijskim stanjem +1 je anhidrid šibke monoklorovodikove kisline (HClO). Pripravljena po metodi njegovega Peluso živosrebrovega oksida z reakcijo s klorovega plina po enem od reakcijskih enačb: 2Cl2 + 2HgO → Cl2O + Hg2OCl2 ali 2Cl2 + HgO → Cl2O + HgCl2. Pogoji teh reakcij so drugačni. Klor oksid (I), kondenziramo pri temperaturi minus 60 ° C, ker pri višjih temperaturah razpade eksplozivno in zgoščena je eksploziv. Vodna raztopina Cl2O dobimo s kloriranjem v karbonatih zemeljskih alkalnih ali alkalijskih kovin. Oksid je zelo topen v vodi in nastaja hipoklorova kislina: Cl2O + H2O harr-2HClO. Poleg tega se tudi raztopi v ogljikovem tetrakloridu.

Klorov oksid z oksidacijskim stanjem +4 je sicer imenovan dioksid. Ta material smo raztopili v vodi, žveplova in ocetne kisline, acetonitril, ogljikov tetraklorid in druga organska topila s povečanjem polariteto kar povečuje njegovo topnost. V laboratoriju se pridobiva z interakcijo kalijev klorat z oksalno kislino: 2KClO3 + H2C2O4 → K2CO3 + 2ClO2 + CO2 + H2O. Ker je klor (IV) oksid eksplozivna snov, ga ni mogoče shranjevati v raztopini. V ta namen se uporablja silicijev dioksid, na se čigar površina adsorbirane obliki ClO2 lahko shranijo za dolgo časa, medtem ko se ne more znebiti kontaminira svoje klora nečistoče, ker se ne absorbira silikagela. V industrijskih pogojih ClO2 redukcija pripravljen z žveplovim dioksidom v prisotnosti žveplove kisline, natrijevega klorata: 2NaClO3 + SO2 + H2SO4 → 2NaHSO4 + 2ClO2. Uporablja se kot belilo, na primer papir ali celuloza itd., Pa tudi za sterilizacijo in dezinfekcijo različnih materialov.

Klorov oksid z oksidacijskim stanjem +6 se razkroji pri taljenju z reakcijsko enačbo: Cl2O6 → 2ClO3. Pripravljena klor oksid (VI) oksidiranje ozonskega dioksida: 2O3 + 2ClO2 → 2O2 + Cl2O6. Ta oksid lahko reagira z raztopinami alkalij in z vodo. Pojavijo se reakcije nesorazmerja. Na primer, z reakcijo s kalijevim hidroksidom: 2KOH + Cl2O6 → KClO3 + KClO4 + H2O, je dobljeni rezultat klorata in kalijev perklorat.

Višji oksid klor se imenuje tudi anhidrid klora ali dikloroheptaoxid močan oksidant. Je sposoben pihati ali segrevati. Vendar je ta snov stabilnejša od oksidov z oksidacijskim stanjem +1 in +4. Njegov razkroj na klor in kisik se pospeši zaradi prisotnosti nižjih oksidov in s povišanjem temperature od 60 do 70 ° C. Klorov oksid (VII) se lahko počasi raztopi v hladni vodi, kar ima za posledico reakcijo perklorna kislina: H2O + Cl2O7 → 2HClO4. Dikloroheptoksid pripravimo z rahlim segrevanjem perklorne kisline s fosfornim anhidridom: P4O10 + 2HClO4 → Cl2O7 + H2P4O11. Tudi Cl2O7 lahko dobimo z uporabo oleuma namesto anhidrida fosforja.

Oddelek anorganske kemije, ki preučuje halogenske okside, vključno s klornimi oksidi, se v zadnjih letih dejavno razvija, saj so te spojine energetsko intenzivne. Lahko so zgorevalne komore reaktivne motorje dati energijo takoj in v kemični viri toka stopnjo njegovega odklona je mogoče urediti. Drugi razlog za zanimanje je možnost sintetiziranja novih skupin anorganskih spojin, na primer klorni oksid (VII) je prednik perkloratov.