Chloritany - Chlorite
 | |
 | |
| Jména | |
|---|---|
| Název IUPAC Chloritany | |
| Identifikátory | |
3D model (JSmol ) | |
| ChemSpider | |
| Informační karta ECHA | 100.123.477  |
| Číslo ES |
|
PubChem CID | |
| UNII | |
Řídicí panel CompTox (EPA) | |
| |
| |
| Vlastnosti | |
| ClO− 2 | |
| Molární hmotnost | 67.452 |
| Konjugovaná kyselina | Kyselina chlorovodíková |
Pokud není uvedeno jinak, jsou uvedeny údaje o materiálech v nich standardní stav (při 25 ° C [77 ° F], 100 kPa). | |
| Reference Infoboxu | |
The chloritan ion nebo oxid chloričitý anion, je halit s chemický vzorec z ClO−
2. A chloritan (sloučenina) je sloučenina, která obsahuje tuto skupinu, s chlór v oxidační stav z +3. Chlority jsou také známé jako soli z kyselina chloritá.
Sloučeniny
Volná kyselina, kyselina chloritá HClO2, je nejméně stabilní oxokyselina chloru a byl pozorován pouze jako vodný roztok při nízkých koncentracích. Protože jej nelze koncentrovat, nejedná se o komerční produkt. The alkalický kov a kov alkalických zemin sloučeniny jsou všechny bezbarvé nebo světle žluté, s chloritan sodný (NaClO2) jako jediný komerčně důležitý chloritan. Chloritany těžkých kovů (Ag+, Hg+, Tl+, Pb2+a také Cu2+ a NH+
4) jsou nestabilní a výbušně se rozkládají.[1]
Chloritan sodný pochází z nepřímo chlorečnan sodný NaClO3. Za prvé, výbušně nestabilní plyn chlordioxid, ClO2 se vyrábí redukcí chlorečnanu sodného vhodným redukčním činidlem, jako je methanol, peroxid vodíku, kyselina chlorovodíková nebo oxid siřičitý.
Struktura a vlastnosti
Chloritanový ion přijímá a ohnutá molekulární geometrie, kvůli účinkům osamělé páry na atomu chloru, s úhlem vazby O – Cl – O 111 ° a délkami vazby Cl – O 156 pm.[1]Chlorit je nejsilnějším oxidačním činidlem chloru oxyanionty na základě standardu půl buňky potenciály.[2]
| Ion | Kyselinová reakce | E° (V) | Neutrální / základní reakce | E° (V) |
|---|---|---|---|---|
| Chlornan | H+ + HOCl + e− → 1⁄2 Cl2(G) + H2Ó | 1.63 | ClO− + H2O + 2 e− → Cl− + 2 OH− | 0.89 |
| Chloritany | 3 H+ + HOClO + 3 e− → 1⁄2 Cl2(G) + 2 H2Ó | 1.64 | ClO− 2 + 2 H2O + 4 e− → Cl− + 4 OH− | 0.78 |
| Chlorát | 6 H+ + ClO− 3 + 5 e− → 1⁄2 Cl2(G) + 3 H2Ó | 1.47 | ClO− 3 + 3 H2O + 6 e− → Cl− + 6 OH− | 0.63 |
| Chloristan | 8 H+ + ClO− 4 + 7 e− → 1⁄2 Cl2(G) + 4 H2Ó | 1.42 | ClO− 4 + 4 H2O + 8 e− → Cl− + 8 OH− | 0.56 |
Použití
Nejdůležitější je chloritan chloritan sodný (NaClO2); toto se používá při bělení textilií, buničiny a papíru, avšak navzdory své silně oxidační povaze se často nepoužívá přímo a místo toho se používá k vytváření neutrálních druhů chlordioxid (ClO2), obvykle reakcí s HCl:
- 5 NaClO2 + 4 HCl → 5 NaCl + 4 ClO2 + 2 H2Ó
Jiné oxyanionty
Několik oxyanionty chlóru, ve kterém lze předpokládat oxidační stavy −1, +1, +3, +5 nebo +7 v odpovídajících aniontech Cl−, ClO−, ClO−
2, ClO−
3nebo ClO−
4, běžně známé jako chlorid, chlornan, chloritan, chlorečnan a chloristan. Jsou součástí větší rodiny dalších oxidy chloru.
| oxidační stav | −1 | +1 | +3 | +5 | +7 |
|---|---|---|---|---|---|
| pojmenovaný anion | chlorid | chlornan | chloritan | chlorát | chloristan |
| vzorec | Cl− | ClO− | ClO− 2 | ClO− 3 | ClO− 4 |
| struktura |  |  |  |  |  |
Viz také
- Tetrachlorodekaoxid, droga na bázi chloritanu
- Chloryl, ClO+
2
Reference
- ^ A b Greenwood, N.N .; Earnshaw, A. (2006). Chemie prvků (2. vyd.). Oxford: Butterworth-Heinemann. p. 861. ISBN 0750633654.
- ^ Cotton, F. Albert; Wilkinson, Geoffrey (1988), Pokročilá anorganická chemie (5. vydání), New York: Wiley-Interscience, str. 564, ISBN 0-471-84997-9
- Kirk-Othmer Stručná encyklopedie chemie, Martin Grayson, redaktor, John Wiley & Sons, Inc., 1985