Hlora oksīds

Oksīdi vai oksīdi ir savienojumidažādi elementi ar skābekli. Šādi savienojumi veido gandrīz visus elementus. Hlors, tāpat kā citi halogēni, šādos savienojumos tiek raksturots ar pozitīvu oksidācijas stāvokli. Visi hlora oksīdi ir ārkārtīgi nestabilas vielas, kas raksturīgi visu halogēnu oksīdiem. Ir zināmas četras vielas, kuru molekulas satur hloru un skābekli.

1. Gāzveida savienojums no dzeltena līdzsarkana krāsa ar raksturīgu smaržu (piemēram, gāze Cl2 smarža) - hlora oksīds (I). Formula ir ķīmiska Cl2O. Kušanas temperatūra mīnus 116 ° C, viršanas temperatūra plus 2 ° C. Normālos apstākļos tā blīvums ir 3,22 kg / m³.
2. Dzeltena vai dzeltenīgi oranža gāze ar raksturīgu smaržu - hlora oksīds (IV). Ķīmiskā formula ClO2. Kušanas temperatūra mīnus 59 ° C, viršanas temperatūra plus 11 ° C.
3. Sarkanbrūns šķidrums ir hlora (VI) oksīds. Formula ir ķīmiska Cl2O6. Kušanas temperatūra ir plus 3,5 ° C, viršanas temperatūra plus 203 ° C.
4. Bezkrāsains eļļains šķidrums - hlora oksīds (VII). Formula ķīmiskā Cl2O7. Kušanas temperatūra ir mīnus 91,5 ° C, vārīšanās punkts ir plus 80 ° C.

Hlora oksīds ar oksidācijas stāvokli +1 iranhidrīds vāja dihidrogēnfosfāta hlorapskābes (HClO). Sagatavoja metodi tās PELUSO dzīvsudraba oksīda reakcijā ar hlora gāzi, kas saskaņā ar vienu no reakcijas vienādojumu: 2Cl2 + 2HgO → Cl2O + Hg2OCl2 vai 2Cl2 + HgO → Cl2O + HgCl2. Šo reakciju apstākļi ir atšķirīgi. Hlors oksīds (I) tiek kondensēts pie temperatūrā no mīnus 60 ° C, jo pie augstākām temperatūrām tā sadalās ar sprādzienu, un koncentrētā veidā ir sprādzienbīstama. Cl2O ūdens šķīdumu, kas iegūts ar hlorēšanas ūdens vai sārmu metālu karbonātiem, sārmzemju metālu. Oksīds izšķīst labi ūdenī, atšķiras ar to, hlorapskābes veidojas: Cl2O + H2O ↔ 2HClO. Turklāt tas arī izšķīst oglekļa tetrahlorīdā.

Hlora oksīds ar oksidācijas stāvokli +4 pretējā gadījumāsauc par dioksīdu. Šis materiāls tika izšķīdināts ūdenī, sērskābi un etiķskābi, acetonitrilu, oglekļa tetrahlorīda, un citu organisko šķīdinātāju maisījumā ar palielinātu polaritāti, kas palielina tās šķīdību. Laboratorijā tas ir sagatavots, reaģējot kālija hlorāts ar skābeņskābi: 2KClO3 + H2C2O4 → K2CO3 + 2ClO2 + CO2 + H2O. Tā kā hlora (IV) oksīds ir sprādzienbīstama viela, to nevar uzglabāt šķīdumā. Šim nolūkam silīcija tiek izmantota, uz kura virsmas ir adsorbētā formā ClO2 var uzglabāt ilgu laiku, bet nespēj atbrīvoties no piesārņojot savus hloru piemaisījumus, jo tas neuzsūcas silikagelu. In rūpnieciskos apstākļos ClO2 reducējot sagatavota ar sēra dioksīdu klātbūtnē sērskābi, nātrija hlorātu: 2NaClO3 + SO2 + H2SO4 → 2NaHSO4 + 2ClO2. To lieto kā balinātāju, piemēram, papīru vai celulozi utt., Kā arī dažādu materiālu sterilizācijai un dezinfekcijai.

Hlora oksīds ar oksidācijas stāvokli +6, arkausēšana sadala saskaņā ar reakcijas vienādojumu: Cl2O6 → 2ClO3. Hlora (VI) oksīdu iegūst, oksidējot dioksīdu ar ozonu: 2O3 + 2ClO2 → 2O2 + Cl2O6. Šis oksīds spēj reaģēt ar sārmu šķīdumiem un ar ūdeni. Problēmas ar disproporciju rodas. Piemēram, ja tiek iegūta reakcija ar kālija hidroksīdu: 2KOH + Cl2O6 → KClO3 + KClO4 + H2O, hlorāts un kālija perhlorāts.

Vislielāko hlora oksīdu sauc arī par hloraanhidrīduvai dihlorheptaoksīds ir spēcīgs oksidants. Tas spēj izpūst vai uzkarst. Tomēr šī viela ir daudz stabilāka nekā oksīdi ar oksidācijas stāvokli +1 un +4. Tās sadalīšanās hloram un skābeklim paātrina zemāku oksīdu klātbūtne un temperatūras paaugstināšanās no 60 līdz 70 ° C. Hlora oksīds (VII) spēj lēni izšķīdināt aukstā ūdenī, kā rezultātā veidojas perhlorskābe: H2O + Cl2O7 → 2HClO4. Dihlorheptoksīdu iegūst, viegli apsildot perhlorskābi ar fosforaanhidrīdu: P4O10 + 2HClO4 → Cl2O7 + H2P4O11. Arī Cl2O7 var iegūt, izmantojot oleum fosfora anhidrīda vietā.

Neorganiskās ķīmijas nodaļa, kas mācāsOgļūdeņražu oksīdi, tostarp hlora oksīdi, pēdējos gados sāka aktīvi attīstīties, jo šie savienojumi ir energoietilpīgi. Viņi spēj dot tūlītēju enerģiju reaktīvo dzinēju degļu kamerām, un pašreizējos ķīmiskos avotos var regulēt atsitiena ātrumu. Vēl viens interešu iemesls ir iespēja sinerģēt jaunas neorganisko savienojumu grupas, piemēram, hloroksīds (VII) ir perhlorātu priekšteks.

</ p>>