Обновлено: 19.05.2024

Получают взаимодействием газообразного хлора с оксидом ртути (метод Пелуза). Реакция в зависимости от условий может протекать двумя различными путями, но во всех случаях с образованием искомого оксида хлора:

Образующийся Cl₂O конденсируют при температуре −60 °C. При более высокой температуре соединение разлагается со взрывом.

Также водный раствор может быть получен хлорированием карбонатов щелочных или щёлочноземельных металлов в воде.

Свойства

В нормальных условиях представляет собой буровато-жёлтый газ с характерным запахом, напоминающим запах хлора. При температурах ниже 2 °C — жидкость золотисто-красного цвета. Ядовит: поражает дыхательные пути. Самопроизвольно медленно разлагается:

При больших концентрациях взрывоопасен. Плотность при нормальных условиях 3,22 кг/м³. Растворяется в четырёххлористом углероде. Хорошо растворим в воде с образованием слабой хлорноватистой кислоты:

Применение

В промышленных масштабах широко используется для производства гипохлоритов. Используется как отбеливатель. Производное гидролиза —хлорноватистая кислота — входит в состав жавелевой воды.

См. также

Оксид хлора(IV), Оксид хлора(VII) — оксиды элемента в другой степени окисления.

Литература

Wikimedia Foundation . 2010 .

Полезное

Смотреть что такое "Оксид хлора(I)" в других словарях:

Оксид хлора(IV) — Общие … Википедия

Оксид хлора (IV) — Оксид хлора(IV) Общие Систематическое наименование Оксид хлора(IV) Химическая формула … Википедия

Оксид хлора(VI) — У этого термина существуют и другие значения, см. Оксид хлора. Оксид хлора(VI) Общие Систематическое наименование Оксид хлора(IV) Химическая формула Cl2O6 Физические свойства … Википедия

Оксид хлора(VII) — У этого термина существуют и другие значения, см. Оксид хлора. Оксид хлора(VII) … Википедия

Хлора оксиды — Известны следующие оксиды хлора: Название Формула Температура плавления Температура кипения Цвет Оксид хлора(I) Cl2O 116 °C 2 °C от желтого до красноватого Оксид хлора(IV) ClO2 59 °C 11 °C желый,оранжево желтый Оксид хлора(VI) Cl2O6 3.5 °C … Википедия

Оксид — (окисел, окись) соединение химического элемента с кислородом, в котором сам кислород связан только с менее электроотрицательным элементом. Химический элемент кислород по электроотрицательности второй после фтора, поэтому к оксидам относятся… … Википедия

Хлора окислы — соединения хлора с кислородом: Cl2O, ClO2, Cl2O6, Cl2O7, Cl2O8. Х. окись (оксид хлора, ангидрид хлорноватистой кислоты (См. Хлорноватистая кислота)), Cl2O, жёлто коричневый газ с резким запахом, похожим на запах хлора; tnл 121… … Большая советская энциклопедия

Оксид меди(I) — Оксид меди(I) … Википедия

Оксид марганца(IV) — Общие … Википедия

Оксид-дихлорид гафния — Общие Систематическое наименование Оксид дихлорид гафния Традиционные названия Дихлорид гафнила; хлористый гафнил Химическая формула HfOCl2 Физические свойства … Википедия

Таблица оксидов

Оксиды: основные оксиды, кислотные оксиды, амфотерные оксиды:

Оксид (именуемые также окисел, окись) – это бинарное соединение химического элемента с кислородом в степени окисления −2, в котором сам кислород связан только с менее электроотрицательным элементом.

Химический элемент кислород по электроотрицательности находится на втором месте после фтора, поэтому к оксидам относятся почти все соединения химических элементов с кислородом. Исключение составляет, например, дифторид кислорода OF2.

В зависимости от химических свойств различают:

• основные оксиды. К ним относятся оксиды металлов, степень окисления которых +1, + 2;
• кислотные оксиды. К ним относятся оксиды металлов со степенью окисления +5, + 6, + 7, и оксиды неметаллов;
• амфотерные оксиды. К ним относятся оксиды металлов со степенью окисления +3, +4, и оксиды-исключения: ZnO, BeO, SnO, PbO;

— несолеобразующие оксиды: оксид углерода (II) СО, оксид азота (I) N₂O, оксид азота (II) NO, оксид кремния (II) SiO и оксид серы (II) SO.

В зависимости от количества атомов элементов в оксиде, кроме кислорода различают:

— простые, включающие в молекулу атомы одного элемента, кроме кислорода, и находящихся в в одной степени окисления. Например, оксид лития Li₂O.

— сложные оксиды, включающие в молекулу атомы двух и более элементов, кроме кислорода. Например, оксид лития-кобальта (III) Li₂O·Co₂O₃;

— двойные оксиды, в которые атомы одного и того же элемента входят в двух или более степенях окисления. Например, оксид марганца (II, IV) Mn₅O₈. Во многих случаях такие оксиды могут рассматриваться как соли кислородсодержащих кислот.

Таблица оксидов (1 часть):

Атомный номер	Химический элемент	Символ	Оксиды
1	Водород	H	H2O (вода)
2	Гелий	He	нет
3	Литий	Li	Li2O (оксид лития)
4	Бериллий	Be	BeO (оксид бериллия)
5	Бор	B	B2O3 (оксид бора​ (III)​)
6	Углерод	C	CO (оксид углерода (II), монооксид углерода, угарный газ),

CO₂ (оксид углерода ​(IV)​, диоксид углерода, углекислый газ),

C₆O₆ (диангидрид этилентетракарбоновой кислоты)

C₁₂O₁₂ (гексагидроксибензол трисоксалат),

NO (оксид азота (II), мон(о)оксид азота, окись азота, нитрозил-радикал),

N₂O₃ (оксид азота (III), азотистый ангидрид, сесквиоксид азота),

NO₂ (диоксид азота, оксид азота (IV), двуокись азота),

N₂O₅ (оксид азота (V), пентаоксид азота, пентаоксид диазота, нитрат нитрила, нитрат нитрония, азотный ангидрид),

N₂O₄ (димер диоксида азота, тетраоксид диазота, азотный тетраоксид),

P₂O₃ или P₄O₆ (оксид фосфора ​(III), фосфористый ангидрид, гексаоксид тетрафосфора),

SO₂ (оксид серы​ (IV), диоксид серы, двуокись серы, сернистый газ, сернистый ангидрид​),

ClO₂ (диоксид хлора, оксид хлора (IV), двуокись хлора),

ClOClO₃ ( перхлорат хлора ),

Cl₂O₆ (дихлоргексаоксид, оксид хлора (V, VII), перхлорат хлорила),

Cl₂O₇ (оксид хлора (VII), дихлорогептаоксид, хлорный ангидрид),

Ti₂O₃ (оксид титана​(III)​, трёхокись титана),

V₂O₃ (оксид ванадия (III), трехокись ванадия),

VO₂ (оксид ванадия (IV), диоксид ванадия, двуокись ванадия),

Cr₂O₃ (оксид хрoма (III), сесквиоксид хрома, хромовая зелень, эсколаит),

CrO₂ (оксид хрома​ (IV)​, диоксид хрома, двуокись хрома),

Mn₃O₄ (оксид марганца ​(II,III)​, окисел марганца),

Mn₅O₈ (оксид марганца​ (II,IV)​, окисел марганца),

Mn₂O₃ (оксид марганца​ (III), окисел марганца),

MnO₂ (оксид марганца (IV), диоксид марганца),

MnO₃ (оксид марганца (VI), окисел марганца),

Fe₂O₃ (оксид железа (III), окись железа, колькотар, крокус, железный сурик, гематит),

Fe₃O₄ (оксид железа​ (II,III), закись-окись железа, железная окалина, магнетит, магнитный железняк),

Co₃O₄ (оксид кобальта (II,III), окись кобальта​),

ХЛОРА ОКСИДЫ

ХЛОРА ОКСИДЫ. Все хлора оксиды имеют резкий запах, термически и фотохимически нестабильны, склонны к взрывному распаду, имеют положит. 2О - желто-оранжевый газ со слабым зеленоватым оттенком, в жидком состоянии - красно-коричневый; длина связи С1 — О 0,1700 нм, угол ОСlO 111°, 2О при 0 °С): 33,6 (2,66 кПа), 52,4 (6,65 кПа). При 60-100 °С термич. распад С1₂О завершается за 12-24 ч, выше 110 °С через неск. мин происходит взрыв, освещение ускоряет распад и повышает вероятность взрыва. С хлоридами образует оксихлориды, напр., с Т1С1₄, ТаС1₅ и AsCl₃ дает соотв. Т1ОС1₂, ТаОС1₃ и AsO₂Cl. С NO₂ образует смесь NO₂C1 и NO₃C1, с N₂O₅ -чистый NO₃C1. Фторированием С1₂О с помощью AgF₂ можно получить C1OF₃, а р-цией с AsF₅ или SbF₅ - соли хлорила ClO + ₂MF - ₆. Аналогично реагируют с MF₅ (где М - As и Sb) С1О₂ и С1₂О₆. С насыщ. орг. соединениями С1₂О ведет себя как хлорирующий агент, подобный хлору. Получают Сl₂О пропусканием С1₂, разбавленного N₂, над HgO или р-цией С1₂ с влажным Na₂CO₃.

*Расчетная. **2,38 г/см 3 при -160 °С.

Диоксид С1О₂ - желтый газ, в жидком состоянии -ярко-красный, в твердом - красновато-желтый; длина связи С — О 0,1475 нм, угол ОСlO 117 °С; ур-ние температурной зависимости давления пара lgp (мм рт. ст.) = 7,7427 -- 1275,1/T (226-312 К); р-римость в воде 26,1 г/л (25 °С, 20,68 кПа), раств. в ССl₄, НС1О₄, СН₃СООН. В индивидуальном состоянии взрывоопасен, при 30-50 °С распад идет с измеримой скоростью, выше 50 С после периода индукции взрывается. В щелочной среде С1О₂ диспропорционирует на , в присут. Н₂О₂ образуется 2. Восстанавливается иодидами, арсенидами, PbO, H₂SO₃, аминами до хлорит-иона. СNO₂ и N₂O₅ образует NO₃C1, с NOC1 -NO₂C1. Фторируется посредством AgF₂, BrF₃ или разб. F₂ до C1O₂F. Получают СlO₂ действием восстановителей (SO₂, NO₂, метанол, орг. пероксиды) на подкисленный р-р хлората щелочного металла, при нагр. смеси хлората с влажной щавелевой к-той, действием С1₂ на хлориты. В отличие от остальных хлора оксидов С1О₂ - продукт пром. произ-ва, его используют вместо С1₂ как экологически более безопасный продукт для отбеливания древесной пульпы, целлюлозы, синтетич. волокон, для подготовки питьевой и технол. воды, обеззараживания сточных вод. Раздражает слизистые оболочки, вызывает кашель, рвоту и др.; ПДК в воздухе рабочей зоны 0,1 мг/м 3 , ЛД₅₀ 140 мг/кг (крысы, внутрижелудочно).
Перхлорат хлора (цихлоротетраоксид) С1₂О₄, или СlOС1О₃ - светло-желтая жидкость, в кристаллич. состоянии почти бесцветен (см. Перхлораты).
Триоксид (дихлорогексаоксид) С1₂О₆ - ярко-красная жидкость, в твердом состоянии - оранжевый, при охлаждении окраска ослабевает. В газе и жидкости молекулы имеют строение О₂С1 — О — С1О₃, в кристаллах - , z = 4); давление пара 39,9 Па (0 °С), 133 Па (19 °С). Медленно разлагается уже при 0-10 °С на С1О₂ и О₂, выше 20 °С в продуктах распада появляется С1₂; с водой реагирует со вспышкой, продукты гидролиза - НС1О₃ и НС1О₄. С хлоридами, бромидами, нитратами образует перхлораты, напр. с NOC1 дает NOC1O₄, с N₂O₅ - NO₂C1O₄, с А1С1₃ -СlO₂[А1(С1О₄)₄], с FeCl₃ - ClO₂[Fe₂(ClO₄)₇]. При нагр. в вакууме такие комплексы отщепляют С1₂О₆ и превращаются в несольватированные перхлораты А1(С1О₄)₃, Fe(ClO₄)₃. Получают С1₂О₆ р-цией озона с С1О₂ или действием F₂ на хлораты металлов. Применяют для синтеза безводных перхлоратов в лаб. условиях.
Оксид Cl(VII) (хлорный ангидрид, дихлорогептаоксид) С1₂О₇ - бесцв. подвижная жидкость, чувствителен к удару и трению. Молекула имеет строение О₃С1 — О — ClO₃, длина связи С1 — О 0,1709 нм, в группах С1О₃ - 0,1405 нм, угол СlOС1 118,6°, ОСlO 115,2°, 2/с); ур-ние температурной зависимости давления пара lgp(мм рт. ст.) = 7,796-1770/Т. Неограниченно раств. в СCl₄, хорошо раств. в НС1О₄, РОС1₃ и т. п. С водой не смешивается, на границе раздела фаз реагирует с образованием НСlO₄, р-ция сильно экзотермична 2О₇ может привести к взрыву. Распад С1₂О₇ в газе на хлор и кислород идет с измеримой скоростью при 100-120 °С, но при давлении С1₂О₇ выше 13,3 кПа приобретает взрывной характер. Жидкий С1₂О₇ устойчив до 60-70 °С, примесь низших хлора оксидов ускоряет его распад. Для жидкого С1₂О₇ характерны р-ции с образованием ковалентных соед. с группой — С1О₃. С NH₃ в ССl₄ образует NH₄HNC1O₃ и NH₄C1O₄, с алкиламинами -соотв. RHNC1O₃ и R₂NC1O₃, с SbF₅ - SbOF₃ и FC1O₃, с N₂O₅ в ССl₄ NO₂C1O₄. Используя С1₂О₇, можно синтезировать орг. перхлораты из спиртов. Получают С1₂О₇ действием Р₂О₅ или олеума на хлорную к-ту или электролизом р-ра НС1О₄ на Pt-электродах ниже 0 °С (С1₂О₇ накапливается в анодном пространстве). Чистый С1₂О₇ можно получить также при нагр. в вакууме нек-рых перхлоратов, напр. Nb(ClO₄)₅, МоО₂(СlO₄)₂.
Известен ряд хлоркислородных свободных радикалов, полученных в разл. низкотемпературных матрицах и исследованных преим. методом ЭПР,- СlО₃, СlОО, СlСlО, а также малостабильный сесквиоксид Сl₂О₃, распадающийся при -50 - 0 °С и имеющий, вероятно, структуру хлората хлора СlOСlO₂. Термически устойчивый радикал СlO (длина связи С1 — О 0,1569 нм, 101,6 кДж/ моль) -промежут. продукт окисления углеводородов хлорной к-той и хлора оксидами, распада всех хлора оксидов и др. хлоркислородных соед., а также р-ции озона с атомарным хлором в стратосфере.

Хлора окислы

Хлора окись (оксид хлора, ангидрид хлорноватистой кислоты), Cl₂O, жёлто-коричневый газ с резким запахом, похожим на запах хлора; t_nл —121 °С; t_kип 2 °С. Энергичный окислитель; нестойкое соединение, в обычных условиях медленно разлагается, в концентрированном и сжиженном виде может самопроизвольно взрываться: 2Cl₂O = 2Cl₂ + O₂. Хорошо растворима в воде (в 1 объёме воды около 200 объёмов Cl₂O) и четырёххлористом углероде; при растворении в воде образуется хлорноватистая кислота HClO. Может быть получена взаимодействием хлора со свежеосаждённой сухой окисью ртути: 2HgO + 2Cl₂ = HgCl₂ + Cl₂O. В промышленности получают водные растворы окиси хлора хлорированием карбонатов щелочных или щёлочноземельных металлов в воде. Используют окись хлора для производства гипохлорита кальция.

Хлора двуокись (диоксид хлора, смешанный ангидрид хлористой кислоты и хлорноватой кислоты), ClO₂, желтовато-оранжевый газ с неприятным запахом; t_пл —59 °С; t_kип 10 °С. Энергичный окислитель (особенно в кислой среде); в концентрированном виде взрывается; на свету постепенно разлагается, выше 50°C разложение сопровождается взрывом. Хорошо растворима в воде, серной и уксусной кислотах, четырёххлористом углероде. При взаимодействии с щелочными растворами образует хлориты и хлораты. Получают ClO₂ частичным восстановлением хлоратов SO₂, щавелевой или соляной кислотами; в малых количествах действием хлора на хлорит натрия:

Широко используется в виде водного раствора или в газообразном виде в смеси с воздухом для отбелки и стерилизации целлюлозы, тканей, муки. Взаимодействие ClO₂ с водными растворами NaOH в присутствии восстановителя используют для промышленного получения хлоритов.

Хлора трёхокись (смешанный ангидрид хлорной кислоты и хлорноватой кислоты), Cl₂O₆, дымящая жидкость тёмно-красного цвета; t_nл 3,5 °С; t_kип 203°C; при контакте с легкоокисляющимися веществами взрывается. В кристаллическом состоянии имеет строение перхлората хлорила ClO + ₂ClO₄ - . Энергично реагирует с водой. Может быть получена окислением двуокиси хлора озоном или взаимодействием хлоратов с фтором: 2KClO₃ + F₂ = 2KF + Cl₂O₆. Cl₂O₆ всегда присутствует в продуктах термического разложения хлорной кислоты. Практического применения не находит.

Хлорный ангидрид, Cl₂O₇, бесцветная жидкость; t_nл —93 °С; t_kип 83°C; при хранении медленно разлагается и окрашивается продуктами распада — низшими окислами хлора. Cl₂O₇, особенно загрязнённый продуктами распада, самопроизвольно взрывается. При комнатной температуре растворяется в четырёххлористом углероде. С водой реагирует с образованием хлорной кислоты. При контакте с йодом взрывается. Cl₂O₇ может быть получен обезвоживанием хлорной кислоты фосфорным ангидридом или олеумом, а также при низкотемпературном электролизе концентрированной хлорной кислоты на платиновом аноде. Практического применения не имеет.

Cl₂O₈ — промежуточный продукт при электролизе хлорной кислоты и её солей. В индивидуальном состоянии не выделен. Помимо перечисленных кислородных соединений хлора в литературе упоминается Cl₂O₄, отвечающее структуре перхлорита хлора ClOClO₃; может быть получено взаимодействием фторсульфоната хлора и CsClO₄.

Оксид хлора(IV)

ClO₂ — газ красновато-жёлтого цвета, с характерным запахом. При температурах ниже 10 °C ClO₂ представляет собой жидкость красно-коричневого цвета. Малоустойчив, взрывается на свету, при контактах с окислителями и при нагревании. Хорошо растворим в воде. Теплота испарения диоксида хлора 6,3 ± 0,1 ккал/моль, критическая температура 192 °C, критическое давление 85 атм. Плотность ClO₂ уменьшается от 1,973 г/см³ при −60 °C до 1,653 г/см³ при 5 °C. Диоксид хлора растворим в воде, уксусной и серной кислотах, в четырёххлористом углероде, ацетонитриле, а также в ряде других органических растворителей. Растворимость диоксида хлора возрастает с ростом полярности растворителя. Потенциал ионизации диоксида хлора равен 10,33 ± 0,02 эВ, сродство к электрону 2,378 ± 0,006 эВ. Потенциал окисления-восстановления в водном растворе — E(ClO₂/ClO₂ − ) = 0,94 В.

Оксид хлора(IV) имеет нечётное количество электронов (33) и является стабильным радикалом, не проявляющим при нормальных условиях тенденции к димеризации. В газовой фазе ЭПР спектр ClO₂ не наблюдается, что объясняется большим числом вращательных уровней его молекулы. ЭПР-спектр раствора оксида хлора(IV) представляет собой широкий синглет, но при некоторых условиях (например, низких температурах) спектральная линия усложняется, превращаясь в широкий квартет вследствие сверхтонкого расщепления на ядрах хлора 35 Cl и 37 Cl, для которых константы сверхтонкой структуры равны 1,70 ± 0,03 и 1,37 ± 0,03 мT соответственно.

Получение

В лаборатории получают по реакции:

Из-за взрывоопасности диоксид хлора невозможно хранить в виде жидкости. Однако адсорбирование на поверхности силикагеля позволяет хранить диоксид хлора при пониженной температуре достаточно долго, а также избавиться от примесей хлора, силикагелем не поглощающегося.

Промышленный метод получения ClO₂ основан на реакции:

Кислотный оксид. При растворении в воде образуются хлористая и хлорноватая кислоты (реакция диспропорционирования). Разбавленные растворы устойчивы в темноте, на свету медленно разлагаются:

Образующаяся хлористая кислота очень неустойчива и разлагается:

ClO₂ реагирует со многими с органическими соединенями и выступает окислителем средней силы. Большинство реакций с участием ClO₂ протекают по механизму одноэлектронного окисления с образованием органических катион-радикалов и хлорит-иона на первой стадии реакции, но возможно протекание и других реакций, в частности, отрыва атома водорода.

Используется в основном для отбеливания например, целлюлозы, бумаги, муки и т. п., дезинфекции и стерилизации различных материалов.

Физиологическое действие

• Оксиды хлора
• Газы
• Отбеливающие вещества

Смотреть что такое "Оксид хлора(IV)" в других словарях:

Оксид хлора(I) — У этого термина существуют и другие значения, см. Оксид хлора. Оксид хлора(I) … Википедия

Читайте также:

  
• Инструкция резчик металла на ножницах и прессах
  
• Таллий это металл или неметалл
  
• Это свойство металла или сплава подвергаться обработке резанием различными инструментами
  
• Оборудование для печати на металле
  
• Металлический каркас для террасной доски