Hlors oksīds

Oksīdi vai oksīdi dažādiem elementiem, ko sauc par savienojums ar skābekli. Gandrīz visi elementi veido šādus savienojumus. Hlora atomu, kā arī citiem halogēniem, kas raksturīgs ar to šādu savienojumu pozitīvs oksidācijas stāvoklī. Visi hlora oksīdi ir ārkārtīgi nestabilas vielas, kas ir raksturīga oksīdu halogēna atomiem. Four zināma viela, kuras molekulas saturēt hlors un skābeklis.

1. Gāzveida maisījums no dzeltenas uz iesārtai ar raksturīgu smaržu (aromāts atgādina Cl2 gāze) - hlora oksīda (I). Ķīmiskā formula Cl2O. Kušanas temperatūra no mīnus 116 ° C, vārīšanās temperatūra + 2 ° C. Normālos apstākļos, tā blīvums ir vienāds ar 3,22 kg / m³.
2. Dzeltens vai oranžs-dzeltens gāze ar raksturīgu smaržu - hlors oksīds (IV). Ķīmiskā formula ClO2. Kušanas temperatūra mīnus 59 ° C temperatūrā, ar viršanas temperatūru plus 11 ° C.
3. Sarkanā-brūns šķidrums - hlors oksīds (VI). Ķīmiskā formula Cl2O6. Kušanas punkts plus 3,5 ° C, viršanas temperatūru plus 203 ° C.
4. Bezkrāsains eļļains šķidrums - hlors oksīds (VII). Ķīmiskā formula Cl2O7. Kušanas punkts mīnus 91,5 ° C, viršanas temperatūru plus 80 ° C.

Oksīds hlors oksidēšanās stāvoklis +1 anhidrīds ir 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. plūsmas nosacījumus šo dažādo reakciju. 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 ir arī izšķīdina tetrahloroglekļa.

Oksīds hlors oksidēšanās state +4 citādi pazīstams 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 hlors oksīds (IV) ir sprādzienbīstama viela, tas 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 izmanto kā balinātāju, piemēram, papīra vai celulozes, uc, kā arī sterilizēšanai un dezinficēšanai dažādus materiālus.

Oksīds hlors oksidēšanās stāvoklis +6, tā sadalās saskaņā ar reakcijas vienādojumu upon kušanas: Cl2O6 → 2ClO3. Gatava hlors oksīds (VI) oksidējošas ozona dioksīda: 2O3 + 2ClO2 → 2O2 + Cl2O6. Šis oksīds ir spējīga reaģēt ar sārmiem un ūdeni. Šādā gadījumā disproporcionēšana reakcija notiek. Tā, piemēram, reakcijā ar kālija hidroksīdu: 2KOH + Cl2O6 → KClO3 + KClO4 + H2O rezultāts, kas iegūts Hlorāta un kālija perhlorāta.

Higher oksīds hlors sauc arī dihlorogeptaoksid hlors vai anhidrīds ir spēcīgs oksidētājs. Tā spēj pin vai eksplodēt kad silda. Tomēr, šī viela ir stabilāka nekā oksīdiem oksidēšanās +1 un +4. Dezintegrācijas to hlora un skābekļa paātrina klātbūtnē zemāku oksīdu un temperatūra paaugstinās no 60 līdz 70 ° C. Hlors oksīds (VII), kas spēj lēnām šķīst aukstā ūdenī, kā rezultātā reakcijā rodas Hlorskābes: H2O + → Cl2O7 2HClO4. Dihlorogeptaoksid sagatavoja viegli karsē perhlorskābes ar fosforskābes anhidrīdu: P4O10 + 2HClO4 → Cl2O7 + H2P4O11. Cl2O7 arī var iegūt, izmantojot oleumu vietā fosfora pentoksīds.

Sadaļa neorganiskā ķīmija, kas pēta halogēna oksīdi, tai skaitā oksīdi, hlora, sāka strauji attīstīties pēdējos gados, jo šie savienojumi ir energoietilpīga. Viņi spēj sadegšanas reaktīvo nodošana enerģiju uzreiz un ķīmisko pašreizējās avoti ātrumu tās atsitiena var kontrolēt. Vēl viens iemesls nozīmes - ir iespēja sintēzes jaunas grupas neorganiskajiem savienojumiem, piemēram, hlors oksīds (VII) ir cilmes no Perhlorāti.