Hlorit
| Hlorit | |
|---|---|
| Općenito | |
| Hemijski spoj | Hlorit |
| Molekularna formula | ClO2– |
| CAS registarski broj | 14998-27-7 |
| SMILES | [O-][Cl+][O-] |
| InChI | 1S/ClHO2/c2-1-3/h(H,2,3)/p-1 |
| Osobine1 | |
| Molarna masa | 67,452 |
| Rizičnost | |
| NFPA 704 | |
| 1 Gdje god je moguće korištene su SI jedinice. Ako nije drugačije naznačeno, dati podaci vrijede pri standardnim uslovima. | |
Hloritni ion ili hlor-dioksidni anion je halit sa hemijskom formulom ClO2–. Hloritni spoj koji sadrži ovu grupu, s hlorom u oksidacijskom stanju od +3. Hloriti su poznati i kao soli hlorne kiseline.
Spojevi
[uredi | uredi izvor]Slobodna hlorna hiselina HClO2 je najmanje je stabilna oksokiselina hlora i primijećena je samo kao vodena otopina u malim koncentracijama. Kako se ne može koncentrirati, to nije komercijalni proizvod. Alkalni i zemnoalkalijski metali su bezbojni ili blijedožuti spojevi, s tim što je natrij-hlorit (NaClO2 ) jedini komercijalno važan hlorit. Hloriti teških metala (Ag+, Hg+, Tl+, Pb2+, kao i Cu2+ i NH4+) su nestabilni i razlažu se eksplozivno na toploti ili pri šoku.[1] Natrij-hlorit se dobija indirektno iz natrij-hlorata, NaClO3. Prvo nastaje eksplozivno nestabilni plin hlor-dioksid, ClO2, redukcijom natrij-hlorata u jakoj kiselinskoj otopini s pogodnim redukcijskim sredstvom (naprimjer, natrij-hloridom, sumpor-dioksidom ili hlorovodičnom kiselinom).
Struktura i svojstva
[uredi | uredi izvor]Hloritni ion ima savijenu molekulsku geometriju, usled dejstva usamljenog para na atomu hlora, sa uglom veze O–Cl–O od 111° i dužinama veze Cl–O od 156 pm.[1] Hlorit je najjači oksidant hlornih oksianiona na osnovu standardnih polućelijskih potencijala.
| Ion | Kiselinska reakcija | E° (V) | Neutrala/bazna reakcija | E° (V) |
|---|---|---|---|---|
| Hipohlorit | H+ + HOCl + e− → 1/2 Cl2(g) + H2O | 1,63 | ClO− + H2O + 2 e− → Cl− + 2 OH− | 0,89 |
| Hlorit | 3 H+ + HOClO + 3 e− → 1/2 Cl2(g) + 2 H2O | 1.64 | ClO2− + 2 H2O + 4 e− → Cl− + 4 OH− | 0,78 |
| Hlorat | 6 H+ + ClO3− + 5 e− → 1/2 Cl2(g) + 3 H2O | 1,47 | ClO3− + 3 H2O + 6 e− → Cl− + 6 OH− | 0,63 |
| Perhlorat | 8 H+ + ClO4− + 7 e− → 1/2 Cl2(g) + 4 H2O | 1,42 | ClO4−+ 4 H2O + 8 e− → Cl− + 8 OH− | 0,56 |
Upotreba
[uredi | uredi izvor]Najvažniji hlorit je natrij-hlorit (NaClO2); upotrebljava se za izbjeljivanje tekstila, celuloze i papira, ali unatoč snažnoj oksidirajućoj prirodi, često se ne koristi direktno, već se upotrebljava za stvaranje neutralne vrste hlor-dioksida (ClO2), obično reakcijom sa HCl:
- 5 NaClO2 + 4 HCl → 5 NaCl + 4 ClO2 + 2 H2O
Ostali oksianioni
[uredi | uredi izvor]Postoji nekoliko oksianiona hlora u kojima može pretpostaviti oksidacijsko stanje −1, +1, +3, +5 ili +7 unutar odgovarajućih aniona Cl−, ClO−, ClO2– , ClO3sup>– ili ClO4sup>–, poznata uobičajeno i respektivno kao hlorid, hipoklorit, hlorit, hlorat i perhlorat. Oni su dio veće porodice drugih hlor-oksida.
| Oksidacijsko stanje | −1 | +1 | +3 | +5 | +7 |
|---|---|---|---|---|---|
| Imenovani anion | Hlorid | Hpohlorit | Hlorit | Hlorat | Perhlorat |
| Formula | Cl− | ClO− | ClO2− | ClO3− | ClO4− |
| Struktura |
Također pogledajte
[uredi | uredi izvor]Reference
[uredi | uredi izvor]- ^ a b Greenwood, N.N.; Earnshaw, A. (2006). Chemistry of the elements (2nd izd.). Oxford: Butterworth-Heinemann. str. 861. ISBN 0750633654.
- Kirk-Othmer Concise Encyclopedia of Chemistry, Martin Grayson, Editor, John Wiley & Sons, Inc., 1985