Kloriter (salter)

Den aktuella versionen av sidan har ännu inte granskats av erfarna bidragsgivare och kan skilja sig väsentligt från versionen som granskades den 25 juli 2016; verifiering kräver 1 redigering .

Kloriter - en grupp av kemiska föreningar , salter av saltsyra H Cl O 2 . Kloritanjonen har en triangulär struktur (d(ClO) = 0,155 nm, vinkel OClO = 111 o ).

Får

Klorit erhålls i en blandning med klorater genom att omsätta klordioxid med alkalilösningar:

{\mathsf {2ClO_{2}+2KOH\rightarrow KClO_{2}+KClO_{3}+H_{2}O))

Rena kloriter utan kloratföroreningar kan erhållas genom reaktionen mellan klordioxid och natriumperoxid :

{\displaystyle {\mathsf {2ClO_{2}+Na_{2}O_{2}\högerpil 2NaClO_{2}+O_{2))))

Egenskaper

Kloriter är vita eller gulaktiga kristaller. De är vanligtvis mycket lösliga i vatten, med undantag för den gula Ag(ClO 2 ) 2 och Pb(ClO 2 ) 2 . Kloriter är stabila under normala förhållanden i vattenfritt tillstånd och i vattenlösning. Fasta kloriter, särskilt salter av tungmetaller, sönderdelas explosivt vid upphettning eller slag.

Alkaliska lösningar av klorit är stabila i mörker, men sönderdelas i ljuset:

{\displaystyle {\mathsf {6ClO_{2}^{-}\rightarrow 2ClO_{3}^{-}+4Cl^{-}+3O_{2))))

I en sur miljö fortsätter nedbrytningen i ljuset enligt reaktionen:

{\displaystyle {\mathsf {10ClO_{2}^{-}\rightarrow 8Cl^{-}+2ClO_{4}^{-}+3O_{2))))

Den termiska stabiliteten hos alkalimetallkloriter ökar från Cs till Li, i motsats till de flesta alkalisalter av syresyror.

Kloriter är starka oxidationsmedel. I en sur miljö kan de oxidera Br - till Br 2 , och NO 2 - till NO 3 - (men reagerar inte med N 2 O), väteperoxidkloriter oxiderar till O 2 .

Applikation

Kloriter används för blekning. Natriumklorit NaClO 2 fick det högsta värdet .

Litteratur

Akhmetov N. S. "Allmän och oorganisk kemi" M .: Högre skola, 2001
Remy G. "Course of oorganisk kemi" M .: Foreign Literature, 1963