Hlorit

S Wikipedije, slobodne enciklopedije
Idi na navigaciju Idi na pretragu
Hlorit
Chlorition.png
Chlorite-3D-vdW.png
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
NFPA 704.svg
 
 
 
 
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 Hloridni ion Hipohloritni ion Hloritni ion Hloratni ion Perhloratni ion

Također pogledajte[uredi | uredi izvor]

Reference[uredi | uredi izvor]

  1. ^ 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