Диоксид хлора

Материал из Википедии — свободной энциклопедии
Перейти к: навигация, поиск
Диоксид хлора
Chlorine-dioxide.png
Диоксид хлора
Общие
Систематическое
наименование
Оксид хлора(IV)
Хим. формула ClO2
Физические свойства
Состояние газ
Молярная масса 67,45 г/моль
Термические свойства
Т. плав. −59 °C
Т. кип. 9,7 °C
Энтальпия образования +104,60 кДж/моль
Классификация
Рег. номер CAS 10049-04-4
PubChem 24870
Рег. номер EINECS 233-162-8
SMILES
RTECS FO3000000
ChemSpider 23251
Приводятся данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иначе.

Диоксид хлора — неорганическое химическое соединение хлора и кислорода, формула: ClO2.

Физические свойства диоксида хлора[править | править вики-текст]

В нормальных условиях 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 восстановителями 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 35Cl и 37Cl, для которых константы сверхтонкой структуры равны 1,70 ± 0,03 и 1,37 ± 0,03 мT соответственно.

Получение[править | править вики-текст]

В лаборатории диоксид хлора получают по реакции хлората калия с щавелевой кислотой:

\mathsf{2KClO_3 + H_2C_2O_4 \rightarrow K_2CO_3 + 2ClO_2\uparrow + CO_2\uparrow + H_2O}

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 восстановления хлората натрия диоксидом серы:

\mathsf{2NaClO_3 + SO_2 + H_2SO_4 \rightarrow 2NaHSO_4 + 2ClO_2\uparrow}

Свойства[править | править вики-текст]

Спектр диоксида хлора в видимой и ультрафиолетовой области

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

\mathsf{2ClO_2 + H_2O \rightarrow HClO_2 + HClO_3}

Образующаяся хлористая кислота очень неустойчива и разлагается:

\mathsf{5HClO_2 \rightarrow 3HClO_3 + Cl_2 + H_2O}

ClO2 реагирует со многими органическими соединениями 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, реакции отрыва атома водорода.

Применение[править | править вики-текст]

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

Физиологическое действие[править | править вики-текст]

Диоксид хлора вызывает раздражение слизистых оболочек, вызывает кашель. ПДК в воздухе рабочей зоны 0,1 мг/м3, ЛД50 = 140 мг/кг (крысы, перорально).

Литература[править | править вики-текст]

  • Зефиров Н.С. и др. т.5 Три-Ятр // Химическая энциклопедия. — М.: Большая Российская Энциклопедия, 1998. — 783 с. — ISBN 5-85270-310-9.