Хлориты (соли)

Хлорит анион

Хлори́ты — группа химических соединений, соли хлористой кислоты HClO₂. Хлорит-анион имеет треугольную структуру (d(ClO) = 0,155 нм, угол OClO = 111^o).

Получение

Хлориты получаются в смеси с хлоратами при взаимодействии диоксида хлора с растворами щелочей:

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

Чистые хлориты без примесей хлоратов можно получить реакцией между диоксида хлора и пероксидом натрия:

${\mathsf {2ClO_{2}+Na_{2}O_{2}\rightarrow 2NaClO_{2}+O_{2}}}$

Свойства

Хлориты представляют собой белые или желтоватые кристаллы. Они обычно хорошо растворимы в воде, за исключением жёлтых Ag(ClO₂)₂ и Pb(ClO₂)₂. Хлориты устойчивы при обычных условиях в безводном состоянии и в водном растворе. Твёрдые хлориты, особенно соли тяжёлых металлов, при нагревании или ударе разлагаются со взрывом.

Щелочные растворы хлоритов устойчивы в темноте, но разлагаются на свету:

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

В кислой среде разложение на свету протекает по реакции:

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

Термическая стабильность хлоритов щелочных металлов возрастает от Cs к Li, в отличие от большинства щелочных солей кислородных кислот.

Xлориты являются сильными окислителями. В кислой среде они способны окислить Вr⁻ до Вr₂, и NO₂⁻ до NO₃⁻ (но не реагирует с N₂O), пероксид водорода хлориты окисляют до О₂.

Применение

Хлориты используются для отбеливания. Наибольшее значение получил хлорит натрия NaClO₂.

Примеры

• Хлорит свинца(II)
• Хлорит серебра

Литература

• Ахметов Н. С. «Общая и неорганическая химия» М.: Высшая школа, 2001
• Реми Г. «Курс неорганической химии» М.: Иностранная литература, 1963