次氯酸盐

维基百科,自由的百科全书
跳到导航 跳到搜索
次氯酸盐
The hypochlorite ion 2D
The Lewis structure for the hypochlorite anion
次氯酸根离子
IUPAC名
Hypochlorite
系统名
chlorate(I)
识别
CAS号 14380-61-1  ✓
PubChem 61739
ChemSpider 55632
SMILES
InChI
InChIKey WQYVRQLZKVEZGA-UHFFFAOYAZ
Gmelin 682
UN编号 3212
ChEBI 29222
若非注明,所有数据均出自一般条件(25 ℃,100 kPa)下。

次氯酸盐次氯酸的盐,含有次氯酸根离子ClO,其中氯的氧化态为+1。次氯酸盐常以溶液态存在,不稳定,会发生歧化反应生成氯酸盐氯化物。见光分解为氯化物氧气。常见的次氯酸盐包括次氯酸钠漂白剂)和次氯酸钙漂白粉),都是很强的氧化剂,可与很多有机化合物强烈放热反应,可能发生燃烧。可氧化化合物为高锰酸盐。次氯酸根中的 Cl-O 键长是 210 pm。[1]

次氯酸酯是次氯酸成的,含有-OCl基团。次氯酸的例子有次氯酸叔丁酯,一种有用的氯化剂。[2]

大部分次氯酸盐都以水溶液存在。它们的主要用处是漂白剂消毒剂水处理。它们也可以用来氯化氧化其它分子。

反应[编辑]

和酸的反应[编辑]

次氯酸盐和酸反应形成次氯酸,并和氯气形成平衡。在高pH下平衡会趋向左边:

H+
+ ClO
+ Cl
Cl
2
+ H
2
O

稳定性[编辑]

次氯酸盐普遍不稳定,只能存在于溶液。次氯酸锂 LiOCl、次氯酸钙 Ca(OCl)2次氯酸钡 Ba(ClO)2 已经得到了纯的无水物。它们都是固体。剩下的都只能以水合物或水溶液的形式存在。一般来说,水溶液越稀就越稳定。对于碱土金属次氯酸盐的性质推测是不可能的,因为大部分次氯酸盐都仍未合成。次氯酸铍不存在。纯的次氯酸镁不存在,不过 Mg(OH)OCl 是已知的。[3] 次氯酸钙的生产已是工业级的了,稳定性也较好。次氯酸锶,化学式 Sr(OCl)2的性质不确明,其稳定性也不明确[4]

加热时,次氯酸盐分解成氯化物氧气氯酸盐

ClO
→ 2 Cl
+ O
2
ClO
→ 2 Cl
+ ClO
3

这个反应是放热的,因此对于纯的 LiOCl 和Ca(OCl)2可以导致热失控,可能会爆炸。[5][6]

碱金属次氯酸盐随着族往下,越来越不稳定。无水次氯酸锂在室温下稳定。不过,次氯酸钠已经不能合成到比五水物 (NaOCl·(H2O)5)更干的次氯酸钠了。它在 0 °C以上是不稳定的,[7] 尽管作为家用漂白剂的稀次氯酸钠溶液具有更好的稳定性。次氯酸钾 (KOCl) 只在溶液中存在。[3]

镧系元素次氯酸盐不稳定。不过,有报告称它们的无水物比水合物更稳定。[8] 次氯酸盐可以把氧化态从 +3 氧化到+4。[9]

次氯酸本身就是不稳定的,会分解成氯气

和氨的反应[编辑]

次氯酸盐和氨反应,形成氯胺 (NH
2
Cl
),之后是二氯胺 (NHCl
2
),最后是三氯化氮 (NCl
3
)。[10]

NH
3
+ ClO
HO
+ NH
2
Cl
NH
2
Cl + ClO
HO
+ NHCl
2
NHCl
2
+ ClO
HO
+ NCl
3

檢驗[编辑]

次氯酸鹽有氧化能力,能漂白石蕊紙。次氯酸鹽跟鹽酸會生成黃綠色的氯氣

溶解性[编辑]

所有已知的次氯酸盐(如次氯酸钠次氯酸银等)都可溶于水,加热时分解。[11]

参见[编辑]

参考资料[编辑]

  1. ^ Aleksandrova, M.M.; Dmitriev, G.A.; Avojan, R.L. The probable model of the crystal structure of the twobase calcium hypochlorite. Armyanskii Khimicheskii Zhurnal. 1968, 21: 380 - 386. 
  2. ^ Mintz, M. J.; C. Walling. t-Butyl hypochlorite. Organic Syntheses. 1969, 49: 9 [2021-05-13]. doi:10.15227/orgsyn.049.0009. (原始内容存档于2013-09-13). 
  3. ^ 3.0 3.1 Aylett, founded by A.F. Holleman ; continued by Egon Wiberg ; translated by Mary Eagleson, William Brewer ; revised by Bernhard J. Inorganic chemistry 1st English ed., [edited] by Nils Wiberg. San Diego, Calif. : Berlin: Academic Press, W. de Gruyter. 2001: 444. ISBN 978-0123526519. 
  4. ^ Ropp, Richard. Encyclopedia of the Alkaline Earth Compounds. Newnes. 2012: 76. ISBN 978-0444595539. 
  5. ^ Ropp, Richard C. Encyclopedia of the alkaline earth compounds. Oxford: Elsevier Science. 2012-12-31: 75. ISBN 978-0444595539. 
  6. ^ Clancey, V.J. Fire hazards of calcium hypochlorite. Journal of Hazardous Materials. 1975, 1 (1): 83–94. doi:10.1016/0304-3894(75)85015-1. 
  7. ^ Brauer, G. Handbook of Preparative Inorganic Chemistry; Vol. 1 2nd. Academic Press. 1963: 309. 
  8. ^ Vickery, R. C. Some reactions of cerium and other rare earths with chlorine and hypochlorite. Journal of the Society of Chemical Industry. 1 April 1950, 69 (4): 122–125. doi:10.1002/jctb.5000690411. 
  9. ^ V. R. Sastri; et al. Modern Aspects of Rare Earths and their Complexes. 1st. Burlington: Elsevier. 2003: 38. ISBN 978-0080536682. 
  10. ^ Greenwood, Norman Neill; Earnshaw, Alan. Chemistry of the elements. 2016. ISBN 978-0-7506-3365-9. OCLC 1040112384 (英语). 
  11. ^ Prescott, A.B.; Johnson, O.C. Qualitative Chemical Analysis: A Guide in Qualitative Work, with Data for Analytical Operations and Laboratory Methods in Inorganic Chemistry. D. Van Nostrand Company. 1901: 337 [2021-11-27]. (原始内容存档于2021-11-27).