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次氯酸鹽

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次氯酸鹽
The hypochlorite ion 2D
The Lewis structure for the hypochlorite anion
次氯酸根離子
IUPAC名
Hypochlorite
系統名
chlorate(I)
識別
CAS號 14380-61-1  checkY
PubChem 61739
ChemSpider 55632
SMILES
 
  • [O-]Cl
InChI
 
  • 1/ClO/c1-2/q-1
InChIKey WQYVRQLZKVEZGA-UHFFFAOYAZ
Gmelin 682
UN編號 3212
ChEBI 29222
若非註明,所有數據均出自標準狀態(25 ℃,100 kPa)下。

次氯酸鹽次氯酸的鹽,含有次氯酸根離子ClO,其中氯的氧化態為+1。次氯酸鹽常以溶液態存在,不穩定,會發生歧化反應生成氯酸鹽氯化物。見光分解為氯化物氧氣。常見的次氯酸鹽包括次氯酸鈉漂白劑)和次氯酸鈣漂白粉),都是很強的氧化劑,可與很多有機化合物強烈放熱反應,可能發生燃燒。可氧化化合物為高錳酸鹽。次氯酸根中的 Cl-O 鍵長是 210 pm。[1]

次氯酸酯是次氯酸成的,含有-OCl基團。次氯酸的例子有次氯酸叔丁酯,一種有用的氯化劑。[2]

大部分次氯酸鹽都以水溶液存在。它們的主要用處是漂白劑消毒劑水處理。它們也可以用來氯化氧化其它分子。

反應

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和酸的反應

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次氯酸鹽和酸反應形成次氯酸,並和氯氣形成平衡。在高pH下平衡會趨向左邊:

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

穩定性

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次氯酸鹽普遍不穩定,只能存在於溶液。次氯酸鋰 LiClO、次氯酸鈣 Ca(ClO)2次氯酸鋇 Ba(ClO)2 已經得到了純的無水物。它們都是固體。剩下的都只能以水合物或水溶液的形式存在。一般來說,水溶液越稀就越穩定。對於鹼土金屬次氯酸鹽的性質推測是不可能的,因為大部分次氯酸鹽都仍未合成。次氯酸鈹不存在。純的次氯酸鎂不存在,不過 Mg(OH)ClO 是已知的。[3] 次氯酸鈣的生產已是工業級的了,穩定性也較好。次氯酸鍶,化學式 Sr(ClO)2的性質不確明,其穩定性也不明確[4]

加熱時,次氯酸鹽分解成氯化物氧氣氯酸鹽

ClO
→ 2 Cl
+ O
2
ClO
→ 2 Cl
+ ClO
3

這個反應是放熱的,因此對於純的 LiClO 和Ca(ClO)2可以導致熱失控,可能會爆炸。[5][6]

鹼金屬次氯酸鹽隨着族往下,越來越不穩定。無水次氯酸鋰在室溫下穩定。不過,次氯酸鈉已經不能合成到比五水物 (NaClO·(H2O)5)更干的次氯酸鈉了。它在 0 °C以上是不穩定的,[7] 儘管作為家用漂白劑的稀次氯酸鈉溶液具有更好的穩定性。次氯酸鉀 (KClO) 只在溶液中存在。[3]

鑭系元素次氯酸鹽不穩定。不過,有報告稱它們的無水物比水合物更穩定。[8] 次氯酸鹽可以把氧化態從 +3 氧化到+4。[9]

次氯酸本身就是不穩定的,會分解成氯氣

和氨的反應

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次氯酸鹽和氨反應,形成氯胺 (NH
2
Cl
),之後是二氯胺 (NHCl
2
),最後是三氯化氮 (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

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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

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所有已知的次氯酸鹽(如次氯酸鈉次氯酸銀等)都可溶於水,加熱時分解。[11]

參見

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參考資料

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  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. (原始內容存檔於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 (英語). 
  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]. (原始內容存檔於2021-11-27).