Хлорати

Матеріал з Вікіпедії — вільної енциклопедії.
Перейти до: навігація, пошук
Хлорат-Аніон
Хлорат-Аніон при врахуванні правила октету

Хлора́ти — група хімічних сполук, солі хлоратної кислоти HClO3. Дані сполуки є білими, легкорозчинними кристалами. При спіканні проявляють сильні окисні властивості і дещо менші у розчинах. Хлорати мають здатність до детонації і є токсичними речовинами.

Застосовуються в якості окисників у піротехніці, у синтезі ClO2 та як гербіциди.

Хлорат-аніон має структуру тригональної піраміди (d(Cl-О) = 0,1452-0,1507 нм, кут O-Cl-O = 106°). Аніон ClO3 не утворює ковалентних зв'язків через атом О і не схильний утворювати координаційні зв'язки.

Будова та фізичні властивості[ред.ред. код]

Хлорати є, як правило, кристалічними речовинами, розчинними у воді та деяких полярних органічних розчинниках. В твердому стані при кімнатній температурі досить стабільні. При нагріванні в присутності каталізатору розкладаються з виділенням кисню.

З горючими речовинами можуть утворювати вибухові суміші. Хлорати є сильними окисниками як у розчині, так і в твердому стані: суміші безводних хлоратів із сіркою, вугіллям та іншими відновниками, вибухають при швидкому нагріванні і ударі. Хлорати металів змінної валентності зазвичай нестійкі і схильні до вибухового розпаду. Всі хлорати лужних металів розкладаються з виділенням великої кількості тепла на хлориди і кисень, з проміжним утворенням перхлоратів.

Хлорати більшості металів отримані у вигляді гідратів, в безводному стані виділені хлорати лужних та лужноземельних металів, Ag, Tl(I), Pb(II), а також NH4ClO3, N(CH3)4ClO3.

Одержання[ред.ред. код]

У промислових масштабах хлорати (в першу чергу, натрію та меншою мірою калію) добувають шляхом електролізу водних розчинів відповідних хлоридів:

\mathrm{ NaCl + 3H_2O \xrightarrow{40-90^oC, electrolysis} NaClO_3 (anode) + 3H_2 \uparrow (cathode)}

Менш поширені хлорати, наприклад, хлорати важких металів, добувають реакцією обміну:

\mathrm{ BaCl_2 + KClO_3 \xrightarrow{} Ba(ClO_3)_2 + 2KCl}

Практично втратив своє значення давній спосіб отримання хлоратів, який полягає у пропусканні хлору крізь розчини гідроксидів металів. Реакцію проводять із гарячими розчинами, в іншому випадку замість хлоратів утворюватимуться гіпохлорити.

\mathrm{ 6Ca(OH)_2 + 3Cl_2 \xrightarrow{t^o} CaClO_3 + 5KCl + 3H_2O}

Хімічні властивості[ред.ред. код]

При нагріванні хлорати розкладаються; продукти реакції залежать від умов: просте нагрівання спричинює диспропорціонують з утворенням хлоридів та перхлоратів, а в присутності каталізатору (MnO2) утворюються хлорид металу та виділяється кисень:

\mathrm{ 4LiClO_3 \xrightarrow{270^oC} 3LiClO_4 + LiCl}
\mathrm{ 2LiClO_3 \xrightarrow{250-400^oC,\; MnO_2} 2LiCl + 3O_2}

При взаємодії солей з концентрованою хлоридною кислотою виділяється хлор:

\mathrm{ Ba(ClO_3)_2 + 12HCl \xrightarrow{} BaCl_2 + 6Cl_2 + 6H_2O}

Реакція хлоратів із відновниками (на кшталт метанолу або діоксиду сірки) є основою для синтезу оксиду хлору(IV):

\mathrm{ 2NaClO_3 + CH_3OH  + H_2SO_4\xrightarrow{} 2ClO_2 + Na_2SO_4 + HCHO + 2H_2O}
\mathrm{ 2NaClO_3 + SO_2 + H_2SO_4 \xrightarrow{} 2ClO_2 + 2NaHSO_4}

Застосування[ред.ред. код]

Основним застосуванням хлоратів є синтез оксиду хлору(IV) для відбілювання тканин і паперу. Деякі хлорати, наприклад, хлорат амонію NH4ClO3, використовуються в якості окисників у виробництві твердих пропелентів та очистці урану.

Хлорат калію широко використовується у виготовленні піротехніки, сірників, косметики тощо. Над більш поширеним хлоратом натрію він має перевагу у значно меншій гігроскопічності. Хлорат кальцію знайшов застосування в якості гербіциду.

Також із хлоратів добувають невеликі кількості кисню для потреб лабораторій.

Див. також[ред.ред. код]

Посилання[ред.ред. код]

Джерела[ред.ред. код]

  • P. Wintzer. Chlorine Oxides and Chlorine Oxygen Acids // Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry (6th ed.). — Weinheim : Wiley-VCH, 2005. — P. 21—34. — doi:10.1002/14356007.a06_483. (англ.)
  • Луцевич Д. Д. Довідник з хімії / За ред. акад. Б. С. Зіменковського. — Львів : НВФ «Українські технології», 2003. — 282 c.
  • Реми Г. Курс неорганической химии: в 2 т. / Пер. с нем., под ред. А. В. Новоселовой. — М. : ИИЛ, 1963. — Т. 1. — 922 с. (рос.)