Χλωριώδη
 | |
 | |
| Ονόματα | |
|---|---|
| ΟνοματολογίαIUPAC
Χλωριώδες | |
| Αναγνωριστικά | |
14998-27-7  | |
| ChemSpider | 170734 |
| Αριθμός_EC | 215-285-9 |
InChI=1S/ClHO2/c2-1-3/h(H,2,3)/p-1 Key: QBWCMBCROVPCKQ-UHFFFAOYSA-M | |
| Jmol 3Δ Πρότυπο | Image |
| PubChem | 197148 |
[O-][Cl+][O-] | |
| UNII | Z63H374SB6 |
CompTox Dashboard (EPA) |
|
| Ιδιότητες | |
| ClO− 2 | |
| Μοριακή μάζα | 67,452 |
| ΣυζυγέςΟξύ | Χλωριώδες οξύ |
Εκτός αν σημειώνεται διαφορετικά, τα δεδομένα αφορούν υλικά υπό κανονικές συνθήκες (25°C, 100 kPa). | |
| Infobox references | |
Το χλωριώδες (chlorite) ιόν, ή ανιόν διοξειδίου του χλωρίου, είναι το αλογονώδες με χημικό τύπο ClO−
2. Ένα χλωριώδες (ένωση) είναι μια ένωση που περιέχει αυτήν την ομάδα, με χλώριο στην κατάσταση οξείδωσης +3. Τα χλωριώδη είναι επίσης γνωστά ως άλατα του χλωριώδους οξέος.
Ενώσεις
[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]Το ελεύθερο οξύ, χλωριώδες οξύ HClO2, είναι το λιγότερο σταθερό οξοοξύ του χλωρίου και έχει παρατηρηθεί μόνο ως υδατικό διάλυμα σε χαμηλές συγκεντρώσεις. Δεδομένου ότι δεν μπορεί να συμπυκνωθεί, δεν αποτελεί εμπορικό προϊόν. Οι ενώσεις αλκαλίων και αλκαλικών γαιών είναι όλες άχρωμες ή ωχροκίτρινες, με το χλωριώδες νάτριο (NaClO2) να είναι το μόνο εμπορικά σημαντικό χλωριώδες. Χλωριώδη βαρέα μέταλλα (Ag+, Hg+, Tl+, Pb2+ και επίσης Cu2+ και NH+
4) είναι ασταθή και αποσυντίθενται εκρηκτικά με θερμότητα ή καταπόνηση.[1]
Δομή και ιδιότητες
[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]Το χλωριώδες ιόν υιοθετεί μια καμπυλωμένη μοριακή γεωμετρία, λόγω των επιδράσεων των μονήρων ζευγών στο άτομο χλωρίου, με γωνία δεσμού O–Cl–O 111° και μήκη δεσμού Cl–O 156 pm.[1] Το χλωριώδες είναι το ισχυρότερο οξειδωτικό των οξυανιόντων χλωρίου με βάση τα τυπικά δυναμικά ημιστοιχείου.[2]
| Ιόν | Όξινη αντίδραση | E° (V) | Ουδέτερη/βασική αντίδραση | E° (V) |
|---|---|---|---|---|
| Υποχλωριώδες | H+ + HOCl + e− → 1⁄2 Cl2(g) + H2O | 1,63 | ClO− + H2O + 2 e− → Cl− + 2 OH− | 0,89 |
| Χλωριώδες | 3 H+ + HOClO + 3 e− → 1⁄2 Cl2(g) + 2 H2O | 1,64 | ClO− 2 + 2 H2O + 4 e− → Cl− + 4 OH− |
0,78 |
| Χλωρικό | 6 H+ + ClO− 3 + 5 e− → 1⁄2 Cl2(g) + 3 H2O |
1,47 | ClO− 3 + 3 H2O + 6 e− → Cl− + 6 OH− |
0,63 |
| Υπερχλωρικό | 8 H+ + ClO− 4 + 7 e− → 1⁄2 Cl2(g) + 4 H2O |
1,42 | ClO− 4 + 4 H2O + 8 e− → Cl− + 8 OH− |
0,56 |
Χρήσεις
[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]Το πιο σημαντικό χλωριώδες είναι το χλωριώδες νάτριο (NaClO2), που χρησιμοποιείται στη λεύκανση υφασμάτων, χαρτοπολτού και χαρτιού. Ωστόσο, παρά την έντονα οξειδωτική του φύση, δεν χρησιμοποιείται συχνά άμεσα, αλλά χρησιμοποιείται για την παραγωγή του ουδέτερου είδους διοξείδιο του χλωρίου (ClO2), συνήθως μέσω αντίδρασης με HCl:
- 5 NaClO2 + 4 HCl → 5 NaCl + 4 ClO2 + 2 H2O
Κίνδυνοι υγείας
[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]Το 2009, το Γραφείο Αξιολόγησης Κινδύνων για την Υγεία στο Περιβάλλον της Καλιφόρνια, ή OEHHA, δημοσίευσε έναν στόχο δημόσιας υγείας για τη διατήρηση ποσοτήτων κάτω των 50 μέρη ανά δισεκατομμύριο χλωριωδών στο πόσιμο νερό,[3] αφότου επιστήμονες στην πολιτεία ανέφεραν ότι η έκθεση σε υψηλότερα επίπεδα χλωριωδών επηρεάζει τη λειτουργία του σπέρματος και του θυρεοειδούς, προκαλεί έλκος στομάχου και προκαλεί βλάβη στα ερυθρά αιμοσφαίρια σε πειραματόζωα. [4] Ορισμένες μελέτες έχουν δείξει ότι σε ορισμένα επίπεδα χλωριωδών μπορεί επίσης να είναι καρκινογόνο.[5]
Το ομοσπονδιακό νόμιμο όριο στις Ηνωμένες Πολιτείες επιτρέπει χλωριώδη σε επίπεδα έως και 1.000 μερών ανά δισεκατομμύριο στο πόσιμο νερό, 20 φορές περισσότερο χλωριώδη από τον στόχο δημόσιας υγείας της Καλιφόρνια.[6]
Άλλα οξυανιόντα
[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]Υπάρχουν αρκετά οξυανιόντα χλωρίου, στα οποία μπορεί να λάβει αριθμούς οξείδωσης −1, +1, +3, +5 ή +7 εντός των αντίστοιχων ανιόντων Cl−, ClO−, ClO−
2, ClO−
3 ή ClO−
4, γνωστά κοινώς και αντίστοιχα ως χλωριούχο, υποχλωριώδες, χλωριώδες, χλωρικό και υπερχλωρικό. Αυτά αποτελούν μέρος μιας μεγαλύτερης οικογένειας άλλων οξειδίων του χλωρίου.
| αριθμός οξείδωσης | −1 | +1 | +3 | +5 | +7 |
|---|---|---|---|---|---|
| όνομα ανιόντος | χλωρίδιο | υποχλωριώδες | χλωριώδες | χλωρικό | υπερχλωρικό |
| τύπος | Cl− | ClO− | ClO− 2 |
ClO− 3 |
ClO− 4 |
| δομή |  |
 |
|
 |
 |
Παραπομπές
[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]- 1 2 Greenwood, N.N.· Earnshaw, A. (2006). Chemistry of the elements (2nd έκδοση). Oxford: Butterworth-Heinemann. σελ. 861. ISBN 0750633654.
- ↑ Πρότυπο:Cotton&Wilkinson5th
- ↑ «Final Public Health Goal for Chlorite». oehha.ca.gov. Ανακτήθηκε στις 8 Αυγούστου 2023.
- ↑ Group, Environmental Working. «EWG's Tap Water Database: Contaminants in Your Water». www.ewg.org (στα Αγγλικά). Ανακτήθηκε στις 8 Αυγούστου 2023.
- ↑ «Public Health Goal for Chlorite in Drinking Water» (PDF). oehha.ca.gov. Ανακτήθηκε στις 8 Αυγούστου 2023.
- ↑ US EPA, OW (13 Οκτωβρίου 2015). «Stage 1 and Stage 2 Disinfectants and Disinfection Byproducts Rules». www.epa.gov (στα Αγγλικά). Ανακτήθηκε στις 8 Αυγούστου 2023.
- Kirk-Othmer Concise Encyclopedia of Chemistry, Martin Grayson, Editor, John Wiley & Sons, Inc., 1985