次氯酸盐

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  checkY
PubChem 61739
ChemSpider 55632
SMILES
 
  • [O-]Cl
InChI
 
  • 1/ClO/c1-2/q-1
InChIKey WQYVRQLZKVEZGA-UHFFFAOYAZ
Gmelin 682
UN编号 3212
ChEBI 29222
若非注明，所有数据均出自标准状态（25 ℃，100 kPa）下。

次氯酸盐是次氯酸的盐，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和氯化物。见光分解为氯化物和氧气。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。可氧化锰化合物为高锰酸盐。次氯酸根中的 Cl-O 键长是 210 pm。[1]

次氯酸酯是次氯酸成的酯，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、消毒剂和水处理。它们也可以用来氯化和氧化其它分子。

反应

和酸的反应

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：

2 H+
 + ClO−
 + Cl−
 ⇌ Cl
2 + H
2O

稳定性

次氯酸盐普遍不稳定，只能存在于溶液。次氯酸锂（LiClO）、次氯酸钙（Ca(ClO)2）和次氯酸钡（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)ClO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（Sr(ClO)2）的性质及稳定性都不明确。[來源請求]

加热时，次氯酸盐分解成氯化物、氧气和氯酸盐：

2 ClO−
 → 2 Cl−
 + O
2
3 ClO−
 → 2 Cl−
 + ClO−
3

这个反应是放热的，因此纯的LiClO和Ca(ClO)2会导致热失控，可能会爆炸。[4]

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 (NaClO·(H2O)5)更干的次氯酸钠了。它在 0 °C以上是不稳定的，[5] 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 (KClO) 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。[6] 次氯酸盐可以把铈的氧化态从 +3 氧化到+4。[7]

次氯酸本身就是不稳定的，会分解成氯气。

和氨的反应

次氯酸盐和氨反应，形成氯胺 (NH
2Cl)，之后是二氯胺 (NHCl
2)，最后是三氯化氮 (NCl
3)。[8]

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

檢驗

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

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。[9]

参见

参考资料

  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. ^ 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. 
  5. ^ Brauer, G. Handbook of Preparative Inorganic Chemistry; Vol. 1 2nd. Academic Press. 1963: 309. 
  6. ^ 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. 
  7. ^ V. R. Sastri; et al. Modern Aspects of Rare Earths and their Complexes. 1st. Burlington: Elsevier. 2003: 38. ISBN 978-0080536682. 
  8. ^ Greenwood, Norman Neill; Earnshaw, Alan. Chemistry of the elements. 2016. ISBN 978-0-7506-3365-9. OCLC 1040112384 （英语）. 
  9. ^ 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）.