次氯酸盐
| 次氯酸盐 | |
|---|---|
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| IUPAC名 Hypochlorite | |
| 系统名 chlorate(I) | |
| 识别 | |
| CAS号 | 14380-61-1 
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| PubChem | 61739 |
| ChemSpider | 55632 |
| SMILES |
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| InChI |
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| 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，化学式 Sr(ClO)2的性质不确明，其稳定性也不明确[4]。
- 2 ClO−
→ 2 Cl−
+ O
2 - 3 ClO−
→ 2 Cl−
+ ClO−
3
这个反应是放热的，因此对于纯的 LiClO 和Ca(ClO)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 (NaClO·(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 (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。[8] 次氯酸盐可以把铈的氧化态从 +3 氧化到+4。[9]
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)。[10]
- NH
3 + ClO−
→ HO−
+ NH
2Cl
- NH
2Cl + ClO−
→ HO−
+ NHCl
2
- NHCl
2 + ClO−
→ HO−
+ NCl
3
检验
次氯酸盐有氧化能力，能漂白石蕊纸。次氯酸盐跟盐酸会生成黄绿色的氯气。
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。[11]
参见
参考资料
- ^ 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.
- ^ 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）.
- ^ 3.0 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.
- ^ Ropp, Richard. Encyclopedia of the Alkaline Earth Compounds. Newnes. 2012: 76. ISBN 978-0444595539.
- ^ Ropp, Richard C. Encyclopedia of the alkaline earth compounds. Oxford: Elsevier Science. 2012-12-31: 75. ISBN 978-0444595539.
- ^ 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.
- ^ Brauer, G. Handbook of Preparative Inorganic Chemistry; Vol. 1 2nd. Academic Press. 1963: 309.
- ^ 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.
- ^ V. R. Sastri; et al. Modern Aspects of Rare Earths and their Complexes. 1st. Burlington: Elsevier. 2003: 38. ISBN 978-0080536682.
- ^ Greenwood, Norman Neill; Earnshaw, Alan. Chemistry of the elements. 2016. ISBN 978-0-7506-3365-9. OCLC 1040112384 （英语）.
- ^ 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）.