Clorit (anion)

Acest articol se referă la un anion și sărurile asociate. Pentru alte sensuri, vezi Clorit (dezambiguizare).

Cloritul este anionul provenit de la acidul cloros și are formula ClO₂^–, astfel că atomul central de clor are numărul de oxidare +3. Cloriții sunt compușii chimici ionici care conțin anionul clorit, fiind sărurile cu metale ale acidului cloros (de exemplu, clorit de potasiu KClO₂ sau clorit de sodiu NaClO₂).

Compuși

Acidul cloros liber (HClO₂) este cel mai puțin stabil oxoacid al clorului și există doar în soluții apoase diluate; din acestă cauză, nu există ca produs comercial. Sărurile sale cu metale alcaline și alcalino-pământoase sunt fie incolore, fie au culoarea galben deschis; cloritul de sodiu (NaClO₂) este singurul produs comercial. Cloriții metalelor grele (Ag⁺, Hg⁺, Tl⁺, Pb²⁺), precum și cei ai cuprului și amoniului sunt instabili și explodează la încălzire sau șoc mecanic.^[1]

Cloritul de sodiu derivă indirect din cloratul de sodiu, NaClO₃. Într-o primă etapă, prin reducerea cloratului de sodiu într-o soluție puternic acidă cu un agent reducător (de exemplu dioxid de sulf, acid clorhidric etc.) se formează dioxidul de clor (ClO₂), un gaz exploziv incolor.

Structură și proprietăți

Geometria ionului clorit este aceea de tetraedru deformat, datorată efectului de respingere dintre perechile de electroni neîmperechiați, cu un unghi O–Cl–O de 111° și o lungime a legăturii Cl–O de 1,56 Å. În baza potențialului de semielectrod, ionul clorit este cel mai puternic agent oxidant dintre oxoacizii clorului.

Structura cloritului de amoniu, NH₄ClO₂

Ion	Reacție în mediu acid	E° (V)	Reacție în mediu neutru/bazic	E° (V)
Hipoclorit	H⁺ + HOCl + e⁻ → 1/2 Cl₂(g) + H₂O	1,63	ClO⁻ + H₂O + 2 e⁻ → Cl⁻ + 2 OH⁻	0,89
Clorit	3 H⁺ + HOClO + 3 e⁻ → 1/2 Cl₂(g) + 2 H₂O	1,64	ClO− 2 + 2 H₂O + 4 e⁻ → Cl⁻ + 4 OH⁻	0,78
Clorat	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
Perclorat	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

Utilizări

Structura cloritului de calciu, Ca(ClO₂)₂

Cel mai important clorit este acela de sodiu (NaClO₂), cu aplicații în industra celulozei și hârtiei. De asemenea, în ciuda caracterului său puternic oxidant, se folosește adesea pentru a genera specii neutre de dioxid de clor (ClO₂), deobicei prin reducere cu acid clorhidric:

5 NaClO₂ + 4 HCl → 5 NaCl + 4 ClO₂ + 2 H₂O

Alți oxoanioni ai clorului

Alături de acidul clorhidric, sunt cunoscuți patru oxoanioni ai clorului: ClO⁻ (hipoclorit, în care clorul prezintă starea de oxidare +1), ClO₂⁻,(clorit, în care clorul prezintă starea de oxidare +3) ClO₃⁻ (clorat, în care clorul prezintă starea de oxidare +5) și ClO₄⁻ (perclorat, în care clorul prezintă starea de oxidare +7)

Starea de oxidare a clorului	−1	+1	+3	+5	+7
denumirea anionului	clorură	hipoclorit	clorit	clorat	perclorat
formulă	Cl⁻	ClO⁻	ClO− 2	ClO− 3	ClO− 4
structură

Vezi și

Note

^ Greenwood, N.N.; Earnshaw, A. (2006). Chemistry of the elements (2nd ed.). Oxford: Butterworth-Heinemann. p. 861

Legături externe

Materiale media legate de clorit la Wikimedia Commons

[1] Greenwood, N.N.; Earnshaw, A. (2006). Chemistry of the elements (2nd ed.). Oxford: Butterworth-Heinemann. p. 861

[1]