Хлорати — Вікіпедія

Хлорати
Маса	1,4E−25 кг[1]
Спряжена кислота	Хлоратна кислота
Хімічна формула	ClO₃⁻
Канонічна формула SMILES	[O-]Cl(=O)=O[1]
Хлорати у Вікісховищі

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 як окисники в 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 ClO^–
₃ 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:

${\displaystyle \mathrm {NaCl+3H_{2}O{\xrightarrow {40-90^{o}C,electrolysis}}NaClO_{3}(anode)+3H_{2}\uparrow (cathode)} }$

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

${\displaystyle \mathrm {BaCl_{2}+KClO_{3}{\xrightarrow {}}Ba(ClO_{3})_{2}+2KCl} }$

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.

${\displaystyle \mathrm {6Ca(OH)_{2}+6Cl_{2}{\xrightarrow {t^{o}}}Ca(ClO_{3})_{2}+5CaCl_{2}+6H_{2}O} }$

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:

${\displaystyle \mathrm {4LiClO_{3}{\xrightarrow {270^{o}C}}3LiClO_{4}+LiCl} }$

${\displaystyle \mathrm {2LiClO_{3}{\xrightarrow {250-400^{o}C,\;MnO_{2}}}2LiCl+3O_{2}} }$

При взаємодії солей з концентрованою хлоридною кислотою виділяється хлор:

${\displaystyle \mathrm {Ba(ClO_{3})_{2}+12HCl{\xrightarrow {}}BaCl_{2}+6Cl_{2}+6H_{2}O} }$

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

${\displaystyle \mathrm {2NaClO_{3}+CH_{3}OH+H_{2}SO_{4}{\xrightarrow {}}2ClO_{2}+Na_{2}SO_{4}+HCHO+2H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {2NaClO_{3}+SO_{2}+H_{2}SO_{4}{\xrightarrow {}}2ClO_{2}+2NaHSO_{4}} }$

Застосування[ред. | ред. код]

Основним застосуванням хлоратів є синтез оксиду хлору(IV) для відбілювання тканин і паперу. Деякі хлорати, наприклад, хлорат амонію NH₄ClO₃, використовуються як окисники 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 застосовується як гербіцид.

Також із хлоратів добувають невеликі кількості кисню для потреб лабораторій.

Див. також[ред. | ред. код]

• Хлоратні вибухові речовини

Посилання[ред. | ред. код]

Вікісховище має мультимедійні дані за темою: Хлорати

• Potassium Chlorate from Bleach and Salt Substitute (англ.)

Джерела[ред. | ред. код]

• Wintzer P. Chlorine Oxides and Chlorine Oxygen Acids // Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. — 6th. — 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 / А. В. Новоселова. — М. : ИИЛ, 1963. — Т. 1. — 922 с. (рос.)

1. ↑ ^{а б} 14866-68-3
   d:Track:Q278487