Хлорит
Группа веществ: Анионы

ClO₂^-

Хлориты – соли хлористой кислоты НСlO₂, бесцветные или желтоватые кристаллы, устойчивы при обычных условиях в безводном состоянии и в водном растворе. В анионе ClO₂^- в зависимости от конкретной кристаллической решетки длина связей Сl–О 0,1540-0,1570 нм, угол ОСlO 108,2-110,5°. Хлористая кислота НСlО₂ – слабая неустойчивая кислота, при 25 °С рКа 1,94; ∆H^oобр в бесконечно разбавленном водном растворе -53,6 кДж/моль; за 9 ч при 40 °С и рН 4 распадается на 7%, а при рН 2 – на 80%:

4НСlO₂ → НСlO₃ + 2СlO₂ + НСl + Н₂О

Щелочные растворы хлорита в темноте вполне устойчивы даже при кипячении, однако под действием света идет реакция:

6СlO₂^- → 2СlO₃^- + 4Сl^- + 3О₂

В кислой среде фотохимический распад идет по схеме:

10СlO₂^- → 2СlO₃^- + 6Сl^- + 2СlO₄^- + 3О₂

За 30 мин облучения при рН 8,94 степень распада 50%, при рН 4,76 - 80%.

Xлориты – окислители, окислительно-восстановительный потенциал растет с уменьшением рН раствора. В кислой среде СlO₂^- окисляет Вr^- до Вr₂, NO₂^- и N₂O₂^2- – до NO₃^-, NO – до NO₂ (но не реагирует с N₂O), H₂O₂ – до О₂. Взаимодствие с I₂ протекает более сложно:

I₂ +10СlO₂^- + 4H⁺ → 2IO₃^- + 4Сl^- + 6СlO₂ + 2H₂О

При реакции ClO₂^- с Сl₂ также образуются СlО₂ и Сl^-. При рН≥11 гипохлорит-ион быстро и количественно окисляет ClO₂^- до ClO₃^-, именно поэтому хлорит отсутствуют в продуктах реакции Сl₂ с водными растворами щелочей. Но уже при рН<9 окисление гипохлоритом идет только до СlО₂:

2NaClO₂ + NaClO + Н₂О → 2СlO₂ + NaCl + 2NaOH

Эту реакцию используют в некоторых методах хлоритного беления.

Эту реакцию используют в некоторых методах хлоритного беления. Термическая стабильность хлоритов щелочных металлов растет не от Li к Cs, а от Cs к Li, что отличает хлориты от большинства солей кислородных кислот. При медленном нагревании и в изотермических условиях происходит сильно экзотермическое диспропорционирование без выделения газа (ЗМСlО₂ → 2МСlО₃ + МСl); LiClO₂ разлагается при 150-180 °С, КСlO₂ – при 135-160 °С, RbClO₂ – при 100-140 °С, CsClO₂ – при 50-100 °С. При быстром нагревании образуются МСl и О₂, в присутствии оксидов переходных металлов или примеси органических веществ реакция может принять взрывной характер.

Xлориты натрия NaClO₂ – кристаллы моноклинной сингонии (пространственная группа I2/а); плотность 2,468 г/см³; ∆H^oобр -311,3 кДж/моль; растворимость в воде при 25 °С 75,8 г в 100 г, в этаноле - 60 г/л. Ниже 37,4 °С из водных растворов выделяется в виде NaClO₂ •3H₂O - кристаллы триклинной сингонии (пространственная группа P1); ∆H^oобр -1197 кДж/моль. В промышленности NaClO₂ применяют для отбеливания тканей. Получают его восстановлением СlO₂ в щелочной среде. В качестве восстановителей используют уголь, цинковую пыль, Н₂О₂, РbО и т. п. Одно из технических названий NaClO₂ "текстон".

Токсичность хлоритов примерно такая же, как у хлоратов. Токсичная доза для человека менее 1 г на 1 кг массы, 10 г могут вызывать смерть.