Хлори́ты — группа химических соединений , соли хлористой кислоты H Cl O ₂ . Хлорит-анион имеет треугольную структуру (d(ClO) = 0,155 нм, угол OClO = 111 ^o ).

Получение

Хлориты получаются в смеси с хлоратами при взаимодействии диоксида хлора с растворами щелочей:

${\displaystyle {\mathsf {2ClO_{2}+2KOH\rightarrow KClO_{2}+KClO_{3}+H_{2}O}}}$

Чистые хлориты без примесей хлоратов можно получить реакцией между диоксида хлора и пероксидом натрия :

${\displaystyle {\mathsf {2ClO_{2}+Na_{2}O_{2}\rightarrow 2NaClO_{2}+O_{2}}}}$

Свойства

Хлориты представляют собой белые или желтоватые кристаллы. Они обычно хорошо растворимы в воде, за исключением жёлтых Ag(ClO ₂ ) ₂ и Pb(ClO ₂ ) ₂ . Хлориты устойчивы при обычных условиях в безводном состоянии и в водном растворе. Твёрдые хлориты, особенно соли тяжёлых металлов, при нагревании или ударе разлагаются со взрывом.

Щелочные растворы хлоритов устойчивы в темноте, но разлагаются на свету:

${\displaystyle {\mathsf {6ClO_{2}^{-}\rightarrow 2ClO_{3}^{-}+4Cl^{-}+3O_{2}}}}$

В кислой среде разложение на свету протекает по реакции:

${\displaystyle {\mathsf {10ClO_{2}^{-}\rightarrow 8Cl^{-}+2ClO_{4}^{-}+3O_{2}}}}$

Термическая стабильность хлоритов щелочных металлов возрастает от Cs к Li, в отличие от большинства щелочных солей кислородных кислот.

Xлориты являются сильными окислителями. В кислой среде они способны окислить Вr ⁻ до Вr ₂ , и NO ₂ ⁻ до NO ₃ ⁻ (но не реагирует с N ₂ O), пероксид водорода хлориты окисляют до О ₂ .

Применение

Хлориты используются для отбеливания. Наибольшее значение получил хлорит натрия NaClO ₂ .

Примеры

• Хлорит свинца(II)
• Хлорит серебра

Литература

• Ахметов Н. С. «Общая и неорганическая химия» М.: Высшая школа, 2001
• Реми Г. «Курс неорганической химии» М.: Иностранная литература, 1963