Clorito
El ion clorito, o anión de dióxido de cloro, es la halita con la fórmula química de ClO−
2 . Un clorito (compuesto) es un compuesto que contiene este grupo, con cloro en el estado de oxidación de +3. Los cloritos también se conocen como sales de ácido cloroso.
Compuestos
El ácido libre, ácido cloroso HClO2, es el oxoácido menos estable del cloro y solo se ha observado como una solución acuosa a bajas concentraciones. Como no se puede concentrar, no es un producto comercial. Los compuestos de metales alcalinos y alcalinotérreos son todos incoloros o de color amarillo pálido, siendo el clorito de sodio (NaClO2) el único clorito comercialmente importante. Cloritos de metales pesados (Ag+, Hg+, Tl+, Pb2+, y también Cu2+ y NH+
4) son inestables y se descomponen explosivamente con calor o golpes.
El clorito de sodio se deriva indirectamente del clorato de sodio, NaClO3. En primer lugar, el dióxido de cloro gaseoso, explosivamente inestable, ClO2 se produce reduciendo el clorato de sodio con un agente reductor adecuado como metanol, peróxido de hidrógeno, ácido clorhídrico o dióxido de azufre.
Estructura y propiedades
El ion clorito adopta una geometría molecular torcida, debido a los efectos de los pares solitarios en el átomo de cloro, con un ángulo de enlace O-Cl-O de 111° y longitudes de enlace Cl-O de 156 pm. El clorito es el oxidante más fuerte de los oxianiones de cloro sobre la base de potenciales de media celda estándar.
| Ion | Reacción acídica | E° (V) | Reacción neutra/básica | E° (V) |
|---|---|---|---|---|
| Hipoclorito | H+ + HOCl + e− → 1.2Cl2()g) + H2O | 1.63 | ClO− + H2O + 2 e− → Cl− + 2 OH− | 0.89 |
| Chlorite | 3 H+ + HOClO + 3 e− → 1.2Cl2()g) + 2 H2O | 1.64 | ClO− 2 + 2 H2O + 4 e− → Cl− + 4 OH− | 0,78 |
| Chlorate | 6 H+ + ClO− 3 + 5 e− → 1.2Cl2()g) + 3 H2O | 1.47 | ClO− 3 + 3 H2O + 6 e− → Cl− + 6 OH− | 0.63 |
| Perchlorate | 8 H+ + ClO− 4 + 7 e− → 1.2Cl2()g) + 4 H2O | 1.42 | ClO− 4 + 4 H2O + 8 e− → Cl− + 8 OH− | 0,56 |
Usos
El clorito más importante es el clorito de sodio (NaClO2); se utiliza en el blanqueo de textiles, pulpa y papel; sin embargo, a pesar de su naturaleza fuertemente oxidante, a menudo no se usa directamente sino que se usa para generar la especie neutra dióxido de cloro (ClO2), normalmente a través de una reacción con HCl:
- 5 NaClO2 + 4 HCl → 5 NaCl + 4 ClO2 + 2 H2O
Otros oxianiones
Existen varios oxianiones de cloro, en los que puede asumir estados de oxidación de −1, +1, +3, +5 o +7 dentro de los aniones correspondientes Cl−, ClO −, ClO−
2, ClO−
3, o ClO−
4, conocidos común y respectivamente como cloruro, hipoclorito, clorito, clorato y perclorato. Estos son parte de una familia más grande de otros óxidos de cloro.
| Estado de oxidación | −1 | + 1 | +3 | +5 | +7 |
|---|---|---|---|---|---|
| Anion llamado | cloruro | hipoclorito | clorito | clorado | perclorado |
| fórmula | Cl− | ClO− | ClO− 2 | ClO− 3 | ClO− 4 |
| estructura |  |  |  |  |  |
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