Oxoanions de chlore

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Les oxoanions de chlore sont des ions polyatomiques chargés négativement constitués de chlore et d’oxygène. L’atome de chlore est dans un état d’oxydation positif impair, et l’atome est entouré d’atomes d’oxygène et de paires d’électrons solitaires. Ils sont tous oxydants, mais leur stabilité varie, et certains peuvent avoir des tendances réductrices. Les quatre types d’oxoanions de chlore sont les hypochlorites, les chlorites, les chlorates et les perchlorates.

Hypochlorite : Formule ClO-
Chlorite : Formule ClO2-
Chlorate : Formule ClO3-
Perchlorate : Formule ClO4-

Propriétés générales

Les oxoanions du chlore sont tous assez inhabituels dans leurs propriétés. Au fur et à mesure que la teneur en oxygène de l’anion augmente, la capacité d’oxydation de l’ion diminue en fait, car ils deviennent des oxydants cinétiquement plus pauvres. Les anions plus oxygénés sont plus stables en ce qui concerne l’oxydation et la réduction. Avec un léger chauffage, les hypochlorites se disproportionneront en chlorates et chlorures, et les chlorates se disproportionneront en perchlorates et chlorures. Les perchlorates se transformeront en chlorures, avec la perte d’oxygène, en présence d’une chaleur intense et ou d’un agent réducteur.

Disponibilité

Les hypochlorites sont vendus sous forme de solutions de blanchiment (hypochlorite de sodium) ou de poudres (hypochlorite de calcium). Les chlorites sont également disponibles sous forme d’eau de Javel industrielle. Les chlorates et les perchlorates sont parfois disponibles comme désherbants, bien que la plupart aient été progressivement abandonnés, en raison du risque d’incendie et de leur utilisation dans les attentats terroristes.

Préparation

Les sels d’oxoanion de chlore peuvent être préparés par électrolyse d’un chlorure de métal alcalin et de tensions spécifiques.

Projets

Poudre flash
Faire du chlore

Manipulation

Sécurité

Les hypochlorites et les chlorites libèrent du chlore et ou du dioxyde de chlore au contact d’un acide fort, qui sont hautement toxiques. Ils ont également tendance à se décomposer lentement, donnant les produits gazeux ci-dessus ainsi que des chlorates. Les chlorates et les perchlorates sont des oxydants puissants et doivent être tenus à l’écart de tout agent réducteur et de tout composé organique. Ils sont également toxiques en cas d’ingestion et peuvent affecter la glande thyroïde.

Stockage

Les hypochlorites et les chlorites sont instables, et doivent être conservés dans des bouteilles en plastique. Les chlorates et les perchlorates sont plus stables, et peuvent être conservés dans des bouteilles en verre ou en plastique.

Élimination

Les hypochlorites et les chlorites peuvent être neutralisés avec du sulfite de sodium ou de potassium, du thiosulfate ou du métabisulfite. Les chlorates peuvent également être neutralisés avec des sulfites, métabisulfites ou thiosulfates acidifiés, bien qu’un mélange d’acide sulfurique et de sulfate d’ammonium ferreux puisse également être utilisé. Les perchlorates sont un peu plus compliqués à neutraliser en toute sécurité. Un agent réducteur fort, comme du fer en poudre, ajouté à une solution aqueuse contenant le perchlorate et exposé à une forte lumière UV, réduira le perchlorate en chlorure. Le chauffage des perchlorates avec du fer élémentaire à 200 °C pendant une heure a détruit 98 % du perchlorate.