Diossido di cloro - Wikipedia

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Diossido di cloro
Nome IUPAC
diossido di cloro
Caratteristiche generali
Formula bruta o molecolare	ClO2
Peso formula (u)	67.45
Aspetto	gas giallo-rosso pallido, con odore pungente
Numero CAS	10049-04-4
Numero EINECS	233-162-8
PubChem	24870
DrugBank	DBDB12453
SMILES	O=Cl[O]
Proprietà chimico-fisiche
Densità (g/l, in c.s.)	1,6 kg/L (a 0 °C, liquido)
Solubilità in acqua	8 g/L
Temperatura di fusione	−59 °C (214 K)
Temperatura di ebollizione	11 °C (284 K)
Tensione di vapore (Pa) a 293 K	101000
Proprietà termochimiche
ΔfH0 (kJ·mol−1)	104.60 kJ/mol
Proprietà tossicologiche
DL50 (mg/kg)	292 (ORL MUS)[1]
Indicazioni di sicurezza
TLV (ppm)	0.1 ppm
Simboli di rischio chimico
pericolo
Frasi H	270 - 330 - 314 - 400 [2]
Consigli P	---
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Il diossido di cloro è un gas di colore giallo-verde pallido con formula chimica ClO₂. Solidifica a −59 °C in cristalli arancioni. Come molti altri ossidi di cloro, è un potente ossidante ed è utilizzato nel candeggiamento e nel trattamento delle acque per la disinfezione.

Il composto viene utilizzato principalmente (più del 95%) nello sbiancamento della cellulosa e della farina e nel trattamento delle acque.

Nel 1956 a Bruxelles viene sostituito il cloro con il biossido nel trattamento delle acque. Adesso viene usato come ossidante finale nella potabilizzazione. Rispetto al più economico ipoclorito, non produce trialometani per reazione con i fenoli derivanti dalla decomposizione degli acidi umici; viene inoltre diminuita la formazione di bromati.
Il diossido di cloro ha un'azione disinfettante migliore del cloro in acque a pH neutro, riesce a controllare meglio i batteri della legionella e diversi virus, ed è anche meno corrosivo. L'unico inconveniente è la produzione di cloriti.

È anche utilizzato nella disinfezione dell'aria; fu ad esempio l'agente chimico principale impiegato nelle minacce di contaminazione con antrace del 2001 negli Stati Uniti. Recentemente, dopo l'uragano Katrina a New Orleans, il diossido di cloro è stato usato per disinfettare la pericolosa melma che inondò le case.

La molecola ClO₂ ha un numero dispari di elettroni di valenza e quindi è un radicale paramagnetico. Si tratta di un insolito "esempio di molecola con elettroni spaiati stabile alla dimerizzazione" (l'ossido nitrico è un altro esempio).

Nel 1933, Lawrence O. Brockway, studente di Linus Pauling, propose una struttura che prevedeva un legame a tre elettroni e due legami singoli. Tuttavia, Pauling nella sua Chimica generale mostra un doppio legame per un ossigeno e un legame singolo più un legame a tre elettroni per l'altro. La struttura del legame di valenza sarebbe rappresentata come l'ibrido di risonanza descritto da Pauling. Il legame a tre elettroni rappresenta un legame più debole del doppio legame. Nella teoria degli orbitali molecolari questa idea è comune se il terzo elettrone è posto in un orbitale di antilegame. Lavori successivi hanno confermato che l'orbitale molecolare più alto occupato è effettivamente un orbitale di antilegame incompletamente riempito.

Una cella unitaria del cristallo ortorombico del ClO₂ mostrata in una direzione arbitraria.

La struttura cristallina del ClO₂ è ortorombica e presenta la simmetria del gruppo spaziale Pbca.

In laboratorio, questo ossido è preparato dall'ossidazione del clorito di sodio:

2 NaClO₂ + Cl₂ → 2 ClO₂ + 2 NaCl

Oltre il 95% del diossido di cloro è prodotto dal clorato di sodio.

È prodotto con grande efficienza riducendo il clorito di sodio in una soluzione a pH molto basso con un agente riducente, quale l'acido cloridrico o l'anidride solforosa. La reazione tra il clorito di sodio e l'acido cloridrico è illustrata di seguito:

HClO₃ + HCl → HClO₂ + HClO

HClO₃ + HClO₂ → 2 ClO₂ + Cl₂ + 2 H₂O

HOCl + HCl → Cl₂ + H₂O

Una parte più piccola di diossido di cloro è utilizzata come disinfettante. Può essere anche prodotta dall'elettrolisi di una soluzione di clorito di sodio:

2 NaClO₂ + 2 H₂O 2 ClO₂ + 2 NaOH + H₂

In alternativa, si può produrre in laboratorio riscaldando una miscela di clorato di potassio e acido ossalico:

2 KClO₃ + H₂C₂O₄ → 2 ClO₂ + K₂CO₃ + CO₂ + H₂O

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• (EN) chlorine dioxide, su Enciclopedia Britannica, Encyclopædia Britannica, Inc.

V · D · M Ossidi

D2O H2O                                 He Li2O BeO   B2O3 CO CO2 C2O3 NO · NO2 N2O · N2O3 N2O4 · N2O5 O F2O Ne Na2O MgO   Al2O3 SiO SiO2 PO · P2O3 P2O4 · P4O10 SO2 SO3 ClO2 · Cl2O Cl2O3 · Cl2O4 Cl2O6 · Cl2O7 Ar K2O CaO Sc2O3 TiO Ti2O3 TiO2 V2O3 VO2 V2O5 CrO · Cr2O3 CrO2 · CrO3 MnO · Mn3O4 Mn2O3 · Mn5O8 MnO2 · MnO3 Mn2O7 FeO Fe2O3 Fe3O4 CoO Co3O4 Co2O3 NiO Cu2O CuO ZnO Ga2O Ga2O3 GeO GeO2 As2O3 As2O5 SeO2 SeO3 BrO2 Br2O3 Br2O5 Kr Rb2O SrO Y2O3 ZrO2 NbO NbO2 MoO2 MoO3 Mo2O3 Tc2O7 Ru2O3 · RuO2 RuO3 · RuO4 Rh2O3 RhO2 PdO AgO CdO In2O3 SnO SnO2 Sb2O3 TeO TeO2 TeO3 I2O4 · I2O5 I2O6 · I4O9 XeO3 Cs2O3 BaO * HfO2 Ta2O5 W2O3 · WO2 WO3 · W2O5 ReO2 ReO3 Re2O7 OsO2 OsO4 IrO2 IrO4 PtO2 Au2O3 Hg2O HgO Tl2O Tl2O3 PbO PbO2 Pb3O4 Bi2O3 BiO2 Bi2O5 PoO PoO2 PoO3 At Rn Fr Ra ** Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Nh Fl Mc Lv Ts Og     ↓   * La2O3 Ce2O3 Ce3O4 CeO2 Pr2O3 PrO2 Pr6O11 Nd2O3 Pm2O3 Sm2O3 Eu2O3 Gd2O3 Tb2O3 Tb4O7 TbO2 Dy2O3 Ho2O3 Er2O3 Tm2O3 Yb2O3 Lu2O3   ** Ac2O3 ThO ThO2 PaO2 Pa2O5 UO2 · U2O5 U3O8 · UO3 UO4 · UO6 NpO2 PuO2 Am2O3 AmO2 Cm2O3 CmO2 Bk2O3 Cf2O3 CfO2 Es Fm Md No Lr

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