Chloordioxide

Uit Wikipedia, de vrije encyclopedie
Ga naar: navigatie, zoeken
Chloordioxide
Structuurformule en molecuulmodel
Structuurformule van chloordioxide
Structuurformule van chloordioxide
Algemeen
Molecuulformule
     (uitleg)		 ClO2
IUPAC-naam chloor(IV)oxide
Molmassa 67,4518 g/mol
SMILES
O=Cl[O]
CAS-nummer 10049-04-4
EG-nummer 233-162-8
PubChem 24870
Beschrijving roodachtig geel giftig gas
Vergelijkbaar met chloor
Waarschuwingen en veiligheidsmaatregelen
Oxiderend Toxisch Milieugevaarlijk
[1]
H-zinnen R6, R8, R26, R34, R50[1]
P-zinnen S1, S2,S23, S26,S28,S36/37/39,S45,S61
Omgang niet inademen, contact en blootstelling vermijden
EG-Index-nummer 017-026-00-3
Fysische eigenschappen
Aggregatietoestand gasvormig
Kleur roodachtig geel
Dichtheid 3,01 × 10-3[2] g/cm³
Smeltpunt -59[2] °C
Kookpunt 11[2] °C
Oplosbaarheid in water 7,5[2] g/L
Thermodynamische eigenschappen
ΔfHog +104.60 kJ/mol
Sog, 1 bar 257.22 J/mol·K
Waar mogelijk zijn SI-eenheden gebruikt. Tenzij anders vermeld zijn standaardomstandigheden gebruikt. (298,15 K of 25 °C, 1 bar)
Portaal  Portaalicoon   Scheikunde

Chloordioxide is een anorganische verbinding met als brutoformule ClO2. Het is een rood-geel gas dat kristalliseert als oranje kristallen bij een temperatuur van −59°C. Het is één van een aantal oxiden van chloor en een van de weinige chloorverbindingen met een oxidatiegetal van +4. De verbinding is een krachtige oxidator die veel toepassing vindt in de drinkwaterreiniging en als bleekmiddel.

Inhoud

Toepassing[bewerken]

Chloordioxide wordt hoofdzakelijk (>95%) toegepast voor het bleken van houtpulp en in mindere mate van bloem. Daarnaast werd het gebruikt als in desinfectiemiddel van drinkwater. In 1944 nam de drinkwaterreiniging van Niagara Falls, New York het in gebruik om in water opgelost fenol te vernietigen. In 1956 stapte de stad Brussel over van chloor op chloordioxide voor de drinkwaterreiniging en daarmee begon de grootschalige toepassing. De stof wordt meestal gebruikt in een vooroxidatiestap om onzuiverheden te vernietigen die anders met chloor trihalomethanen zouden vormen. Deze stoffen staan onder verdenking kankerverwekkende bijproducten van de chlorering van drinkwater te zijn. Chloordioxide is ook beter dan chloor bij zuurtegraden boven pH=7 in aanwezigheid van ammonia en amines en het houdt de vorming van biofilm in waterleidingen beter onder controle. Chloordioxide wordt ook veel toegepast in industriële waterreiniging, in koeltorens en in voedselverwerking.

Het is minder corrosief dan chloor en houdt de legionellabacterie beter onder de knie. Hetzelfde geldt voor andere ziekenkiemen die door het water verspreid worden zoals virussen[3], bacteriën en protozoa – waaronder de cysten van Giardia en de oocysten van Cryptosporidium.

Het gebruik in drinkwaterzuivering leidt echter wel tot de vorming van chlorieten als bijproduct. In de Verenigde Staten is er een maximum gesteld van 1 pm aan deze stof. De Amerikaanse EPA beperkt het gebruik van chloordioxide tot de bewerking van water van relatief hoge kwaliteit of water dat behandeld gaat worden met coagulanten op basis van ijzer. Het chloriet wordt namelijk daardoor tot chloride gereduceerd. In Nederland wordt vanaf 2005 geen chloor meer gebruikt in drinkwaterzuivering.

De verbinding kan ook voor het ontsmetten van lucht gebruikt worden en is als zodanig ingezet bij de miltvuuraanval van 2001. Ook schimmels kunnen ermee bestreden worden en dit is in New Orleans toegepast na de watersnood veroorzaakt door Katrina.

Andere toepassingen zijn de vernietiging van fenol in afvalwater en de bestrijding van de zebra- en quaggamossel.

Bereiding[bewerken]

Chloordioxide is een sterk endotherme verbinding die heftig ontleden kan indien de stof geconcentreerd of geïsoleerd wordt. Bij de bereiding en het hanteren ervan wordt daarom meestal met verdunde preparaten gewerkt en vermeden dat het als gas vrijkomt.

In het lab kan ClO2 bereid worden door de oxidatie van natriumchloriet:[4]

2NaClO2 + Cl2 → 2ClO2 + 2 NaCl

Meer dan 95% van het chloordioxide toegepast in de wereld wordt echter bereid uit natriumchloraat. Het kan daaruit met hoge opbrengst gemaakt door reductie met een reductor als zoutzuur HCl of zwaveldioxide SO2.

HClO3 + HCl → HClO2 + HOCl
HClO3 + HClO2 → 2ClO2 + Cl2 + 2H2O
HOCl + HCl → Cl2 + H2O

Andere methoden zijn:

2NaClO2 + 2HCl + NaOCl → 2ClO2 + 3NaCl + H2O
5NaClO2 + 4HCl → 5NaCl + 4ClO2 + 2H2O

Erg zuiver chloordioxide kan ook vervaardigd worden door middel van elektrolyse

2NaClO2 + 2H2O   →   2ClO2 + 2NaOH + H2

Er is ook een gas:vaste stof methode die gasvormig zuiver ClO2 oplevert (7.7% in lucht of stikstof). Deze bereidingswijze gaat uit van verdund chloorgas en vast natriumchloriet:

2NaClO2 + Cl2   →   2ClO2 + 2NaCl

Er is een overzichtsartikel van bereidingswijzen.[5]

Omgang met chloordioxide[bewerken]

Bij een gehalte van meer dan 15% (bij volume) in lucht bij standaardomstandigheden ontleedt ClO2 spontaan en explosief in de elementen waaruit het is opgebouwd. De ontledingsreactie wordt door blootstelling aan licht op gang gebracht. Dit betekent dat de stof nooit in zuivere of geconcentreerde vorm gebruikt of gehanteerd wordt.

Meestal wordt er gewerkt met oplossingen van het gas met een concentratie van 0.5 tot 10 gram per liter. De oplosbaarheid neemt toe bij lagere temperatuur. Voor concentraties boven 3 g/l s het gebruikelijk gekoeld water van 5 °C te gebruiken bij de opslag. In veel landen is het verboden de stof te vervoeren en deze wordt dan ter plekke bereid.

'Gestabiliseerd chloordioxide'[bewerken]

Er zijn een aantal producten op de markt onder de naam "stabilized chlorine dioxide" (SCD). De meeste van deze oplossingen bevatten geen chloordioxide maar een gebufferde oplossing van natriumchloriet. Hieraan kan een zwak zuur toegevoegd worden om chloordioxide ter plekke te genereren.

Elektronische structuur[bewerken]

Vroege Beschrijving[bewerken]

Het chloordioxidemolecuul heeft een gebogen vorm met een bindingshoek van 117o en twee Cl-O bindingen van gelijke lengte (147 pm). De elektronische structuur die de binding verklaart heeft voor veel hoofdbrekens gezorgd. Het molecuul heeft 7+6+6=19 valentie-elektronen en omdat dit een oneven aantal is is het molecuul een paramagnetisch radicaal. Meestal zijn zulke entiteiten zeer reactief en men zou de vorming van een dimeer Cl2O4 verwachten. Het eerste klopt wel maar het laatste gebeurt niet. Een simpele Lewisstructuur is er niet te schrijven: er zijn een aantal mogelijkheden die niet erg bevredigend zijn. In 1933 stelde L.O. Brockway daarom een drie-elektronbinding voor.[6] Pauling[7] heeft dat idee verder ontwikkeld en stelde een resonantie voor tussen twee structuren met aan de ene zijde een dubbele binding en de andere een enkele binding plus binding met drie in plaats van 2 elektronen, zie figuur 1. Volgens Pauling verzwakt het extra elektron de binding waardoor deze wat zwakker dan een dubbele binding is. In feite betekent dit dat er gedacht moet worden aan een moleculaire orbitaal die zich over de drie atomen uitstrekt en waarvan de hoogste in energie niet geheel gevuld is.

Quantummechanica[bewerken]

In figuur 2 is de situatie weergegeven zoals deze voor drie p-orbitalen en drie elektronen geldt. De zwakkere binding tussen de zuurstofatomen en chloor zijn terug te lezen door de bindende interactie van de laagste orbitaal, maar deze binding moet naar beide zuurstofatomen werken en is dus zwakker dan wanneer slechts één zuurstofatoom gebonden moet worden. De tweede orbitaal draagt niet bij aan de binding tussen chloor en de zuurstofatomen omdat het centrale chlooratoom geen bijdrage aan de orbitaal levert.[8]
Figuur 1: De elektronenstructuur volgens Pauling
Figuur 2: MO's opgebouwd uit 3 p-orbitalen, bezet door 3 elektronen

Externe links[bewerken]

Bronnen, noten en/of referenties
  1. ↑ a b Gegevens van chloordioxide in het European Chemical Substances Information System (ESIS)
  2. ↑ a b c d (en) Gegevens van chloordioxide in de GESTIS-stoffendatabank van het Duitse Institut für Arbeitsschutz der Deutschen Gesetzlichen Unfallversicherung (IFA) (geraadpleegd op 15 maart 2010) (JavaScript vereist)
  3. ↑ Protective effect of low-concentration chlorine dioxide gas against influenza A virus infection Ogata N, Shibata T. J Gen Virol 89 (2008), 60-67; DOI 10.1099/vir.0.83393-0 http://vir.sgmjournals.org/cgi/content/abstract/89/1/60
  4. ↑ Derby, R. I.; Hutchinson, W. S. "Chlorine(IV) Oxide" Inorganic Syntheses, 1953, IV, 152-158.
  5. ↑ White, G. C. "Handbook of Chlorination and Alternative Disinfectants", 4th Edition (Wiley, 1999).
  6. ↑ The Three-Electron Bond in Chlorine Dioxide* L. O. Brockway Proc Natl Acad Sci U S A. 1933 March; 19(3): 303–307. elektronische versie
  7. ↑ General Chemistry By Linus Pauling Published by Courier Dover Publications, 1988 ISBN 0486656225, 9780486656229 992 pages
  8. ↑ Strikt genomen is het hier weergegeven plaatje dat van een allyradicaal. De grootte van de bijdragen van de verschillende orbitalen kan daarom verschillen van die in chloordioxide, het globale beeld blijft wel waar.
Zoek dit woord op in WikiWoordenboek

Overgenomen van "http://nl.wikipedia.org/w/index.php?title=Chloordioxide&oldid=37881105"