соединения хлора с кислородом: Cl₂O, ClO₂, Cl₂O₆, Cl₂O₇, Cl₂O₈.

Х. окись (оксид хлора, ангидрид хлорноватистой кислоты (См. Хлорноватистая кислота)), Cl₂O, жёлто-коричневый газ с резким запахом, похожим на запах хлора; t_nл -121 °С; t_kип 2 °С. Энергичный окислитель; нестойкое соединение, в обычных условиях медленно разлагается, в концентрированном и сжиженном виде может самопроизвольно взрываться: 2Cl₂O = 2Cl₂ + O₂. Хорошо растворима в воде (в 1 объёме воды около 200 объёмов Cl₂O) и четырёххлористом углероде; при растворении в воде образуется хлорноватистая кислота HClO. Может быть получена взаимодействием хлора со свежеосаждённой сухой окисью ртути: 2HgO + 2Cl₂ = HgCl₂ + Cl₂O. В промышленности получают водные растворы окиси хлора хлорированием карбонатов щелочных или щёлочноземельных металлов в воде. Используют окись хлора для производства гипохлорита кальция.

Х. двуокись (диоксид хлора, смешанный ангидрид хлористой кислоты (См. Хлористая кислота) и хлорноватой кислоты (См. Хлорноватая кислота)), ClO₂, желтовато-оранжевый газ с неприятным запахом; t_пл -59 °С; t_kип 10 °С. Энергичный окислитель (особенно в кислой среде); в концентрированном виде взрывается; на свету постепенно разлагается, выше 50°C разложение сопровождается взрывом. Хорошо растворима в воде, серной и уксусной кислотах, четырёххлористом углероде. При взаимодействии с щелочными растворами образует Хлориты и Хлораты. Получают ClO₂ частичным восстановлением хлоратов SO₂, щавелевой или соляной кислотами; в малых количествах действием хлора на хлорит натрия:

2NaClO₂ + Cl₂ = 2NaCI + 2ClO₂.

Широко используется в виде водного раствора или в газообразном виде в смеси с воздухом для отбелки и стерилизации целлюлозы, тканей, муки. Взаимодействие ClO₂ с водными растворами NaOH в присутствии восстановителя используют для промышленного получения хлоритов.

Х. трёхокись (смешанный ангидрид хлорной кислоты (См. Хлорная кислота) и хлорноватой кислоты), Cl₂O₆, дымящая жидкость тёмно-красного цвета; t_nл 3,5 °С; t_kип 203°C; при контакте с легкоокисляющимися веществами взрывается. В кристаллическом состоянии имеет строение перхлората хлорила ClO⁺₂ClO₄^-. Энергично реагирует с водой. Может быть получена окислением двуокиси хлора озоном или взаимодействием хлоратов с фтором: 2KClO₃ + F₂ = 2KF + Cl₂O₆. Cl₂O₆ всегда присутствует в продуктах термического разложения хлорной кислоты. Практического применения не находит.

Хлорный ангидрид, Cl₂O₇, бесцветная жидкость; t_nл -93 °С; t_kип 83°C; при хранении медленно разлагается и окрашивается продуктами распада - низшими окислами хлора. Cl₂O₇, особенно загрязнённый продуктами распада, самопроизвольно взрывается. При комнатной температуре растворяется в четырёххлористом углероде. С водой реагирует с образованием хлорной кислоты. При контакте с йодом взрывается. Cl₂O₇ может быть получен обезвоживанием хлорной кислоты фосфорным ангидридом или олеумом, а также при низкотемпературном электролизе концентрированной хлорной кислоты на платиновом аноде. Практического применения не имеет.

Cl₂O₈ - промежуточный продукт при электролизе хлорной кислоты и её солей. В индивидуальном состоянии не выделен. Помимо перечисленных кислородных соединений хлора в литературе упоминается Cl₂O₄, отвечающее структуре перхлорита хлора ClOClO₃; может быть получено взаимодействием фторсульфоната хлора и CsClO₄.

Лит. см. при ст. Хлор.

Л. М. Якименко.

В химии: соединение элементов низшей степени окисления с кислородом.

соединение химического элемента с кислородом, оксид.

оксиды, соединения химических элементов с кислородом. По химическим свойствам все О. делятся на солеобразующие (например, Na₂O, MgO, Al₂O₃, SiO₂, P₂O₅, SO₃, Cl₂O₇) и несолеобразующие (например, СО, N₂O, NO, H₂O). Солеобразующие О. подразделяются на основные, кислотные и амфотерные (их гидроокиси являются соответственно Основаниями, кислотами (См. Кислоты) или проявляют Амфотерность). Химическая функция О. определяется положением окисленных элементов в периодической системе элементов (См. Периодическая система элементов) Д.И. Менделеева. (О названиях О. см. Номенклатура химическая.) Многие О. встречаются в природе: вода H₂O, углекислый газ СО₂, кремнезём SiO₂ (главная составная часть горных пород) и др. Некоторые природные О. (железа (См. Железо), олова (См. Олово) и др.) служат главным сырьём для получения соответствующих металлов. О. широко применяют в технике, например негашёную Известь CaO - в строительном деле, NO₂, SO₂ - в производстве азотной и серной кислот.

То же, что окисел.