Les oxydes de chlore

Les principaux oxydes de chlore sont au nombre de quatre. Gazeux ou liquides à \(T=298 \textrm K\), leurs températures de changement d'état augmentent avec le degré d'oxydation. Ils ne sont jamais obtenus par réaction directe entre \(\textrm O_2\textrm{ (g)}\) et \(\textrm{Cl}_2\textrm{ (g)}\) et leur stabilité est faible.

Etat

Couleur

\(T_{ebullition} (°C)\)

\(T_{fusion} (°C)\)

Degré d'oxydation du Cl

\(\mathrm{Cl_2O}\)

Gaz

brun jaune

+2°C

-121°C

+I

Cl2O

Etat

Couleur

\(T_{ebullition} (°C)\)

\(T_{fusion} (°C)\)

Degré d'oxydation du Cl

\(\mathrm{ClO_2}\)

gaz

jaune

+10°C

-60°C

+IV

ClO2

Etat

Couleur

\(T_{ebullition} (°C)\)

\(T_{fusion} (°C)\)

Degré d'oxydation du Cl

\(\mathrm{ClO_3}\)

liquide

rouge foncé

+203°C

+3,5°C

+VI

ClO3

Etat

Couleur

\(T_{ebullition} (°C)\)

\(T_{fusion} (°C)\)

Degré d'oxydation du Cl

\(\mathrm{Cl_2O_7}\)

liquide

incolore

+83°C

-91,5°C

+VII

Cl2O7

Synthèses :

1. \(\textrm{Cl}_2\textrm O\) est obtenu spontanément à partir la déshydratation de l'eau de Javel très concentrée :

\(2.\textrm{HOCl (aq)}\to\textrm{Cl}_2\textrm O\textrm{ (g)}+\textrm H_2\textrm O\)

2. \(\textrm{Cl}\textrm O_2\) est un réactif couramment utilisé, par exemple comme désinfectant ou comme intermédiaire pour générer des chlorites et chlorates. On le prépare à partir de chlorites

\(2.\textrm{NaClO}_2\textrm{ (aq)}+\textrm{Cl}_2\textrm{ (g)}\to2.\textrm{ClO}_2\textrm{ (g)}+2.\textrm{NaCl (aq)}\)

3. \(\textrm{ClO}_3\) est préparé par action d'un oxydant puissant sur \(\textrm{ClO}_2\), par exemple :

\(\textrm{ClO}_2\textrm{ (g)}+\textrm O_3\textrm{ (g)}\to\textrm O_2\textrm{ (g)}+\textrm{ClO}_3\textrm{ (l)}\)

4. \(\textrm{Cl}_2\textrm O_7\) est préparé par déshydratation de l'acide perchlorique \(\textrm{HClO}_4\) :

\(2.\textrm{HClO}_4\textrm{ (aq)}\to\textrm{Cl}_2\textrm O_7\textrm{ (l)}+\textrm H_2\textrm O\textrm{ (l)}\)

C'est pourquoi on appelle aussi \(\textrm{Cl}_2\textrm O_7\) l'anhydride perchlorique (du grec « sans eau »).