Acido perclorico
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| Acido perclorico | |
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| Nome IUPAC | |
| acido tetraossoclorico (VII) | |
| Caratteristiche generali | |
| Formula bruta o molecolare | HClO4 |
| Massa molecolare (u) | 100,4585 |
| Aspetto | liquido incolore |
| Numero CAS | |
| Numero EINECS | 231-512-4 |
| PubChem | 24247 |
| SMILES | OCl(=O)(=O)=O |
| Proprietà chimico-fisiche | |
| Densità (g/cm3, in c.s.) | 1,68 (soluzione acquosa al 70%) |
| Temperatura di fusione | -112 ºC (161 K) |
| Temperatura di ebollizione | 199 ºC (472 K) |
| Proprietà termochimiche | |
| ΔfH0 (kJ·mol−1) | −40,6 |
| Indicazioni di sicurezza | |
| Simboli di rischio chimico | |
  
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| pericolo | |
| Frasi H | 271 - 314 |
| Consigli P | 260 - 280 - 303+361+353 - 305+351+338 - 310 [1] |
L'acido perclorico è un acido estremamente forte, altamente corrosivo e ossidante (in soluzione concentrata). È l'ossiacido del cloro eptavalente in stato di ossidazione +7. Tra gli acidi ossigenati del cloro è quello relativamente più stabile.[2] A temperatura ambiente si presenta come un liquido mobile piuttosto denso, incolore, dall'odore pungente; è molto igroscopico, completamente miscibile con l'acqua, dove si scioglie con svolgimento di calore.[3] Il contatto del liquido puro con solventi o sostanze organici è fortemente sconsigliabile per pericolo di esplosione.[4]
Struttura e proprietà[modifica | modifica wikitesto]
Nella molecola l'atomo di cloro, ibridato sp3, è al centro di un tetraedro distorto formato dai quattro atomi di ossigeno, uno dei quali, quello legato a un atomo di idrogeno, è legato ad esso da un legame semplice, mentre gli altri tre da legami doppi, più corti. Ciascuno dei tre angoli O=Cl=O (112,8°) è maggiore di 109,5° (angolo tetraedrico), mentre l'angolo O=Cl–OH, di 105,8°, ne è un po' minore. Questo accade perché, dato che la densità elettronica in un doppio legame è maggiore che in un legame semplice, la richiesta di spazio angolare del doppio legame è un po' maggiore di quella del legame semplice, in accordo alle previsioni della teoria VSEPR [5][6]. Questo andamento risulta verificato anche nel fosgene, nell'acetone e nell'etene. Nello ione perclorato (ClO4–) le lunghezze dei legami sono tutte uguali (144 pm, un valore intermedio tra lunghezza del singolo e quella del doppio) e gli angoli, tutti uguali, hanno il valore tetraedrico di 109,5°.
È uno degli acidi ossigenati semplici più forti: il valore stimato della sua H0 è < -15[7] ed è quindi più forte dell'acido solforico puro (H0 = -12). Come tale è un superacido;[8] in soluzione acquosa risulta perciò completamente dissociato. Il suo sale di idrossonio [H3O+][ClO–4] è stabile ed è un composto cristallino isolabile.[9] Le sue soluzioni acquose a concentrazioni superiori al 72% sono instabili e hanno tendenza ad esplodere; è per questo motivo che è difficile da ottenere puro e viene pertanto commercializzato in forma di soluzione acquosa concentrata fino al 70%. In queste condizioni l'acido perclorico è presente come monoidrato solvatato con un certo numero di molecole d'acqua, formulabile come:
[H3O+][ClO–4]•x H2O
A concentrazioni maggiori del 70% ha lentamente luogo una parziale disidratazione con conseguente formazione di anidride perclorica Cl2O7, in seguito alla quale può verificarsi pericolo di esplosione:
3 HClO4 → [H3O]+ + [ClO4]− + Cl2O7
Con l'acqua forma un azeotropo che bolle a 203 ºC in cui è presente in ragione del 28,4%.
L'acido più simile al perclorico è l'acido perbromico; l'unica ma significativa differenza è nel potere ossidante: quello di HBrO4 è molto maggiore [E°(BrO4– / BrO3–) = 1,85 V; E°(ClO4– / ClO3–) = 1,20 V].
Le soluzioni concentrate di acido perclorico liberano vapori corrosivi; vanno pertanto manipolate sotto cappa con estrema cautela.
Produzione ed usi[modifica | modifica wikitesto]
L'acido perclorico si ottiene per reazione di un acido forte quale l'acido solforico con il perclorato di potassio KClO4, il quale è a sua volta ottenuto per riscaldamento del clorato di potassio KClO3. Tuttavia questa reazione è molto pericolosa e può diventare esplosiva se non si utilizzano le precauzioni necessarie.
I sali dell'acido perclorico, per via del loro potere ossidante, trovano impiego come componenti in miscele pirotecniche e propellenti per razzi.
In chimica viene usato in soluzione 0,1 M in acido acetico per titolare basi deboli o basi organiche insolubili in acqua.
Note[modifica | modifica wikitesto]
- ^ scheda dell'acido perclorico in soluzione acquosa al 50% su IFA-GESTIS Archiviato il 16 ottobre 2019 in Internet Archive.
- ^ N. N. Greenwood e A. Earnshaw, Chemistry of the Elements, 2ª ed., Butterworth - Heinemann, 1997, p. 865, ISBN 0-7506-3365-4.
- ^ (EN) PubChem, Perchloric acid, su pubchem.ncbi.nlm.nih.gov. URL consultato il 24 maggio 2021.
- ^ N. N. Geenwood e A. Earnshaw, Chemistry of the Elements, 2ª ed., Butterworth - Heinemann, 1997, p. 867, ISBN 0-7506-3365-4.
- ^ J.E. Huheey, E.A. Keiter e R.L. Keiter, 6 - La struttura e la reattività delle molecole, in Chimica Inorganica, Seconda edizione italiana, sulla quarta edizione inglese, Piccin Nuova Libraria, Padova, 1999, pp. 209-223, ISBN 88-299-1470-3.
- ^ G. L. Miessler e D. A. Tarr, Inorganic Chemistry, 2nd, Prentice-Hall, 1999, pp. 54–62, ISBN 978-0-13-841891-5.
- ^ (DE) A. F. Hollemann, E. Wiberg e N. Wiberg, 3 - Die Acidität und Basizität, in Anorganische Chemie, 103ª ed., DE GRUYTER, 2017, p. 274, ISBN 978-3-11-026932-1.
- ^ (EN) IUPAC Gold Book, "superacid"
- ^ Kathleen Sellers, Katherine Weeks, William R. Alsop, Stephen R. Clough, Marilyn Hoyt e Barbara Pugh, Perchlorate: environmental problems and solutions, CRC Press, 2006, p. 16, ISBN 0-8493-8081-2.
Altri progetti[modifica | modifica wikitesto]
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Collegamenti esterni[modifica | modifica wikitesto]
- (EN) Acido perclorico, su Enciclopedia Britannica, Encyclopædia Britannica, Inc.
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