Acido perclorico

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Acido perclorico
formula di struttura
modello molecolare
Nome IUPAC
acido tetraossoclorico (VII)
Caratteristiche generali
Formula bruta o molecolareHClO4
Massa molecolare (u)100,4585
Aspettoliquido incolore
Numero CAS7601-90-3
Numero EINECS231-512-4
PubChem24247
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 ebollizione199 ºC (472 K)
Proprietà termochimiche
ΔfH0 (kJ·mol−1)−40,6
Indicazioni di sicurezza
Simboli di rischio chimico
comburente corrosivo esplosivo
pericolo
Frasi H271 - 314
Consigli P260 - 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]. Questo andamento risulta verificato anche nel fosgene 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[6] ed è quindi più forte dell'acido solforico puro (H0 = -12). Come tale è un superacido;[7] in soluzione acquosa risulta perciò completamente dissociato. Il suo sale di idrossonio [H3O+][ClO4] è stabile ed è un composto cristallino isolabile.[8] 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+][ClO4]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]

  1. ^ scheda dell'acido perclorico in soluzione acquosa al 50% su IFA-GESTIS Archiviato il 16 ottobre 2019 in Internet Archive.
  2. ^ N. N. Greenwood e A. Earnshaw, Chemistry of the Elements, 2ª ed., Butterworth - Heinemann, 1997, p. 865, ISBN 0-7506-3365-4.
  3. ^ (EN) PubChem, Perchloric acid, su pubchem.ncbi.nlm.nih.gov. URL consultato il 24 maggio 2021.
  4. ^ N. N. Geenwood e A. Earnshaw, Chemistry of the Elements, 2ª ed., Butterworth - Heinemann, 1997, p. 867, ISBN 0-7506-3365-4.
  5. ^ 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.
  6. ^ (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.
  7. ^ (EN) IUPAC Gold Book, "superacid"
  8. ^ 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.

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