Axit pecloric

Bách khoa toàn thư mở Wikipedia
Bước tới: menu, tìm kiếm
Axit pecloric
[[Tập tin:Axít pecloric
Hiđrôxiđôtriôxiđôclorin|150px]]
Nhận dạng
Số CAS 7601-90-3
Số EINECS 231-512-4
Số RTECS SC7500000
Thuộc tính
Công thức phân tử HClO4
Phân tử gam 100,46 g/mol
Bề ngoài chất lỏng không màu
Tỷ trọng 1,67 g/cm3
Điểm nóng chảy -17 °C (hỗn hợp đẳng phí)[1]
-112 °C (khan)
Điểm sôi 203 °C (hỗn hợp đẳng phí)[2]
Độ hòa tan trong nước tan
Độ axít (pKa) ≈ −8[3]
Các nguy hiểm
MSDS 1006
Phân loại của EU Chất ôxi hóa (O)
Chất ăn mòn (C)
Chỉ mục EU 017-006-00-4
NFPA 704

NFPA 704.svg

0
3
3
OX
Chỉ dẫn R R5, R8, R35
Chỉ dẫn S (S1/2), S23, S26, S36, S45
Các hợp chất liên quan
Hợp chất liên quan Axít hiđrôcloric
Axít hypoclorơ
Axít clorơ
Axít cloric
Điclo heptaoxit

Axít pecloric là một hợp chất vô cơcông thức hóa học là HClO4. Thường ở dạng chất lỏng, dung dịch không màu này là một axít rất mạnh so với axít sunfuricaxít nitric, và cũng là một chất ôxi hóa mạnh. Axít này thường được dùng để điều chế các muối peclorat, đặc biệt là amoni peclorat, một loại nhiên liệu tên lửa quan trọng. Axít pecloric còn là một hợp chất ăn mòn mạnh, và rất dễ gây cháy nổ.

Điều chế[sửa | sửa mã nguồn]

Điều chế trong công nghiệp[sửa | sửa mã nguồn]

Axít pecloric được điều chế trong công nghiệp bằng hai cách. Cách truyền thống là dựa vào tính hòa tan cao của natri peclorat (209 g/100 mL nước tại nhiệt độ phòng). Cho tác dụng natri peclorat với axít clohiđric tạo ra axít pecloric và kết tủa trắng natri clorua:

NaClO4 + HCl → NaCl + HClO4

Axít đặc có thể được tinh chế bằng cách chưng cất. Cách thứ hai, trực tiếp hơn và không sử dụng chất phản ứng là muối, tạo ra ôxi hóa anôt của dung dịch nước clo tại điện cực bạch kim.[4]

Điều chế trong phòng thí nghiệm[sửa | sửa mã nguồn]

Phản ứng hóa học giữa bari peclorat với axít sunfuric tạo ra kết tủa bari sunfat và axít pecloric.

Ba(ClO4)2 + H2SO4 → BaSO4 + 2HClO4

Ngoài ra, người ta cũng có thể điều chế axít pecloric bằng cách cho axít nitric tác dụng vớiamoni peclorat. Phản ứng này tạo ra nitơ ôxit và axít pecloric.

Đặc tính[sửa | sửa mã nguồn]

Axít pecloric khan là một chất lỏng sánh ở nhiệt độ phòng. Nó tạo thành ít nhất là năm kết tinh hiđrat, một vài trong số đó đã được nêu đặc trưng về mặt tinh thể học tia X. Những chất rắn này chứa anion peclorat liên kết bằng các liên kết hiđrô với các tâm H2O và H3O+.[5] Axít pecloric tạo thành một hỗn hợp đẳng phí với nước, chứa khoảng 72,5% axít. Hợp chất này của axít có độ bền vững vô thời hạn. Vì thế, nếu để trong không khí, axít pecloric đặc có thể tự làm loãng chính nó, do hấp thụ hơi nước từ không khí.

Quá trình khử nước trong axít pecloric tạo ra anhiđrit điclo heptaoxit:

2 HClO4 + P4O10 → Cl2O7 + H2P4O11

Ứng dụng[sửa | sửa mã nguồn]

Axít pecloric được điều chế chủ yếu để tạo ra amôni peclorat, chất này được sử dụng để chế tạo nhiên liệu tên lửa. Sự phát triển của ngành công nghiệp tên lửa đã đẩy mạnh sản xuất axít pecloric. Nhiều triệu tấn axít pecloric được sản xuất mỗi năm.[4]

Ứng dụng trong hóa học[sửa | sửa mã nguồn]

Axít pecloric, là một trong những axít mạnh nhất theo Thuyết axit-bazơ Brønsted-Lowry. pKa của nó là −10.[6] Nó có tính axít rất mạnh, vì thế không cần đến các muối phản ứng tiềm năng như sunfat hay clorit trong axít sunfuric và axít clohiđric. Mặc dù có khả năng cháy nổ cao khi sử dụng các muối peclorat, axít pecloric vẫn được chọn sử dụng trong nhiều sự tổng hợp.[7] Vì lý do tương tự, axít cũng là một dung môi hữu ích trong sắc ký trao đổi ion.

Axít pecloric cũng được sử dụng trong chạm, khắc lên bề mặt nhôm, môlybđen và một số kim loại khác.

An toàn[sửa | sửa mã nguồn]

Anhiđrơ và mônôhiđrat axít pecloric là các chất gây cháy nổ. Ở trạng thái lỏng, các dung dịch sẽ phản ứng khi tiếp xúc với hợp chất hữu cơ. Axít này có thể ăn mòn, gây tổn thương da và mắt. Khi tiếp xúc với axít pecloric đậm đặc, các hợp chất hữu cơ, như quần áo hoặc gỗ, sẽ bốc cháy. Muối của axít này cũng là các chất ôxi hóa mạnh, và cũng có thể trở thành chất nổ. Muối peclorat, do bền hơn muối clorat, nên đã được sử dụng để chế tạo pháo hoa, bởi vì các lo ngại về độ an toàn.

Xem thêm[sửa | sửa mã nguồn]

Tham khảo[sửa | sửa mã nguồn]

  1. ^ Safety data for concentrated perchloric acid, ca. 70% msds.chem.ox.ac.uk
  2. ^ Handling of Perchloric acid ameslab.gov
  3. ^ Housecroft, C. E.; Sharpe, A. G. (2004). Inorganic Chemistry (ấn bản 2). Prentice Hall. tr. 171. ISBN 978-0130399137. 
  4. ^ a ă Helmut Vogt, Jan Balej, John E. Bennett, Peter Wintzer, Saeed Akbar Sheikh, Patrizio Gallone "Chlorine Oxides and Chlorine Oxygen Acids" in Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry 2002, Wiley-VCH, Weinheim. doi:10.1002/14356007.a06_483.
  5. ^ Almlöf, Jan; Lundgren, Jan O.; Olovsson, Ivar "Hydrogen Bond Studies. XLV. Crystal structure of perchloric acid 2.5 hydrate" Acta Crystallographica Section B: Structural Crystallography and Crystal Chemistry 1971, volume 27, pp. 898-904.doi:10.1107/S0567740871003236
  6. ^ Kathleen Sellers; Katherine Weeks; William R. Alsop; Stephen R. Clough; Marilyn Hoyt; Barbara Pugh (2006). Perchlorate: environmental problems and solutions. CRC Press. tr. 16. ISBN 0849380812. 
  7. ^ A. T. Balaban, C. D. Nenitzescu, K. Hafner and H. Kaiser (1973), “2,4,6-Trimethylpyrilium Perchlorate”, Org. Synth. ; Coll. Vol. 5: 1106