Natrijev perklorat: formula, opće informacije, kemijska svojstva

Natrijev perklorat je bezbojna kristalna tvar bez mirisa. To je higroskopno i tvori nekoliko kristalnih hidrata. S kemijske točke gledišta, to je natrijeva sol perklorne kiseline. Nije zapaljiv, ali ima toksični učinak. Kemijska formula natrijevog perklorata je NaClO4.

recepcija

Opisana supstanca može se dobiti i kemijski i elektrokemijski. U prvom slučaju, obično se koristi uobičajena reakcija izmjene između perklorne kiseline i hidroksida ili natrijevog karbonata. Moguća je i termička razgradnja natrijeva klorata. Na 400-600 ° C tvori perklorat i natrijev klorid. Ali ova metoda je prilično opasna, jer postoji opasnost od eksplozije tijekom reakcije.

Teoretski je moguće provesti kemijsku oksidaciju natrijeva klorata. Najučinkovitije sredstvo za oksidaciju u ovom slučaju bit će olovo (IV) oksid u kiseloj okolini. Obično se u reakcijsku smjesu dodaje perklorna kiselina.

Najčešće se u industriji koristi elektrokemijska metoda. On daje čišći proizvod i općenito učinkovitiji. Kao sirovina koristi se isti natrijev klorat, koji nakon oksidacije na platinskoj anodi proizvodi perklorat. Da bi proces bio ekonomičniji, natrijev klorat se proizvodi na jeftinijim grafitnim elektrodama. Postoji i obećavajuća metoda za proizvodnju natrijevog perklorata u jednoj fazi. Kao anoda koristi se olovni peroksid.

Elektrokemijski mehanizmi

Mehanizam oksidacije klorata u perklorat još nije u potpunosti shvaćen, o tome postoje samo pretpostavke. Istraživanja su u tijeku.

Najrazumnija je varijanta utemeljena na pretpostavci elektronovog udara na anodi kloratnog iona (ClO3-), zbog čega nastaje ClO3 radikal. On, zauzvrat, stupa u interakciju s vodom da formira perklorat.

Ta je pretpostavka izražena u nizu uglednih znanstvenih radova. To potvrđuju i rezultati istraživanja oksidacije klorata u perkloratima u vodenim otopinama obilježenim teškim izotopima kisika ¹⁸ O. Utvrđeno je da je ¹⁸ O prvo uključen u klorat i tek tada tijekom oksidacijskog procesa postaje dio perkloratnog iona. No, mora se imati na umu da mijenjanje anodnog materijala (na primjer, od platine do grafita) također može promijeniti reakcijski mehanizam.

Druga varijanta procesa je oksidacija kloratnih iona kisikom, koji nastaje kada se elektron otpušta pomoću hidroksidnog iona.

Prema ovoj varijanti, brzina reakcije izravno ovisi o koncentraciji klorata u elektrolitu, tj., Uz smanjenje njegove koncentracije, brzina bi se trebala povećati.

Postoji i opcija koja se temelji na istovremenom oslobađanju elektrona i od kloratnog iona i od hidroksidnog iona. Nastali radikali su vrlo aktivni i oksidiraju se kisikom, koji se oslobađa iz OH ^- .

Fizička svojstva

Natrijev perklorat je vrlo topiv u vodi. Njegova topljivost je mnogo jača od drugih perklorata. Zbog toga se u proizvodnji perklorata najprije proizvodi natrijev perklorat, a zatim, ako je potrebno, prelazi u druge soli perklorne kiseline. Također je vrlo topiv u tekućem amonijaku, acetonu, vodikovom peroksidu, etanolu i etilen glikolu.

Kao što je gore spomenuto, to je higroskopno i kada se hidrolizira, natrijev perklorat tvori kristalne hidrate (mono- i dihidrate). Može također tvoriti solvate s drugim spojevima. Na temperaturi od 482 ° C topi se s razgradnjom na natrijev klorid i kisik. Kada se koriste aditivi natrijevog peroksida, mangan (IV) oksida, kobaltnog oksida (II, III), temperatura raspadanja se smanjuje na 150-200 ° C.

Kemijska svojstva

Natrijeva sol perklorne kiseline je vrlo snažno oksidirajuće sredstvo, toliko da oksidira mnoge organske tvari u ugljični dioksid i vodu.

Perkloratni ion može se detektirati reakcijom s amonijevim solima. Pri kalciniranju smjese reakcija se nastavlja:

3NaClO4 + 8NH4NO3 → 3KCl + 4N2 + 8HNO3 + 12H20.

Druga metoda detekcije je reakcija izmjene s kalijem. Kalijev perklorat je mnogo manje topljiv u vodi, pa će se taložiti.

NaClO4 + KCl → KClO4 + NaCl.

S drugim perkloratima mogu tvoriti kompleksne spojeve: Na2 [Al (ClO ₄ ) ₅ ], Na [Zn (ClO ₄ ) ₃ ], Na [Cd ₂ (ClO ₄ ) ₅ ].

primjena

Zbog stvaranja kristalnih hidrata, uporaba natrijevog perklorata je iznimno teška. Uglavnom se koristi kao herbicid, iako posljednji put manje. Gotovo sav natrijev perklorat pretvara se u druge perklorate (npr. Kalij ili amonij) ili perklornu kiselinu i koristi se u sintezi mnogih drugih spojeva zbog svojih jakih oksidirajućih svojstava. Također se može koristiti u analitičkoj kemiji za određivanje i taloženje kationa kalija, rubidija i cezija, kako iz vodenih otopina tako i iz alkoholnih otopina.

Termička razgradnja svih perklorata proizvodi kisik. Zbog toga se sol može koristiti kao izvor kisika u raketnim motorima. Neki perklorati se mogu koristiti u eksplozivima. Kalijev perklorat se koristi u medicini za liječenje hipertireoze. Ova bolest je zbog povećane funkcije štitne žlijezde, a bilo koji perklorat ima svojstvo da smanji aktivnost ove žlijezde, koja je potrebna da bi se tijelo normaliziralo.

opasnost

Sam natrijev perklorat nije zapaljiv, ali u interakciji s nekim drugim tvarima može izazvati požar ili eksploziju. U požaru može ispuštati otrovne plinove ili pare (klor ili klorokside). Gašenje se može izvesti s vodom.

Natrijev perklorat na sobnoj temperaturi praktički ne isparava, ali kad se poprska, može ući u tijelo. Kod udisanja dolazi do kašljanja, dolazi do iritacije sluznice. U dodiru s kožom pojavljuje se crvenilo. Kao prvu pomoć, preporuča se oprati mjesta s puno vode i sapuna, kao i riješiti se kontaminirane odjeće. Uz produljeno izlaganje tijelu, ona ulazi u krvotok i dovodi do stvaranja methemoglobina.

Kada su životinjama (osobito glodavcima) davane 0,1 g natrijevog perklorata, povećana je njihova refleksna podražljivost, pojavile su se konvulzije i tetanus. Nakon primjene 0,22 g, štakori su umrli nakon 10 sati. Uvođenjem iste doze golubova imali su samo blage simptome trovanja, ali nakon 18 sati umrli su. To sugerira da se primjena natrijevog perklorata razvija vrlo sporo.