Axit pecloric – Wikipedia tiếng Việt

Axit pecloric
Axit pecloric Hiđrôxiđôtriôxiđôclorin
Nhận dạng
Số CAS	7601-90-3
Số EINECS	231-512-4
Số RTECS	SC7500000
Thuộc tính
Công thức phân tử	HClO4
Khối lượng mol	100,46 g/mol
Bề ngoài	chất lỏng không màu
Khối lượng riêng	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 axit (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	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	Axit clohydric Axit hipoclorơ Axit clorơ Axit cloric Điclo heptaoxit
Trừ khi có ghi chú khác, dữ liệu được cung cấp cho các vật liệu trong trạng thái tiêu chuẩn của chúng (ở 25 °C [77 °F], 100 kPa).

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

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

Axit 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 axit clohydric tạo ra axit pecloric và kết tủa trắng natri clorua:

NaClO₄ + HCl → NaCl + HClO₄

Axit 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 axit sulfuric tạo ra kết tủa bari sunfat và axit pecloric.

Ba(ClO₄)₂ + H₂SO₄ → BaSO₄ + 2HClO₄

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

Axit 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] Axit pecloric tạo thành một hỗn hợp đẳng phí với nước, chứa khoảng 72,5% axit. Hợp chất này của axit có độ bền vững vô thời hạn. Vì thế, nếu để trong không khí, axit pecloric đặc có thể tự làm loãng chính nó, do hấp thụ hơi nước từ không khí.

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

2 HClO₄ + P₄O₁₀ → Cl₂O₇ + H₂P₄O₁₁

Axit 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 axit pecloric. Nhiều triệu tấn axit pecloric được sản xuất mỗi năm.^[4]

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

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

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

Anhiđrơ và mônôhiđrat axit 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. Axit này có thể ăn mòn, gây tổn thương da và mắt. Khi tiếp xúc với axit pecloric đậm đặc, các hợp chất hữu cơ, như quần áo hoặc gỗ, sẽ bốc cháy. Muối của axit 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.

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