Perhlorskābe
| Perhlorskābe | |
|---|---|
  Perhlorskābes struktūrformula un molekulas modelis  Pudele ar 60% perhlorskābi | |
| Citi nosaukumi | hlorpārskābe, ūdeņraža perhlorāts, ūdeņraža tetraoksohlorāts(VII) |
| CAS numurs | 7601-90-3 |
| Ķīmiskā formula | HClO4 |
| Molmasa | 100,46 g/mol |
| Blīvums | 1768 kg/m3 |
| Kušanas temperatūra |
−17 °C (azeotropajam maisījumam) −112 °C (bezūdens vielai) |
| Viršanas temperatūra | 203 °C (azeotropajam maisījumam) |
| Šķīdība ūdenī | jaucas jebkurās attiecībās |
Perhlorskābe (HClO4) ir vienvērtīga skābekli un hloru saturoša neorganiska skābe, kurā hlors atrodas augstākajā oksidēšanas pakāpē +7. Perhlorskābe pieder pie oksidējošām skābēm un tā ir pati stiprākā no "parastajām" skābēm. Bezūdens (ja neskaita autodehidratācijas ūdeni) perhlorskābe ir bezkrāsains (ilgāk uzglabājot dzeltenīgs), gaisā stipri kūpošs šķidrums; tā ir ļoti nestabila un reaģētspējīga. Tomēr no visām skābekli saturošajām hlorskābēm perhlorskābe ir pati stabilākā. Tvaika veidā perhlorskābe pastāv monomēra formā, bet šķidrumā dimerizējas ūdeņraža saišu dēļ.[1] Perhlorskābe neierobežoti jaucas ar ūdeni un veido dažāda sastāva hidrātus. Perhlorskābes un ūdens azeotropais maisījums satur 72% perhlorskābes. Atšķaidīti perhlorskābes ūdens šķīdumi ir pavisam stabili, arī to oksidējošā iedarbība nav liela. Ļoti atšķaidītiem perhlorskābes šķīdumiem piemīt stipri skāba garša.[2] Perhlorskābe šķīst fluoru un hloru saturošos organiskos šķīdinātājos, piemēram, hloroformā. Perhlorskābes sāļus sauc par perhlorātiem.
Iegūšana[labot šo sadaļu | labot pirmkodu]
Atšķaidītu perhlorskābi var iegūt no nātrija vai kālija perhlorātiem apmaiņas reakcijās ar stiprām neorganiskām skābēm:
- NaClO4 + HCl → NaCl + HClO4
Nātrija perhlorāts ūdenī šķīst lielākā mērā nekā nātrija hlorīds, tādēļ radušos perhlorskābi var atdalīt no NaCl nogulsnēm un attīrīt destilējot.
Bezūdens perhlorskābe veidojas, reaģējot nātrija vai kālija perhlorātiem ar koncentrētu sērskābi:
To attīra, pārdestilējot vakuumā. Nedrīkst destilēt atmosfēras spiedienā, jo perhlorskābe sadalās. Destilējot atmosfēras spiedienā, jau 50 °C temperatūrā no skābes izdalās balti tvaiki un dzeltena gāze, bet destilatora uztvērējā sakrājas nedaudz tumši sarkana šķidruma, kas satur 94,77% HClO4 — šis šķidrums ir ļoti bīstams, jo pats no sevis uzsprāgst ar lielu spēku. Destilācijas kolbā paliek 87,75% HClO4, kas sacietē baltu kristālu veidā.
Bezūdens perhlorskābi var iegūt arī, atņemot ūdeni 72% perhlorskābei ar oleumu vai fosfora pentoksīdu. Reakcija jāveic ļoti uzmanīgi, dzesējot reaģējošo maisījumu ar sauso ledu. Nedrīkst pievienot pārāk daudz ūdeni atņemošā reaģenta, lai neveidotos ļoti bīstamais hlora(VII) oksīds. Pēc tam radušos šķidrumu uzmanīgi pārdestilē vakuumā. Tīru bezūdens HClO4 var uzglabāt vairākas nedēļas ar sauso ledu atdzesētā biezsienu pudelē ar pieslīpētu stikla aizbāzni (nedrīkst aizbāzni ieziest ar organiskām ziedēm).
Laboratorijā perhlorskābi ērti iegūt, reaģējot amonija perhlorātam ar slāpekļskābi un sālsskābi[3], jo reakcijā nerodas cietas vielas, izdalās gāzes un paliek tikai perhlorskābes ūdens šķīdums:
- NH4ClO4 + HNO3 + 2HCl → HClO4 + N2↑ + Cl2↑ + 3H2O
Reakcija notiek verdošā šķidrumā. Kad tā beigusies, šķidrumu izlej porcelāna bļodiņā un ietvaicē, kamēr parādās balti tvaiki. Lai atbrīvotos no slāpekļskābes paliekām, pielej nedaudz tīras sālsskābes un atkal ietvaicē līdz baltiem tvaikiem. Attīra pārdestilējot. No hlora un hlora oksīdiem atbrīvojas, laižot gaisu caur uzsildītu iegūto šķīdumu, kas atbilst perhlorskābes dihidrātam.
Īpašības[labot šo sadaļu | labot pirmkodu]
 | Koncentrēta perhlorskābe ir ļoti kodīgs šķidrums, kas rada uz ādas sāpīgus, grūti ārstējamus apdegumus! |
Bezūdens perhlorskābe ir mazviskoza, bet, sajaucot to ar ūdeni molārā attiecībā 1:1, veidojas hidrāts HClO4·H2O, ko var uzskatīt arī par hidroksonija perhlorātu [OH3]+[ClO4]−.[4] Šāds hidrāts ir balta, kristāliska viela ar kušanas temperatūru 50 °C. Pievienojot vairāk ūdens, veidojas šķidrs, viskozs dihidrāts HClO4·2H2O, kas atbilst 72% perhlorskābei; šādas koncentrācijas perhlorskābi, kas pārdestilējas 203 °C temperatūrā kā azeotrops maisījums, var iegūt arī, destilējot atšķaidītākus perhlorskābes šķīdumus. 72% perhlorskābe ir gaisā kūpošs, stabils šķidrums.
Bezūdens perhlorskābei piemīt "autodehidratācija" — tā ir līdzsvarā ar ūdeni un hlora(VII) oksīdu jeb perhlorskābes anhidrīdu:
- 3HClO4 ⇄ H3O+ + ClO4− + Cl2O7
Vienlaicīgi tā pamazām sadalās, izdalot hlora dioksīdu un skābekli:
- 4HClO4 → 4ClO2 + 3O2 + 2H2O
Karsējot bezūdens perhlorskābe kļūst sarkanbrūna un eksplodē.
 | Koncentrēta perhlorskābe ir sprādzienbīstama un veido eksplozīvus maisījumus ar oksidēties spējīgām vielām! |
Perhlorskābē šķīst pat zelts un platīnmetāli. Reaģējot ar sudrabu, veidojas hlorskābe:
- 3HClO4 + 2Ag → 2AgClO4 + HClO3 + 3H2O
Nemetāli un aktīvi metāli reducē perhlorskābi līdz hlorūdeņradim (šo reakciju izmanto metalurģijā rūdu attīrīšanai):
Ozona klātbūtnē bezūdens perhlorskābe reaģē ar jodu, veidojot joda perhlorātu:
- I2 + 6HClO4 + O3 → 2I(ClO4)3 + 3H2O
Sildot pazeminātā spiedienā kopā ar fosfora pentoksīdu, var atdestilēt bezkrāsainu eļļainu šķidrumu — perhlorskābes anhidrīdu:
- 2HClO4 + P4O10 → Cl2O7 + H2P4O11
Izmantošana[labot šo sadaļu | labot pirmkodu]
Perhlorskābi un tās sāļus izmanto par oksidētājiem. Kālija perhlorātu lieto sprāgstvielu izgatavošanai, bet bezūdens magnija perhlorātu — vielu žāvēšanai. Amonija perhlorāts ir raķešdegvielas komponents. Perhlorskābi lieto par reaģentu analītiskajā ķīmijā un mineraloģijā, kā arī par katalizatoru.
Atsauces[labot šo sadaļu | labot pirmkodu]
- ↑ Nails Ahmetovs. Neorganiskā ķīmija. Rīga : Zvaigzne, 1978, 290. lpp.
- ↑ Карякин Ю. В., Ангелов И. И. Чистые химические вещества. Москва : Химия, 1974, 198. lpp. (krieviski)
- ↑ Карякин Ю. В., Ангелов И. И. Чистые химические вещества. Москва : Химия, 1974, 199. lpp. (krieviski)
- ↑ Г. Реми. Курс неорганической химии. Том I. Москва : Издательство иностранной литературы, 1963, 863. lpp. (krieviski)
Ārējās saites[labot šo sadaļu | labot pirmkodu]
Vikikrātuvē par šo tēmu ir pieejami multivides faili. Skatīt: Perhlorskābe.
- Encyclopædia Britannica raksts (angliski)
|