Natrijev perklorat: formula, splošne informacije, kemijske lastnosti

Natrijev perklorat je brezbarvna kristalinična snov brez vonja. Je higroskopičen in tvori več kristalnih hidratov. S kemičnega stališča je natrijeva sol perklorne kisline. Ni vnetljivo, vendar ima strupeni učinek. Kemična formula natrijevega perklorata je NaClO ₄ .

Pridobivanje

Opisano snov lahko dobimo tako kemično kot elektrokemično. V prvem primeru običajno uporabimo običajno reakcijo izmenjave med perklorno kislino in hidroksidom ali natrijevim karbonatom. Možna je tudi termična razgradnja natrijevega klorata. Pri 400-600 ° C tvori perklorat in natrijev klorid. Toda ta metoda je precej nevarna, saj obstaja nevarnost eksplozije med reakcijo.

Teoretično je mogoče izvesti kemično oksidacijo natrijevega klorata. Najučinkovitejše sredstvo za oksidacijo v tem primeru je oksid svinca (IV) v kislem okolju. Običajno k reakcijski zmesi dodamo perklorno kislino.

Najpogosteje v industriji se uporablja elektrokemijska metoda. On daje čistejši izdelek in na splošno bolj učinkovit. Uporabljena surovina je isti natrijev klorat, ki po oksidaciji na platinski anodi proizvaja perklorat. Da bi bil postopek bolj ekonomičen, se natrijev klorat proizvaja na cenejših grafitnih elektrodah. Obstaja tudi obetavna metoda za proizvodnjo natrijevega perklorata v eni fazi. Kot anoda se uporablja svinčev peroksid.

Elektrokemični mehanizmi

Mehanizem kloratne oksidacije v perklorat še ni povsem razumljen, o tem pa obstajajo samo predpostavke. Raziskave še potekajo.

Najbolj smiselna je varianta, ki temelji na predpostavki elektronskega odboja na anodi kloratnega iona (ClO ₃ ^- ), zaradi česar nastane radikal ClO ₃ . On pa v medsebojnem delovanju z vodo tvori perklorat.

Ta predpostavka je izražena v številnih uglednih znanstvenih delih. To potrjujejo tudi rezultati študij oksidacije kloratov do perkloratov v vodnih raztopinah, označenih s težkimi izotopi kisika ¹⁸ O. Vendar je treba upoštevati, da lahko spreminjanje anodnega materiala (na primer iz platine v grafit) spremeni tudi reakcijski mehanizem.

Druga varianta postopka je oksidacija kloratnih ionov s kisikom, ki nastane, ko se elektroni sproščajo iz hidroksidnega iona.

V skladu s to varianto je hitrost reakcije neposredno odvisna od koncentracije klorata v elektrolitu, t.j. z zmanjšanjem njegove koncentracije se mora hitrost povečati.

Obstaja tudi možnost, ki temelji na istočasnem sproščanju elektronov s kloratnim ionom in hidroksidnim ionom. Nastali radikali so zelo aktivni in oksidirani s kisikom, ki se sprosti iz OH ^- .

Fizične lastnosti

Natrijev perklorat je zelo topen v vodi. Njegova topnost je veliko močnejša kot pri drugih perkloratih. Zato se pri proizvodnji perklorata najprej proizvaja natrijev perklorat, nato pa se, če je potrebno, prenese v druge soli perklorne kisline. Prav tako je zelo topen v tekočem amonijaku, acetonu, vodikovem peroksidu, etanolu in etilen glikolu.

Kot je navedeno zgoraj, je higroskopičen, in kadar je hidroliziran, natrijev perklorat tvori kristalne hidrate (mono- in dihidrate). Lahko tvorijo tudi solvate z drugimi spojinami. Pri temperaturi 482 ° C se topi z razpadom na natrijev klorid in kisik. Pri uporabi dodatkov natrijevega peroksida, manganovega (IV) oksida, kobaltovega oksida (II, III) se temperatura razkroja zmanjša na 150-200 ° C.

Kemijske lastnosti

Natrijeva sol perklorne kisline je zelo močan oksidant, tako da veliko organskih snovi oksidira v ogljikov dioksid in vodo.

Perkloratni ion lahko odkrijemo z reakcijo z amonijevimi solmi. Pri kalciniranju mešanice se reakcija nadaljuje: t

3NaClO4 + 8NH4NO3 → 3KCl + 4N2 + 8HNO3 + 12H2O.

Druga metoda odkrivanja je reakcija izmenjave s kalijem. Kalijev perklorat je veliko manj topen v vodi, zato se bo oboril.

NaClO ₄ + KCl → KClO ₄ + NaCl.

Z drugimi perklorati lahko tvorijo kompleksne spojine: Na2 [Al (ClO ₄ ) ₅ ], Na [Zn (ClO ₄ ) ₃ ], Na [Cd ₂ (ClO ₄ ) ₅ ].

Uporaba

Zaradi nastanka kristaliničnih hidratov je uporaba natrijevega perklorata zelo težavna. V bistvu se uporablja kot herbicid, čeprav zadnjič manj. Skoraj ves natrijev perklorat se pretvori v druge perklorate (npr. Kalij ali amonij) ali perklorno kislino in se zaradi močnih oksidativnih lastnosti uporablja pri sintezi mnogih drugih spojin. Lahko se uporablja tudi v analitični kemiji za določanje in obarjanje kalijevih, rubidijevih in cezijevih kationov, tako iz vodnih kot iz alkoholnih raztopin.

Termična razgradnja vseh perkloratov proizvaja kisik. Zaradi tega lahko sol uporabimo kot vir kisika v raketnih motorjih. Nekateri perklorati se lahko uporabljajo v eksplozivih. Kalijev perklorat se v medicini uporablja za zdravljenje hipertiroidizma. Ta bolezen je posledica povečane funkcije žleze ščitnice in vsaka perklorat ima lastnost, da zmanjša aktivnost te žleze, ki je potrebna za normalizacijo telesa.

Nevarnost

Sam natrijev perklorat je nevnetljiv, vendar lahko pri interakciji z nekaterimi drugimi snovmi povzroči požar ali eksplozijo. Pri požaru se lahko sproščajo strupeni plini ali hlapi (klor ali kloroksidi). Hlajenje se lahko izvede z vodo.

Natrijev perklorat pri sobni temperaturi praktično ne izhlapi, ko pa ga poškropimo, lahko pride v telo. Pri vdihavanju, kašljanju se pojavi draženje sluznice. Pri stiku s kožo se pojavi rdečica. Kot prvo pomoč je priporočljivo umiti mesta z veliko vode in milom ter se znebiti onesnaženih oblačil. Pri dolgotrajni izpostavljenosti telesu vstopi v krvni obtok in povzroči nastanek methemoglobina.

Ko so živalim (zlasti glodalcem) dajali 0,1 g natrijevega perklorata, se je njihova refleksna razburljivost povečala, pojavile so se konvulzije in tetanus. Po dajanju 0,22 g so podgane umrle po 10 urah. Z uvedbo istega odmerka golobov so imeli le blage simptome zastrupitve, po 18 urah pa so umrli. To nakazuje, da se dajanje natrijevega perklorata razvija zelo počasi.