حمض البيركلوريك

حمض البيركلوريك
حمض البيركلوريك	حمض البيركلوريك
	حمض البيركلوريك
تسمية الاتحاد الدولي للكيمياء
	chloric(VII) acid
أسماء أخرى
	Perchloric acid; Hyperchloric acid
المعرفات
CAS	7601-90-3
بوب كيم	24247
	مواصفات الإدخال النصي المبسط للجزيئات OCl(=O)(=O)=O ;
	المعرف الكيميائي الدولي InChI=1S/ClHO4/c2-1(3,4)5/h(H,2,3,4,5) ; InChIKey:VLTRZXGMWDSKGL-UHFFFAOYSA-N ;
الخواص
الصيغة الجزيئية	HClO4
الكتلة المولية	100.46 غ/مول
المظهر	سائل عديم اللون
الكثافة	1.77 غ/سم3
نقطة الانصهار	−112 °س
نقطة الغليان	130 °س
	في حال عدم ورود غير ذلك فإن البيانات الواردة أعلاه معطاة بالحالة القياسية (عند 25 °س و 100 كيلوباسكال)
	تعديل مصدري - تعديل

حمض البيركلوريك هو حمض معدني صيغته HClO₄، ويكون في العادة على هيئة سائل عديم اللون وحامضيته تكون اعلى من حمضي النتريك والكبريتيك. يعتبر مؤكسد خطر جدا عندما يكون ساخناً. يستخدم هذا الحمض لتحضير أملاح البيركلورات، وعلى وجه الخصوص بيركلورات الأمونيوم، كما أنه يعتبر مكون أساسي لوقود الصواريخ. حمض البيروكلوريك يعد ذو خاصية تآكلية خطرة.

التحضير عدل

يمكن أن يحضر حمض البيركلوريك إما من أملاح الكلورات بتفاعل إزاحة عند إضافة حمض الهيدروكلوريك:^[4]

$\mathrm {\ NaClO_{4}+\ HCl\longrightarrow \ NaCl+\ HClO_{4}}$

أو من أملاح الكلوريت عند حدوث تفاعل عدم تناسب جراء التسخين:^[5]

\mathrm {4\ KClO_{3}\longrightarrow \ KCl+3\ KClO_{4}}

كما يمكن الحصول عليه من الأكسدة المصعدية لمحاليل الكلور عند قطب من البلاتين.^[6]^[7]

الخواص عدل

يوجد المركب في الشروط القياسية على شكل سائل عديم اللون، وهو يتميز بخواصه المؤكسدة القوية، إذ تبلغ فيه ذرة الكلور حالة الأكسدة القصوى +7.

يؤدي نزع الماء من المركب إلى الحصول على سباعي أكسيد ثنائي الكلور.^[8]

\mathrm {4\ HClO_{4}+P_{4}O_{10}\longrightarrow 2\ Cl_{2}O_{7}+4\ HPO_{3}}

الاستخدامات عدل

يستخدم المركب بشكل واسع في المختبرات الكيميائية في عدة تفاعلات مثل المعايرة والأكسدة والترسيب.

طالع أيضاً عدل

مراجع عدل

^ Samuel Fomon. Medicine and the Allied Sciences. ج. 1. ص. 148.
^ ^أ ^ب ^ت PERCHLORIC ACID (بالإنجليزية), QID:Q278487
^ ChEBI release 2020-09-01، 1 سبتمبر 2020، QID:Q98915402
^ A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 101. Auflage. Walter de Gruyter, Berlin 1995, ISBN 3-11-012641-9, S. 480
^ G. Brauer (Hrsg.), Handbook of Preparative Inorganic Chemistry 2nd ed., vol. 1, Academic Press 1963, S. 318–20.
^ 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. دُوِي:10.1002/14356007.a06_483.
^ Müler، W.؛ Jönck، P. (1963). "Herstellung von Perchlorsäure durch anodische Oxydation von Chlor". Chemie Ingenieur Technik – CIT. ج. 35 ع. 2: 78. DOI:10.1002/cite.330350203.
^ Holleman، Arnold F.؛ Wiberg، Egon (2001). Inorganic chemistry. Translated by Mary Eagleson, William Brewer. San Diego: Academic Press. ص. 464. ISBN:0-12-352651-5.