حمض البيركلوريك

مركب كيميائي

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.

حمض البيركلوريك
حمض البيركلوريك
حمض البيركلوريك

حمض البيركلوريك

تسمية الاتحاد الدولي للكيمياء

chloric(VII) acid

أسماء أخرى

Perchloric acid
Hyperchloric acid[1]

المعرفات
CAS 7601-90-3  تعديل قيمة خاصية (P231) في ويكي بيانات
بوب كيم 24247  تعديل قيمة خاصية (P662) في ويكي بيانات

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)

التحضيرعدل

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

 

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

 

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

الخواصعدل

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]

 

الاستخداماتعدل

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

طالع أيضاًعدل

مراجععدل

  1. ^ Samuel Fomon. Medicine and the Allied Sciences. 1. صفحة 148. الوسيط |CitationClass= تم تجاهله (مساعدة)
  2. أ ب ت معرف بوب كيم: https://pubchem.ncbi.nlm.nih.gov/compound/24247 — تاريخ الاطلاع: 20 سبتمبر 2016 — العنوان : PERCHLORIC ACID — الرخصة: محتوى حر
  3. ^ معرف بوب كيم: https://pubchem.ncbi.nlm.nih.gov/compound/24247
  4. ^ 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
  5. ^ G. Brauer (Hrsg.), Handbook of Preparative Inorganic Chemistry 2nd ed., vol. 1, Academic Press 1963, S. 318–20.
  6. ^ 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.
  7. ^ Müler, W.; Jönck, P. (1963). "Herstellung von Perchlorsäure durch anodische Oxydation von Chlor". Chemie Ingenieur Technik – CIT. 35 (2): 78. doi:10.1002/cite.330350203. الوسيط |CitationClass= تم تجاهله (مساعدة)
  8. ^ Holleman, Arnold F.; Wiberg, Egon (2001). Inorganic chemistry. Translated by Mary Eagleson, William Brewer. San Diego: Academic Press. صفحة 464. ISBN 0-12-352651-5. الوسيط |CitationClass= تم تجاهله (مساعدة)
 
هذه بذرة مقالة عن الكيمياء بحاجة للتوسيع. شارك في تحريرها.