Хлорная кислота

Хлорная кислота
Общие
Систематическое наименование	Хлорная кислота
Хим. формула	HClO4
Физические свойства
Состояние	бесцветная жидкость
Молярная масса	100,46 г/моль
Плотность	1,76 г/см³
Термические свойства
Температура
• плавления	−102 °C
• кипения	203 °C
Энтальпия
• образования	−40,4 кДж/моль
Химические свойства
Константа диссоциации кислоты $pK_{a}$	−10
Растворимость
• в воде	смешивается
Классификация
Рег. номер CAS	7601-90-3
PubChem	24247
Рег. номер EINECS	231-512-4
SMILES	OCl(=O)(=O)=O
InChI	InChI=1S/ClHO4/c2-1(3,4)5/h(H,2,3,4,5) VLTRZXGMWDSKGL-UHFFFAOYSA-N
RTECS	SC7500000
ChEBI	29221
Номер ООН	1873
ChemSpider	22669
Безопасность
NFPA 704	0 3 3 OX
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
Медиафайлы на Викискладе

Хлорная кислота (химическая формула — HClO₄, лат. Acidum perchloricum) — одноосновная кислота, одна из самых сильных (в водном растворе, pK ≈ −10), безводная — исключительно сильный окислитель, так как содержит хлор в высшей степени окисления +7.

Свойства

Физические свойства

Бесцветная летучая жидкость, сильно дымящая на воздухе, в парах мономерна. Безводная хлорная кислота очень реакционноспособна и неустойчива.

Химические свойства

Жидкая HClO₄ частично димеризована, для неё характерна равновесная автодегидратация:

${\mathsf {3HClO_{4}\rightleftarrows H_{3}O^{+}+ClO_{4}^{-}+Cl_{2}O_{7}}}$

Безводная кислота взрывоопасна из-за наличия в ней оксида хлора(VII). Водные растворы с концентрацией ниже 72 % более безопасны, но на свету желтеют с образованием взрывоопасных оксидов хлора. Пожелтевшую кислоту рекомендуется аккуратно разбавить и нейтрализовать щелочами или карбонатами.

Являясь сильной неустойчивой кислотой, хлорная кислота разлагается:

${\mathsf {4HClO_{4}\rightarrow 4ClO_{2}+3O_{2}+2H_{2}O}}$

Хлорную кислоту и её соли (перхлораты) применяют как окислители. Хлорная кислота, как одна из самых сильных кислот и окислитель, растворяет золото и платиновые металлы:

${\mathsf {9HClO_{4}+2Au\rightarrow 2Au(ClO_{4})_{3}+3HClO_{3}+3H_{2}O}}$

а в реакции с серебром образует хлорноватую кислоту:

${\mathsf {3HClO_{4}+2Ag\rightarrow 2AgClO_{4}+HClO_{3}+H_{2}O}}$

Неметаллы и активные металлы восстанавливают концентрированную хлорную кислоту до хлороводорода

${\mathsf {8As+5HClO_{4}+12H_{2}O\rightarrow 8H_{3}AsO_{4}+5HCl}}$ (данная реакция используется в металлургии для очистки руд.

Аммиак окисляется в концентрированной хлорной кислоте до азотной кислоты: ${\mathsf {HClO_{4}+NH_{3}\rightarrow HCl+HNO_{3}+H_{2}O}}$

В отличие от других кислот, хлорная при этом не образует соответствующей соли аммония.

Разбавленная хлорная кислота обладает слабыми окислительными свойствами (не окисляет сероводород, диоксид серы, иодоводород, хром(II), азотистую кислоту) и при реакции с металлами до водорода в электрохимическом ряду выделяет водород с образованием перхлоратов. Водные растворы хлорной кислоты устойчивы.

Хлорная кислота хорошо растворима во фтор- и хлорорганических растворителях, таких, как CF₃COOH, CHCl₃, CH₂Cl₂ и др. Смешивание с растворителями, проявляющими восстановительные свойства (например, с диметилсульфоксидом), может привести к воспламенению и взрыву. С водой хлорная кислота смешивается в любых соотношениях и образует ряд гидратов HClO₄·nH₂O (где n = 0,25…4). Моногидрат HClO₄·H₂O имеет ионную природу и температуру плавления +50 °C. Хлорная кислота с водой образует азеотропную смесь, кипящую при 203 °C и содержащую 72 % хлорной кислоты. Растворы хлорной кислоты в хлорсодержащих углеводородах являются сверхкислотами (суперкислотами). Хлорная кислота является одной из сильнейших неорганических кислот, в её среде даже кислотные соединения ведут себя как основания, присоединяя протон и образуя катионы ацилперхлоратов: P(OH)₄⁺ClO₄⁻, NO₂⁺ClO₄⁻.

При слабом нагревании при пониженном давлении смеси хлорной кислоты с фосфорным ангидридом, отгоняется бесцветная маслянистая жидкость — хлорный ангидрид:

${\mathsf {2HClO_{4}+P_{4}O_{10}\rightarrow Cl_{2}O_{7}+H_{2}P_{4}O_{11}}}$

Соли хлорной кислоты называются перхлоратами. Их большинство растворимо в воде. Малорастворимы перхлораты калия, цезия и рубидия. Перхлорат йода в лаборатории получают при обработке раствора йода в безводной хлорной кислоте озоном:

${\mathsf {I_{2}+6HClO_{4}+O_{3}=2I(ClO_{4})_{3}+3H_{2}O}}$

Перхлорат фтора можно получить прямым синтезом:

2F₂+4HClO4→4FClO₃+2H₂O+О₂↑

Получение

Водные растворы хлорной кислоты получают электрохимическим окислением соляной кислоты или хлора, растворённых в концентрированной хлорной кислоте, а также обменным разложением перхлоратов натрия или калия сильными неорганическими кислотами. При взаимодействии перхлоратов с серной кислотой образуется оксид хлора (VII) :

• ${\mathsf {HCl+2O_{2}\ \xrightarrow {UV,q} HClO_{4}}}$
• ${\mathsf {Cl_{2}+7O_{2}+H_{2}O\ \xrightarrow {UV,q} 2HClO_{4}}}$
• ${\mathsf {2KClO_{4}+H_{2}SO_{4}\rightarrow K_{2}SO_{4}+Cl_{2}O_{7}+H_{2}O}}$

Для получения безводной хлорной кислоты требуется нагрев насыщенного раствора перхлората аммония с добавлением азотной, а затем и соляной кислоты, вследствие чего образуется хлорная кислота, вода, хлор и оксид азота (I):

${\mathsf {34NH_{4}ClO_{4}+36HNO_{3}+8HCl\rightarrow 34HClO_{4}+4Cl_{2}\uparrow +35N_{2}O\uparrow +73H_{2}O}}$

Для получения особо чистого оксида хлора семь требуется нагрев сухих хлоратов металлов с жидким фторидом кислорода:

${\mathsf {OF_{2}+2KClO_{3}\rightarrow Cl_{2}O_{7}+2KF}}$

Применение

• Концентрированные водные растворы хлорной кислоты широко используются в аналитической химии, а также для получения перхлоратов.
• Хлорная кислота применяется при разложении сложных руд, при анализе минералов, а также в качестве катализатора.
• Соли хлорной кислоты: перхлорат калия малорастворим в воде, применяется в производстве взрывчатых веществ, перхлорат магния (ангидрон) — осушитель, перхлорат аммония — добавка к ракетному топливу и взрывчатое вещество.

Безводную хлорную кислоту нельзя длительно хранить и перевозить, так как при хранении в обычных условиях она медленно разлагается, окрашивается оксидами хлора, образующимися при её разложении, и может самопроизвольно взрываться. Зато её водные растворы вполне устойчивы.

Литература

• Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия. — М., 2001.
• Реми Г. Курс неорганической химии. — М.: Иностранная литература, 1963.