حمض البركلوريك

حمض البركلوريك
الأسماء
	اسم أيوپاك النظامي chloric(VII) acid
	أسماء أخرى Hyperchloric acid
Identifiers
رقم CAS
3D model (JSmol)	Interactive image;
ChEBI	CHEBI:29221 ;
ChEMBL	ChEMBL1161634 ;
ChemSpider	22669 ;
ECHA InfoCard	100.028.648
رقم EC	231-512-4;
PubChem CID	24247;
رقم RTECS	SC7500000;
UNII	V561V90BG2 ;
UN number	1873
CompTox Dashboard (EPA)	DTXSID8047004 ;
InChI	InChI={{{value}}}
SMILES
الخصائص
الصيغة الجزيئية	HClO4
كتلة مولية	100.46 ج/مول
المظهر	سائل عديم اللون
الرائحة	عديم الرائحة
الكثافة	1.768 ج/سم3
نقطة الانصهار
نقطة الغليان
قابلية الذوبان في الماء	Miscible
الحموضة (pKa)	−15.2 (±2.0); ≈ −10
المخاطر
خطر رئيسي	مؤكسد قوي، مادة آكلة قوية
صفحة بيانات السلامة	ICSC 1006
ن.م.ع. مخطط تصويري
ن.م.ع. كلمة الاشارة	DANGER
ن.م.ع. عبارات المخاطر	H271, H290, H302, H314, H373
ن.م.ع. العبارات الاحتياطية	P210, P280, P303+P361+P353, P304+P340, P305+P351+P338, P310, P371, P375, P380
NFPA 704 (معيـَّن النار)	0 3 3 OX
نقطة الوميض	Non-flammable
مركبات ذا علاقة
مركـّبات ذات علاقة	حمض الهيدروكلوريك; حمض الهيبوكلوروز; حمض الكلوروز; حمض الكلوريك
	ما لم يُذكر غير ذلك، البيانات المعطاة للمواد في حالاتهم العيارية (عند 25 °س [77 °ف]، 100 kPa).
	verify (what is ?)
	مراجع الجدول

حمض البركلوريك (إنگليزية: Perchloric acid)، هو حمض معدني صيغته الكيميائية H Cl O₄. عادة ما يتواجد على شكل محلول مائي، وهذا المركب عديم اللون هو حمض تزيد قوته عن ن حمض الكبريتيك وحمض النيتريك وحمض الهيدروكلوريك. وهو مؤكسد قوي عندما يكون ساخناً لكن عندما تشكل المحاليل المائية 70٪ تقريبًا من وزنه عند درجة حرارة الغرفة يكون آمناً بشكل عام، ويظهر فقط خصائص حمضية قوية وليس خصائص مؤكسدة. حمض البركلوريك مفيد في تحضير أملاح البركلورات، وخاصة بركلورات الأمونيوم، وهو عنصر هام لصناعة وقود الصواريخ. حمض البركلوريك هو مادة آكلة بشكل خطير وتشكل بسهولة مخاليط قابلة للانفجار.

. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

التاريخ

تم تحضير حمض البركلوريك لأول مرة (مع بركلورات البوتاسيوم) بواسطة الكيميائي النمساوي فريدريش فون ستاديون وكان يسمى "حمض الكلوريك المؤكسد" في منتصف عقد 1810؛ طرح الصيدلي الفرنسي جورج-سيمون سرولاس التسمية الحديثة مع اكتشاف المونوهيدرات الصلبة فيه (الذي اعتقد سرولاس عن طريق الخطأ أنها أنهيدريت).^[3]

الانتاج

يُنتج حمض البيركلوريك صناعياً بطريقتين. تستغل الطريقة التقليدية قابلية بركلورات الصوديوم العالية للذوبان في الماء (209 جم/100 مل من الماء عند درجة حرارة الغرفة). معالجة مثل هذه المحاليل باستخدام حمض الهيدروكلوريك تنتج حمض البيركلوريك، مما يؤدي إلى ترسيب كلوريد الصوديوم الصلب:

NaClO₄ + HCl → NaCl + HClO₄

يمكن تنقية الحمض المركز عن طريق التقطير. الطريقة البديلة، وهي أكثر مباشرة وتتجنب الأملاح، تستلزم أكسدة أنوديك للكلور المائي في قطب بلاتيني.^[4]^[5]

AMMONIUM PERCHLORATE RECOVERY PLANT.^[6]

مخطط الانسياب لمصنع ينتج 50 طن باليوم بركلورات الأمونيوم.^[7]

Crystallization section of the plant: CR-1-ammonium-perchlorate (APC) crystallizer: CR-2potassium-perchlorate (KPC) crystallizer, F-1-Netzsch filter for separation of APC crystals: F-2Netzsch filter for separation of KPC crystals; T-1: Mother liquor tank; CP-1, CP-2-centrifugal pumps: VP-1-vacuum pump.^[8]

Pilot plant for production of ammonium-perchlorate (30 ton per year) Crystallizer and dryer.^[8]

تحضيرات معملية

تؤدي معالجة بركلورات الباريوم وحمض الكبريتيك إلى ترسيب كبريتات الباريوم، ويبقى حمض البركلوريك. يمكن تحضيره أيضًا عن طريق خلط حمض النيتريك مع بركلورات الأمونيوم والغليان أثناء إضافة حمض الهيدروكلوريك. يعطي التفاعل أكسيد النيتروز وحمض البركلوريك نتيجة تفاعل متزامن يشمل أيون الأمونيوم ويمكن تركيزه وتنقيته بشكل كبير عن طريق غليان ما تبقى من حمضي النيتريك والهيدروكلوريك.

الخصائص

حمض البركلوريك اللامائي هو سائل زيتي غير مستقر في درجة حرارة الغرفة. وهو يشكل ما لا يقل عن خمسة هيدرات، وقد تم تمييز العديد منها بالفحص الإشعاعي البلوري. تتكون هذه المواد الصلبة من أنيون بركلورات مرتبط عبر رابطة هيدروجينية بمراكز H₂O وH₃O⁺.^[9] ومن أمثلة ذلك بكلورات الهيدرونيوم. يشكل حمض البركلوريك ثابت الغليان مع الماء، ويكون حوالي 72.5% من حمض البيركلوريك. هذا الشكل من الحمض مستقر بشكل دائم ومتاح تجارياً. تكون هذه المحاليل استرطابية. وبالتالي، إذا تُرك حمض البركلوريك المركز معرضاً للهواء، فإنه يخفف نفسه عن طريق امتصاص الماء من الهواء.

تؤدي إزالة الماء من حمض اليركلوريك إلى تكون سباعي أكسيد ثنائي الكلور:^[10]

2 HClO₄ + P₄O₁₀ → Cl₂O₇ + H₂P₄O₁₁

الاستخدامات

يُنتج حمض البركلوريك بشكل رئيسي كمركب طليعي لبركلورات الأمونيوم، الذي يستخدم في تصنيع وقود الصواريخ. أدى النمو في صناعة الصواريخ إلى زيادة إنتاج حمض البركلوريك. تُنتج عدة ملايين من الكيلوجرامات سنوياً.^[4] حمض البركلوريك هو أحد أكثر المواد التي أثبتت جدواها في تنميش شاشات البلور السائل والتطبيقات الإلكترونية الهامة بالإضافة إلى استخلاص الخام وله خصائص فريدة في الكيمياء التحليلية.^[11] بالإضافة لكونه مكون هام في تنميش الكروم.^[12]

كحمض

حمض البركلوريك، حمض فائق، هو أحد أقوى أحماض برونستد-لاوري. تبين أن pK_a أقل من −9 من خلال حقيقة أن أحادي الهيدرات يحتوي على أيونات الهيدرونيوم ويمكن عزله على شكل مادة صلبة بلورية مستقرة، صيغتها الكيميائية هي [H₃O⁺][ClO–4].^[13] أحدث تقدير لمادة pK_a المائية هو −15.2±2.0.^[2] يوفر حمضية قوية مع الحد الأدنى من التداخل لأن الركلورات محب للنواة ضعيف (مما يفسر حمضية HClO₄ المرتفعة). الأحماض الأخرى أنيونات غير متسقة، مثل حمض الفلوروبوريك وحمض سداسي فلورو الفوسفوريك عرضة للتحلل المائي، بينما حمض البيركلوريك ليس كذلك. على الرغم من المخاطر المرتبطة بانفجار أملاحه، غالبًا ما يُفضل الحمض في بعض التركيبات.^[14] لأسباب مماثلة، يعد حمض البركلوريك مدة شاطفة مفيدة في كروماتوجرافيا التبادل الأيوني.

كما يستخدم حمض البركلوريك في التلميع الكهربائي أو نقش الألمنيوم والموليبدينوم والمعادن الأخرى.

السلامة

نظرًا لخصائصه المؤكسدة القوية، يخضع حمض البيركلوريك للوائح واسعة النطاق حيث يمكن أن يتفاعل بعنف مع المعادن والمواد القابلة للاشتعال مثل الخشب والبلاستيك والزيوت.^[15] ينبغي العمل باستخدام حمض البيركلوريك تحت أغطية من الدخان مع إمكانية الغسل لمنع تراكم المؤكسدات في مجاري الهواء.

في 20 فبراير 1947 في لوس أنجلس بولاية كاليفورنيا الأمريكي، لقى 17 شخصاً مصرعهم وأصيب 150 آخرينفي كارثة أوكونور لأعمال الطلاء. انفجار حمام تزيد سعته عن 1000 لتر من 75% حمض البيركلوريك و25٪ أنهيدريد الخليك كان يستخدم في التلميع الكهربائي للأثاث الألمنيوم. أضيفت المركبات العضوية إلى الحمام عند استبدال رف حديدي بآخر مغطى بأسيتوبوتيرات السليلوز (تنيت-2 بلاستيكي). بعد بضع دقائق انفجر الحمام.^[16]^[17]

تدمر مصنع أوكونور لأعمال الطلاء و25 مبنى آخر، و40 سيارة، وتضرر 250 منزلاً مجاوراً.

انظر أيضاً

المراجع

^ Fomon, S. (1920). Medicine and the Allied Sciences. Medicine and the Allied Sciences. D. Appleton. p. 148.
^ ^أ ^ب Trummal, Aleksander; Lipping, Lauri; Kaljurand, Ivari; Koppel, Ilmar A.; Leito, Ivo (6 May 2016). "Acidity of Strong Acids in Water and Dimethyl Sulfoxide". The Journal of Physical Chemistry A. American Chemical Society (ACS). 120 (20): 3663–3669. Bibcode:2016JPCA..120.3663T. doi:10.1021/acs.jpca.6b02253. ISSN 1089-5639. PMID 27115918. S2CID 29697201.
^ Perchloric acid and perchlorates
^ ^أ ^ب 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.
^ Müler, W.; Jönck, P. (1963). "Herstellung von Perchlorsäure durch anodische Oxydation von Chlor". Chemie Ingenieur Technik. 35 (2): 78. doi:10.1002/cite.330350203.; German patent DE1031288B; US patent US2846383A.
^ "AMMONIUM PERCHLORATE RECOVERY PLANT". kaybouvet.com.
^ Alaa N. Ghanim و Farah Kadhum (2020-09-01). "Properties and Manufacture of Ammonium Perchlorate". researchgate.
^ ^أ ^ب A. Andri (2007). "Crystallization of Ammonium-Perchlorate from Solution of Electrolytically Produced Sodium-Perchlorate in a Pilot-Scale Plant". semanticscholar.org.
^ Almlöf, J.; Lundgren, J. O.; Olovsson, I. (15 May 1971). "Hydrogen bond studies. XLV. The crystal structure of HClO4.2.5H2O". Acta Crystallographica Section B: Structural Crystallography and Crystal Chemistry. International Union of Crystallography (IUCr). 27 (5): 898–904. doi:10.1107/s0567740871003236. ISSN 0567-7408.
^ Holleman, Arnold F.; Wiberg, Egon (2001). Inorganic chemistry. Translated by Mary Eagleson, William Brewer. San Diego: Academic Press. p. 464. ISBN 0-12-352651-5.
^ "Perchloric Acid". GFS chemicals. Archived from the original on 2015-01-31. Retrieved 2014-01-14.
^ "Metal Etching". Thayer School of Engineering.
^ Kathleen Sellers; Katherine Weeks; William R. Alsop; Stephen R. Clough; Marilyn Hoyt; Barbara Pugh (2006). Perchlorate: environmental problems and solutions. CRC Press. p. 16. ISBN 0-8493-8081-2.
^ قالب:OrgSynth
^ "Materials Safety Data Sheet - Perchloric Acid, 60%, GR" (PDF). emd chemicals. 2003. Archived from the original (PDF) on 24 March 2012. Retrieved 24 February 2022.
^ R. C. Nester; G. F. Vander Voort (1992). Safety in the Metallographic Laboratory. ASTM Standardization News. p. 34.
^ "CALIFORNIA: The Amazing Brew". Time.com. March 3, 1947.