Klórsav

A Wikipédiából, a szabad enciklopédiából
klórsav
Chloric-acid-2D.png
klórsav
Chloric-acid-3D-vdW.png
klórsav
Más nevek klór(V) sav
Kémiai azonosítók
CAS-szám 7790-93-4
ChemSpider 18513
SMILES
O=Cl(=O)O
InChI
1/ClHO3/c2-1(3)4/h(H,2,3,4)
Kémiai és fizikai tulajdonságok
Kémiai képlet HClO3
Moláris tömeg 84,45914 g mol−1
Megjelenés színtelen oldat
Sűrűség 1 g/ml, oldat (körülbelül)
Oldhatóság (vízben) >40 g/100 ml (20 °C)
Savasság (pKa) kb. −2,7[1]
Kristályszerkezet
Molekulaforma trigonális piramis
Veszélyek
Főbb veszélyek oxidálószer, korrozív
NFPA 704
NFPA 704.svg
1
3
2
OX
Rokon vegyületek
Azonos kation brómsav
jódsav
Azonos anion ammónium-klorát
nátrium-klorát
kálium-klorát
Rokon vegyületek sósav
hipoklórossav
klórossav
perklórsav
Ha másként nem jelöljük, az adatok
az anyag standard állapotára vonatkoznak.
(25 °C, 100 kPa)

A klórsav a klór egyik oxosava, sói a klorátok, képlete HClO3. Erős sav (pKa ≈ −2,7) és erős oxidálószer.

Bárium-klorát és kénsav reakciójával lehet előállítani, a folyamat során a vízben oldhatatlan bárium-szulfát csapadékként leválik:

Ba(ClO3)2 + H2SO4 → 2HClO3 + BaSO4

Elő lehet állítani hipoklórossav melegítésével is:

3HClO → HClO3 + 2 HCl

Hideg vizes oldata maximum mintegy 30%-os töménységig stabil. 30%-40%-os oldatot csökkentett nyomáson történő bepárlással lehet előállítani. Ennél töményebb oldatokban vagy melegítés hatására a klórsav bomlik:[2]

8 HClO3 → 4 HClO4 + 2 H2O + 2 Cl2 + 3 O2
3 HClO3 → HClO4 + H2O + 2 ClO2

Bomlását kinetikai tényezők befolyásolják, a klórsav a diszproporcióval szemben termodinamikailag nem stabil.

A klórsav veszélyesen erős oxidálószer, a legtöbb szerves és éghető anyaggal érintkezve azokat hirtelen elégeti. Például ha cukor és kálium-klorát elegyéhez tömény kénsavat adunk, akkor a keverék – a keletkező klórsav hatására – meggyullad.

Molekulaalkata a vegyérték-elektronpár taszítási elmélet szerint trigonális piramis. A klórsav molekulái az oldatban szinte teljes egészében disszociálódnak. A klorátionok igen gyenge bázisok. Oxidáló képessége savas közegben erősebb, mint bázisos körülmények között, amit a redoxi potenciálok értéke is mutat:[3]

Redox pár oxidációs szám Standardpotenciál pH = 0 Standardpotenciál pH = 14
HClO4 /HClO3 (+VII)/(+V) +1,19 V +0,36 V
HClO3 /ClO2 (+V)/(+IV)  ?  ?
HClO3 /HClO2 (+V)/(+III)  ?  ?
HClO3 /HClO (+V)/(+I) +1,43 V +0,50 V
HClO3 /Cl2 (+V)/(0) +1,47 V +0,48 V
HClO3 /Cl (+V)/(−I) +1,45 V +0,62 V

Jegyzetek[szerkesztés]

  1. Nils Wiberg, Egon Wiberg, Arnold Fr. Holleman: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 102 kiadás. de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1.
  2. Greenwood, N.N.. Az elemek kémiája, 1., Budapest: Nemzeti Tankönyvkiadó, 1175. o (1999). ISBN 963-18-9144-5 
  3. Nils Wiberg, Egon Wiberg, Arnold Fr. Holleman: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 91.-100 kiadás. de Gruyter, Berlin 1985, ISBN 3-11-007511-3, S. 420 (Angegebene Einzelwerte teilweise mit Regel auf S. 227 ebenda (Kleingedrucktes, "Luthersche Regel") berechnet).

Fordítás[szerkesztés]

Ez a szócikk részben vagy egészben a Chloric acid című angol Wikipédia-szócikk fordításán alapul. Az eredeti cikk szerkesztőit annak laptörténete sorolja fel.

Ez a szócikk részben vagy egészben a Chlorsäure című német Wikipédia-szócikk fordításán alapul. Az eredeti cikk szerkesztőit annak laptörténete sorolja fel.

Források[szerkesztés]

  • szerk.: R. Bruce King: Chloric acid, Encyclopedia of Inorganic Chemistry 2. Chichester: Wiley (1994). ISBN 0-471-93620-0