Ácido clórico

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Chloric acid
Alerta sobre risco à saúde
Chloric-acid-2D.png
Chloric-acid-3D-vdW.png
Outros nomes Chloric(V) acid
Identificadores
Número CAS 7790-93-4
PubChem 19654
Propriedades
Fórmula química HClO3
Massa molar 84.44 g mol-1
Aparência solução incolor
Densidade 1,28 g·cm-3 (solução a 18%)[1]
Ponto de fusão

←20 °C (solução a 18%) [1]

Ponto de ebulição

40 °C (decomposição da solução a 18%) [1]

Acidez (pKa) -2,7[2]
Estrutura
Forma molecular pyramidal
Riscos associados
Principais riscos
associados
Oxidante
NFPA 704
NFPA 704.svg
1
3
2
OX
Frases R R8, R34
Frases S S17, S26, S36/37/39, S45
Compostos relacionados
Outros catiões/cátions Clorato de amônio
Clorato de sódio
Clorato de potássio
Oxiácidos relacionados Ácido brômico
Ácido iôdico
Ácido sulfúrico
Compostos relacionados Pentóxido de dicloro
Ácido clorídrico (HCl)
Ácido hipocloroso (HClO)
Ácido cloroso (HClO2)
Ácido perclórico (HClO4)
Exceto onde denotado, os dados referem-se a
materiais sob condições normais de temperatura e pressão

Referências e avisos gerais sobre esta caixa.
Alerta sobre risco à saúde.

O ácido clórico (HClO3) é um oxiácido inorgânico do cloro. É um ácido forte (pKa ~ -2)​[1] e um forte agente oxidante, cujo poder depende do pH do meio e é substancialmente maior em soluções ácidas[2].

Não é muito estável na forma pura; no entanto, sua estabilidade aumenta consideravelmente em solução aquosa, livre de impurezas e protegidas da luz[3] e mais ainda quando sal[4]. Na forma de solução, pode chegar a concentrações de até 30% em água fria, ou até 40% a pressão reduzida, mas que é logo acompanhada de sua decomposição em ácido perclórico (HClO4) e a evolução de gases cloro, oxigênio e dióxido de cloro[2]:

8HClO3(aq) → 4HClO4(aq) + 2H2O(l) + 2Cl2(g) + 3O2(g)

3HClO3(aq) → HClO4(aq) + H2O(l) + 2ClO2(g)

A tabela a seguir traz a densidade relativa de diferentes concentrações de ácido clórico[3].

Concentração da solução
1% 1,0044
6% 1,0344
10% 1,0594
16% 1,0991
20% 1,1273
24% 1,1568

O ácido clórico explode caso se tente evaporá-lo à secura[5]. Ao ser aquecido, se decompõe liberando os gases oxigênio (O2) e dióxido de cloro (ClO2). Em temperaturas mais brandas, a decomposição do ácido clórico ocorre com o seu desproporcionamento, produzindo ácido perclórico (HClO4) e ácido clorídrico (HCl)[4].

4HClO3(aq) → 4ClO2(g) + 2H2O(g) + O2(g)

A decomposição dos cloratos depende de fatores termodinâmicos e cinéticos. Óxidos tendem a ser favorecidos na presença de um cátion polarizante forte (como magnésio, metais de transição e lantanídeos), enquanto a formação de cloreto é observada em cloratos de metais alcalinos, alcalinoterrosos e prata[2]. Os cloratos desproporcionam tanto em meio ácido quanto em meio básico:

4ClO3-(aq) ⇌ 3ClO4-(aq) + Cl-(aq)    ∆rGº = -24kJ.mol-1        K=1,4.1025

No entanto, a reação é lenta tanto em pH alto quanto em pH baixo, e o ácido clórico é um ácido forte, de modo que os íons ClO3- podem ser facilmente manuseados em solução aquosa[6].

Obtenção[editar | editar código-fonte]

Cloratos podem ser obtidos borbulhando gás cloro (Cl2) em uma solução de hidróxido de sódio (NaOH) quente e eletrolisando o cloreto (Cl-) formado em soluções quentes sob vigorosa agitação. Nesse processo, somente ⅙ do cloreto é convertido em clorato. No entanto, o cloreto de sódio (NaCl) gerado é eletrolisado novamente, não havendo perdas[5].

6NaOH(aq) + 3Cl2(g) → NaClO3(aq) + 5NaCl(aq) + 3H2O(l)

2Cl-(aq) + 2H2O(l) → Cl2(g) + H2(g) + 2OH-(aq)

Analogamente, podem ser eletrolisadas soluções de cloreto de potássio (KCl) 25% a 70-75ºC até estar saturada de clorato de potássio. A solução é resfriada e o clorato de potássio é cristalizado[1].

Contudo, para produção em larga escala, são recomendadas outras rotas. Industrialmente, o ácido clórico é produzido pela eletrólise da salmoura em cela diafragmática, que promove uma mistura mais eficaz. O gás cloro produzido no anodo reage com os íons hidróxido produzidos no catodo, formando hipoclorito que se desproporciona ou é oxidado a clorato[2]:

Reação anódica: Cl-(aq) → ½ Cl2(g) + e-

Reação catódica: H2O(l) + e- → ½ H2(g) + OH-(aq)

Mistura: Cl2(g) + 2OH-(aq) → Cl-(aq + ClO-(aq) + H2O(l)

Desproporcionamento: 3ClO-(aq) → ClO3-(aq) + 2Cl-(aq)

Oxidação: ClO-(aq) + 2H2O(l) → ClO3-(aq) + 2H2(g)

Em células eletrolíticas modernas, usa-se anodo de dióxido de titânio (TiO2) coberto de algum metal nobre e catodo de aço, separados por 3mm de distância, com uma corrente elétrica de 2700A.m-2 em uma salmoura 80 a 100g.L-1 em temperaturas de 60 a 80ºC. Nessas condições, a eficiência do processo é de 93%, e uma tonelada de clorato de sódio (NaClO3) pode ser obtida a partir de 565kg de cloreto de sódio usando 4535kWh de eletricidade. Também é coletado gás hidrogênio (H2) no processo[2].

O ácido clórico, em laboratório, pode ser obtido pela reação do clorato de bário (Ba(ClO3)2) com ácido sulfúrico concentrado, removendo o sulfato de bário por filtração[4] ou a partir de clorato de sódio e resinas trocadoras de íons[3].

Ba(ClO3)2(aq) + H2SO4(aq) → 2HClO3(aq) + BaSO4(s)

Os cloratos também são produzidos a partir da decomposição térmica de hipocloritos[4].

Riscos[editar | editar código-fonte]

Cloratos podem explodir na moagem, durante o aquecimento ou em contato com substâncias facilmente oxidáveis, como materiais orgânicos e enxofre. É perigoso na forma sólida e é muito mais seguro na forma de solução[5].

O ácido clórico é extremamente irritante à pele e às mucosas[3].

Aplicações[editar | editar código-fonte]

O ácido clórico é utilizado como método de preparar pequenas quantidades de gás oxigênio em laboratório[2], como agente oxidante no tratamento de materiais e, junto do ácido sulfuroso, é catalisador no processo de polimerização da acrilonitrila[3].

O ácido clórico também pode ser utilizado para produzir ácido iódico (HIO3) a partir de sua reação com o iodo[4].

Os cloratos (sais derivados do ácido clórico) possuem diversas aplicações. O clorato de sódio é utilizado como herbicida e também por terroristas na confecção de bombas. No entanto, as bombas não são confiáveis e são extremamente perigosas[5]. Também são utilizados na produção de fósforos de segurança e fogos de artifício. Os cloratos de metais alcalinos desproporcionam quando fundidos[2]:

4ClO3-(aq) → Cl-(aq) + 3ClO4-(aq)

Clorato Ponto de fusão (ºC) Temperatura de decomposição (ºC)
LiClO3 125 270
NaClO3 248 265
KClO3 368 400

Na presença de metal de transição catalisador, como MnO2, a decomposição do clorato de potássio a cloreto de potássio e gás oxigênio começa em 70ºC e é vigorosa a 100ºC:

2ClO3-(aq) → 2Cl-(aq) + 3O2(g)

Referências

  1. a b c Registo de Chlorsäure na Base de Dados de Substâncias GESTIS do IFA, accessado em 4 de Janeiro de 2008
  2. Nils Wiberg, Egon Wiberg, Arnold Fr. Holleman (2007). Lehrbuch der Anorganischen Chemie 102 ed. Berlin: de Gruyter. ISBN 978-3-11-017770-1 

[1] HESLOP, R. B.; ROBINSON, P. L. Inorganic Chemistry: A Guide To Advanced Study. 3ª ed. Londres: Elsevier, 1967, pp. 531-532

[2] GREENWOOD, N. N.; EARNSHAW, A. Chemistry of the Elements. 2ª ed. Oxford: Elsevier, 1997, pp. 862-865

[3] O’NEIL, M. J. et al. The Merck Index. 14ª ed. Whitehouse Station: Merck Research Laboratories, 2006, pp. 346-347

[4] MOELLER, T. Inorganic Chemistry: An Advanced Textbook. 2ª ed. Nova York: John Wiley & Sons, Inc., 1953, pp. 438 e 441

[5] LEE, J. D. Química Inorgânica não tão concisa. 5ª ed. São Paulo: Blucher, 1999, p. 310

[6] SHRIVER, D. F.; ATKINS, P. W. Química Inorgânica. 4ª ed. Porto Alegre: Bookman, 2006, pp. 175 e 176