Hlorat

S Wikipedije, slobodne enciklopedije
Idi na navigaciju Idi na pretragu
Hloratni ion
CAS # 14866-68-3[1]
Struktura i vezanje hloratnog iona

Hloratni anion ima formulu ClO3. U ovom slučaju, atom hlora je u oksidacijskom stanju +5. Termin hlorat se također može odnositi i na hemijski spoj koji sadrži ovaj anion. Hlorati su soli hlorne kiseline. "Hlorat", kad u zagradama slijedi rimski broj, npr. hlorat (VII), odnosi se na određeni oksijanion hlora. Kao što je predviđeno teorijom odbijanja elektronskih parova valentne ljuske, anioni hlorata imaju trigonalne piramidne strukture.

Hlorati su snažni oksidanti i treba ih držati dalje od organskih materija ili lahko oksidirajućih materijala. Mješavine hloratnih soli s gotovo svim zapaljivim materijalima (šećer, piljevina, drveni ugljen, organska otapala, metali itd.) lahko će brzo sagoriti. Iz ovog razloga su hlorati nekad bili široko korišćeni u pirotehnici, iako je njihova upotreba opala zbog nestabilnosti. Većina pirotehničkih aplikacija koje su ranije koristile hlorate, umjesto toga koriste stabilnije perhlorata .

Strukture i vezanje[uredi | uredi izvor]

Hloratni ion ne može se na zadovoljavajući način predstaviti samo jednom Lewisovom strukturom, jer su sve Cl–O veze iste dužine (1,49 Å u kalij-hloratu[2]), a atom hlora je hipervalentan. Umjesto toga, često se smatra da je hibrid višestrukih rezonantnih struktura: Resonantne strukture hloratnoh iona

Dobijanje[uredi | uredi izvor]

Laboratorijsko[uredi | uredi izvor]

Metalni hlorati mogu se pripremiti dodavanjem hlora vrućem metalnom hidroksidu poput KOH:

3 Cl2 + 6 KOH → 5 KCl + KClO3 + 3 H2O

U ovoj reakciji, hlor prolazi disproporcionalnost, i redukciju i oksidaciju. Hlor, oksidacijski broj 0, tvori klorid Cl (oksidacijski broj –1) i hlorat (V) ClO3 (oksidacijski broj +5). Reakcijom hladnih vodenih metalnih hidroksida s hlorom nastaje hlorid i hipoklorit (oksidacijski broj +1).

Industrijski[uredi | uredi izvor]

Industrijskoa skala sinteze za natrij-hlorat polazi od vodene otopine natri-hlorida (slane otopine), a ne od plinskog hlora. Ako oprema za elektrolizu omogućava miješanje hlora i natrij-hidroksida, tada dolazi do gore opisane reakcije neproporcionalnosti. Zagrijavanje reaktanata na 50–70 °C obavlja se električnom snagom koja se koristi za elektrolizu.

Prirodno pojavljivanje[uredi | uredi izvor]

Nedavna studija otkrila je prisustvo prirodnih hloratnih naslaga diljem svijeta, s relativno visokim koncentracijama koje se nalaze u sušnim i hipesušnim regijama.[3]

Hlorat je takođe mjeren u uzorcima kiše sa količinom hlorata sličnom perhloratu. Sumnja se da hlorat i perhlorat mogu imati zajednički prirodni mehanizam formiranja i mogli bi biti dio ciklusa biogeohemije hlora. Sa stanovišta mikroba, prisustvo prirodnog hlorata moglo bi takođe objasniti zašto postoji niz mikroorganizama koji su sposobni za redukciju hlorata u hlorid. Nadalje, evolucija smanjenja hlorata može biti drevni fenomen, jer sve do danas opisane bakterije koje reduciraju perhlorat također ga koriste kao terminalni akceptor elektrona.[4] Treba jasno reći da dosad nisu poznati minerali u kojims dominira hlorat. To znači da anion hlorata postoji samo kao zamjena u poznatim mineralnim vrstama ili je – eventualno – p risutan u otopinama za punjenje pora.[5]

U 2011., studija tehnološkog Instituta u Georgiji otkrila je prisustvo magnezij-hlorata na planeti Mars.[6]

Spojevi (soli)[uredi | uredi izvor]

Primjeri hlorata uključuju:

Ostali oksianioni[uredi | uredi izvor]

Ako rimska brojeve u zagradama slijedi riječ "hlorat", to znači da oksianion sadrži hlor u naznačenom oksidacijskom stanju, kao:

Uobičajeno ime Naziv zaliha Oksidacijsko stanje Formula
Hipohlorit Hlorat(I) +1 ClO
Hlorit Hlorat(III) +3 ClO2
Hlorat Hlorat(V) +5 ClO3
Perhlorat Hlorat(VII) +7 ClO4

Koristeći ovu konvenciju, "hlorat" znači "bilo koji" oksanion hlora. Obično se "hlorat" odnosi samo na hlor u oksidacijskom stanju +5.

Toksičnost[uredi | uredi izvor]

Klorati su relativno otrovni, mada po redukciji formiraju općenito bezopasne hloride.

Također pogledajte[uredi | uredi izvor]

Reference[uredi | uredi izvor]

  1. ^ "ChemIndustry". Pristupljeno 9. 4. 2014. CS1 održavanje: nepreporučeni parametar (link)
  2. ^ J. Danielsen; A. Hazell; F. K. Larsen (1981). "The structure of potassium chlorate at 77 and 298 K". Acta Crystallogr. B. 37: 913–915. doi:10.1107/S0567740881004573.
  3. ^ Rao, B.; Hatzinger, P. B.; Böhlke, J. K.; Sturchio, N. C.; Andraski, B. J.; Eckardt, F. D.; Jackson, W. (2010). "Natural Chlorate in the Environment: Application of a New IC-ESI/MS/MS Method with a Cl18O3 Internal Standard". Environ. Sci. Technol. 44: 8429–8434. Bibcode:2010EnST...44.8429R. doi:10.1021/es1024228. PMID 20968289.
  4. ^ Coates, J. D.; Achenbach, L. A. (2004). "Microbial perchlorate reduction: rocket-fuelled metabolism". Nature Reviews Microbiology. 2 (July): 569–580. doi:10.1038/nrmicro926. PMID 15197392.
  5. ^ http://www.mindat.org
  6. ^ https://www.letemps.ch/sciences/2015/09/28/eau-liquide-reperee-pentes-martiennes

Vanjski linkovi[uredi | uredi izvor]