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Articulo de referencia

Clorato

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El clorato es el nombre común del anión ClO⁻³ , cuyo átomo de cloro se encuentra en estado de oxidación +5 . El término también puede referirse a compuestos químicos que contienen este anión; por ejemplo, los cloratos son las sales del ácido clórico . Otros oxianiones de cloro pueden denominarse "clorato" seguido de un número romano entre paréntesis que indica el estado de oxidación del cloro: por ejemplo, el ion ClO⁻⁴ , comúnmente llamado perclorato, también puede denominarse clorato(VII).

Tal como predice la teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia , los aniones clorato tienen estructuras piramidales trigonales .

Los cloratos son potentes oxidantes y deben mantenerse alejados de compuestos orgánicos o materiales fácilmente oxidables. Las mezclas de sales de clorato con prácticamente cualquier material combustible (azúcar, serrín , carbón vegetal, disolventes orgánicos , metales, etc.) deflagran con facilidad . Por este motivo, los cloratos se utilizaban ampliamente en pirotecnia , aunque su uso ha disminuido debido a su inestabilidad. La mayoría de las aplicaciones pirotécnicas que antes utilizaban cloratos ahora emplean percloratos, que son más estables .

Estructura y enlaces

El ion clorato no puede representarse satisfactoriamente mediante una sola estructura de Lewis , ya que todos los enlaces Cl–O tienen la misma longitud (1,49  Å en el clorato de potasio [ 1 ] ) y el átomo de cloro es hipervalente . En cambio, a menudo se piensa en él como un híbrido de múltiples estructuras de resonancia :

Estructuras de resonancia del ion clorato

Preparación

Laboratorio

Los cloratos metálicos se pueden preparar añadiendo cloro a hidróxidos metálicos calientes como el KOH :

3 Cl 2 + 6 KOH → 5 KCl + KClO 3 + 3 H 2 O

En esta reacción, el cloro sufre desproporción , tanto reducción como oxidación. El cloro, con número de oxidación 0, forma cloruro (Cl⁻ ; número de oxidación −1) y clorato(V) ( ClO₃⁻ ; número de oxidación +5). La reacción de hidróxidos metálicos acuosos fríos con cloro produce cloruro e hipoclorito (número de oxidación +1) .

Industrial

La síntesis a escala industrial de clorato de sodio parte de una solución acuosa de cloruro de sodio (salmuera) en lugar de cloro gaseoso. Si el equipo de electrólisis permite la mezcla de cloro e hidróxido de sodio , se produce la reacción de desproporción descrita anteriormente. El calentamiento de los reactivos a 50–70  °C se realiza mediante la energía eléctrica utilizada para la electrólisis .

fenómeno natural

Un estudio de 2010 descubrió la presencia de depósitos naturales de clorato en todo el mundo, con concentraciones relativamente altas en regiones áridas e hiperáridas. [ 2 ] También se midió clorato en muestras de lluvia, con una cantidad similar a la del perclorato . Se sospecha que el clorato y el perclorato comparten un mecanismo de formación natural común y podrían formar parte del ciclo biogeoquímico del cloro. Desde un punto de vista microbiano, la presencia de clorato natural también podría explicar la variedad de microorganismos capaces de reducir el clorato a cloruro. Además, la evolución de la reducción de clorato podría ser un fenómeno antiguo, ya que todas las bacterias reductoras de perclorato descritas hasta la fecha también utilizan clorato como aceptor terminal de electrones. [ 3 ] Cabe señalar que actualmente no se conocen minerales con predominio de clorato. Esto significa que el anión clorato existe solo como sustituto en las especies minerales conocidas o, eventualmente, está presente en las soluciones que llenan los poros. [ 4 ]

En 2011, un estudio del Instituto Tecnológico de Georgia reveló la presencia de clorato de magnesio en el planeta Marte. [ 5 ]

Compuestos (sales)

Ejemplos de cloratos incluyen:

Otros oxianiones

Si un número romano entre paréntesis sigue a la palabra "clorato", esto indica que el oxianión contiene cloro en el estado de oxidación indicado, a saber:

Según esta convención, "clorato" se refiere a cualquier oxianión de cloro. Generalmente, "clorato" se refiere únicamente al cloro en estado de oxidación +5.

Toxicidad

Los cloratos son relativamente tóxicos, aunque al reducirse forman cloruros generalmente inofensivos.

Referencias

  1. ↑ J. Danielsen; A. Hazell; FK Larsen (1981). "La estructura del clorato de potasio a 77 y 298 K". Acta Crystallogr. B . 37 (4): 913– 915. doi : 10.1107/S0567740881004573 .
  2. ↑ Rao, B.; Hatzinger, PB; Böhlke, JK; Sturchio, NC; Andraski, BJ; Eckardt, FD; Jackson, W. (2010). "Clorato natural en el medio ambiente: aplicación de un nuevo método IC-ESI/MS/MS con un estándar interno Cl 18 O 3 − ". Environ. Sci. Technol . 44 (22): 8429– 8434. Bibcode : 2010EnST...44.8429R . doi : 10.1021/es1024228 . PMID 20968289 . 
  3. ↑ Coates, JD; Achenbach, LA (2004). "Reducción microbiana de perclorato: metabolismo impulsado por cohetes". Nature Reviews Microbiology . 2 (julio): 569–580 . doi : 10.1038/nrmicro926 . PMID 15197392. S2CID 21600794 .  
  4. ↑ "Inicio" . mindat.org .
  5. ↑ «De l'EAU liquide répérée sur les pentes martiennes» . Le Temps . 28 de septiembre de 2015.