Perclorato
Lo ione perclorato, di formula chimica ClO−4, è l'anione del cloro con stato di ossidazione +7. Lo ione più ricco di ossigeno tra tutti gli ioni del cloro. L'acido corrispondente è l'acido perclorico (HClO4), che con basi metalliche forma i sali perclorati.
| Ione perclorato | |
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| Nome IUPAC | |
| tetraossicloro(1-) [1] | |
| Caratteristiche generali | |
| Formula bruta o molecolare | ClO−4 |
| Massa molecolare (u) | 99.451 g mol−1 |
| Numero CAS | |
| Numero EINECS | 623-712-9 |
| PubChem | 123351 |
| DrugBank | DB03138 |
| SMILES | [O-][Cl](=O)(=O)=O |
| Indicazioni di sicurezza | |
| Simboli di rischio chimico | |
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| attenzione | |
| Frasi H | --- |
| Consigli P | --- |
Utilizzi modifica
I perclorati sono stati utilizzati in medicina per 50 anni contro i disordini della ghiandola tiroidea.
Sono impiegati quasi esclusivamente in pirotecnica, nei propellenti per missili e nella capocchia dei fiammiferi, essendo dei forti ossidanti. In particolare il perclorato di potassio, il perclorato di sodio e il perclorato di ammonio possono essere utilizzati come comburenti nelle miscele propellenti od esplosive, ed il terzo, così come il perclorato di magnesio, come reagenti di laboratorio.
Il perclorato di litio, invece, è utilizzato nei generatori di ossigeno, avendo un titolo in ossigeno quasi del 60% in peso.
Tossicità modifica
Lo ione perclorato ha elevata tossicità in quanto impedisce l'assorbimento dello iodio nel corpo umano. Viene assorbito inalterato dai vegetali che quindi lo possono introdurre nella catena alimentare.
È conosciuto come fattore di disturbo del sistema endocrino, in grado di bloccare il recettore dello iodio nella tiroide causando così ipotiroidismo e disfunzioni neurologiche[2]. Uno studio del 2012 ha scoperto che un ceppo batterico conosciuto come Bifidobacterium bifidum è in grado di degradare il perclorato, attraverso la via della perclorato reduttasi[3].
Caratteristiche e produzione modifica
I perclorati vengono preparati dal perclorato di sodio, che si ottiene per via elettrolitica. I procedimenti per la preparazione sono svariati; si può partire da soluzioni di cloruro di sodio convertendolo direttamente in perclorato, oppure, per risparmiare energia elettrica, si fa avvenire la reazione in due stadi:
si prepara dapprima il clorato di sodio, ed in un secondo momento lo si converte in perclorato di sodio. Il pH varia a seconda dei reagenti che si aggiungono per favorire la reazione elettrochimica, mentre la tensione elettrica dipende dal tipo di elettrodi utilizzati. Per piccole produzioni i migliori sono quelli al titanio, con l'anodo rivestito di platino.
Soluzioni di idrossido di potassio sono utilizzate per l'analisi quantitativa dei perclorati, grazie alla proprietà del perclorato di potassio di essere insolubile, precipitando quindi dalla soluzione.
Al contrario di quest'ultimo, la maggior parte dei perclorati è solubile in acqua.
Note modifica
- ^ Nomenclature of Inorganic Chemistry : IUPAC Recommendations 2005 (Red Book), Cambridge, The Royal Society of Chemistry, 2005, p. 315, ISBN 978-0-85404-438-2.
- ^ Shah Md Asraful Islam, Renukaradhya K Math, Kye Man Cho, Woo Jin Lim, Su Young Hong, Jong Min Kim, Myoung Geun Yun, Ji Joong Cho e Han Dae Yun, Organophosphorus hydrolase (OpdB) of Lactobacillus brevis WCP902 from kimchi is able to degrade organophosphorus pesticides, in Journal of Agricultural and Food Chemistry, vol. 58, n. 9, 12 maggio 2010, pp. 5380–5386, DOI:10.1021/jf903878e, PMID 20405842. URL consultato l'8 gennaio 2023.
- ^ C Phillip Shelor, Andrea B Kirk, Purnendu K Dasgupta, Martina Kroll, Catrina A Campbell e Pankaj K Choudhary, Breastfed infants metabolize perchlorate, in Environmental Science & Technology, vol. 46, n. 9, 1º maggio 2012, pp. 5151–5159, DOI:10.1021/es2042806, PMID 22497505. URL consultato l'8 gennaio 2023.
Altri progetti modifica
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Collegamenti esterni modifica
- (EN) perchlorate, su Enciclopedia Britannica, Encyclopædia Britannica, Inc.
