Lo ione clorato (di formula ClO3) è uno ione del cloro con numero di ossidazione +5. Sono detti clorati i sali dell'acido clorico, che contengono questo ione.

ione clorato
Struttura dei legami nello ione clorato
Struttura dei legami nello ione clorato
Modello tridimensionale di uno ione clorato (ClO−3
Modello tridimensionale di uno ione clorato (ClO3
Nome IUPAC
Triossicloro(1-)[1]
Nomi alternativi
clorato(1-)
acidanione clorico
Caratteristiche generali
Formula bruta o molecolareClO3
Massa molecolare (u)83.447
Numero CAS14866-68-3
PubChem104770
SMILES
[O-]Cl(=O)=O
Indicazioni di sicurezza
Simboli di rischio chimico
irritante
attenzione
Frasi H---
Consigli P---

StrutturaModifica

Si rappresenta comunemente questo ione con la struttura di Lewis (O=)2Cl–O-, con 2 legami doppi (Cl=O) e un legame singolo (Cl–O-), la quale farebbe prevedere due diverse distanze di legame Cl-O. Questa formula è però solo una delle tre forme limite equivalenti che sono tra loro in risonanza[2][3] per questo ione molecolare: questo fa sì che tutti e tre i legami Cl-O e tutti gli angoli OClO siano uguali e che la carica negativa sia anch'essa ugualmente distribuita sui tre atomi di ossigeno.

 

L'atomo di cloro, dovendo fare 3 legami sigma con gli ossigeni e avendo un doppietto solitario, ha ibridazione sp3, come avviene anche nello ione perclorato ClO4, il quale ha lo stesso tipo di risonanza. Gli angoli di legame OClO (106°) sono un po' inferiori al valore teorico (angolo tetraedrico, 109,5°) perché il doppietto solitario, come previsto dalla teoria VSEPR, occupa più spazio angolare di un doppietto di legame.[4][5] La forma geometrica dello ione clorato è quindi una priramide trigonale, con il cloro al vertice e i tre ossigeni alla base. Le lunghezze di legame (149 pm nel clorato di potassio[6]) sono appena un po' maggiori che nello ione perclorato (144 pm). Lo ione ha 26 elettroni di valenza ed è precisamente isoelettronico con lo ione solfito (SO32–) e, come questo, ha simmetria (gruppo puntuale) C3v.[7][8]

ProprietàModifica

I clorati sono potenti ossidanti, e contengono una grande quantità di ossigeno. Non a caso sono utilizzati in pirotecnica nella formazione di esplosivi, combinati con altre sostanze combustibili. I clorati di metalli pesanti sono particolarmente instabili, e possono decomporsi in maniera esplosiva per frizione o riscaldamento.

Nella pirotecnica moderna i clorati sono sempre meno diffusi, a favore dei perclorati, più stabili e sicuri.

I cloratiModifica

NoteModifica

  1. ^ Nomenclature of Inorganic Chemistry : IUPAC Recommendations 2005 (Red Book), Cambridge, The Royal Society of Chemistry, 2005, p. 315, ISBN 978-0-85404-438-2.
  2. ^ Gary L. Miessler, Paul J. Fischer e Donald A. Tarr, Inorganic Chemistry, 5ª ed., Pearson, 2014, pp. 46-49, ISBN 0-321-81105-4.
  3. ^ (EN) Resonance Forms, su Chemistry LibreTexts, 2 ottobre 2013. URL consultato il 27 agosto 2021.
  4. ^ Gary L. Miessler, Paul J. Fischer e Donald A. Tarr, Inorganic Chemistry, 5ª ed., Pearson, 2014, p. 51, ISBN 0-321-81105-4.
  5. ^ J.E. Huheey, E.A. Keiter e R.L. Keiter, 6 - La struttura e la reattività delle molecole, in Chimica Inorganica, Seconda edizione italiana, sulla quarta edizione inglese, Piccin Nuova Libraria, Padova, 1999, pp. 209-223, ISBN 88-299-1470-3.
  6. ^ J. Danielsen, A. Hazell, F. K. Larsen, The structure of potassium chlorate at 77 and 298 K, in Acta Cryst., B37, 1981, pp. 913–915, DOI:10.1107/S0567740881004573.
  7. ^ Sulfite or sulfate(iv), su community.dur.ac.uk. URL consultato il 27 agosto 2021.
  8. ^ Chlorate anion, su community.dur.ac.uk. URL consultato il 27 agosto 2021.

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