Óxido perclórico: fórmula, propiedades, riesgos y usos

El óxido perclórico, también llamado óxido de cloro (VII),  anhidrido perclórico, heptóxido de dicloro, es un compuesto químico inorgánico de formula Cl2O7. Su estructura se presenta en la figura 1 (EMBL-EBI, 2009).

El óxido perclórico se produce es uno de los óxidos de cloro más estables y reacciona con agua para producir ácido perclórico.

Figura 1: estructura del óxido perclórico.

Cl2O7 + H2O D 2HClO4

El compuesto se obtiene mediante la cuidadosa deshidratación del ácido perclórico con pentóxido de fosfor a -10 °C.

2HClO4 + P2O5 ” Cl2O7 + 2HPO3

El compuesto se destila para separarlo del ácido metafosfórico con bastante precaución dada su naturaleza explosiva (Egon Wiberg, 2001). También puede formarse por iluminación en mezclas de cloro y ozono.

Propiedades físicas y químicas del óxido perclórico

El óxido de cloro (VII) es un líquido incoloro volátil y aceitoso (National Center for Biotechnology Information. , 2017). Su peso molecular es de 182,9 g/mol, su densidad es de 1900 kg/m3 y los puntos de fusión y de ebullición son -91,57 ºC y 82 ºC respectivamente (Royal Society of Chemistry , 2015).

Es espontáneamente explosivo al impacto o en contacto con la flama y especialmente en presencia de sus productos de descomposición.

El heptoxido de cloro se disuelve en tetracloruro de carbono a temperatura ambiente y reacciona con agua para formar ácido perclórico. Estalla al contacto con el yodo.

En condiciones normales, es más estable, aunque con menos poder oxidante que los otros óxidos de cloro. Por ejemplo, no ataca el azufre, fósforo o papel cuando está frio.

El heptóxido de dicloro es un óxido fuertemente ácido, y en solución forma un equilibrio con el ácido perclórico. Forma percloratos en presencia hidróxidos de metales alcalinos.

Su descomposición térmica se produce por la disociación monomolecular del trióxido de cloro y radical

Reactividad y peligros

El óxido perclórico es un compuesto instable. Se descompone lentamente al almacenar, con la producción de productos de descomposición coloreados que son óxidos de cloro más bajos.

Es espontáneamente explosivo, especialmente en presencia de sus productos de descomposición, incompatible con agentes reductores, ácidos y bases fuertes. 

Aunque es el óxido de cloro más estable, Cl2O7 es un oxidante fuerte, así como un explosivo que puede ser apagado con llama o choque mecánico, o por contacto con el yodo.

Sin embargo, es menos oxidante que los otros óxidos de cloro, y no ataca el azufre, el fósforo o el papel cuando está frío. Tiene los mismos efectos sobre el cuerpo humano que el cloro elemental, y requiere las mismas precauciones

La ingestión causa quemaduras severas en la boca, el esófago y el estómago. El vapor es muy tóxico por inhalación.

En caso de contacto con los ojos se debe verificar si se está usando lentes de contacto y removerlos inmediatamente. Se debe enjuagar los ojos con agua corriente durante al menos 15 minutos, manteniendo los párpados abiertos. Se puede usar agua fría. No se debe usar ungüento para los ojos.

Si el producto químico entra en contacto con la ropa, retírela lo más rápido posible, protegiendo sus propias manos y cuerpo. Coloque a la víctima bajo una ducha de seguridad.

Si el producto químico se acumula en la piel expuesta de la víctima, como las manos, se lava suave y cuidadosamente la piel contaminada con agua corriente y jabón no abrasivo.

Se puede usar agua fría. Si la irritación persiste, busque atención médica. Lave la ropa contaminada antes de volver a usarla.

En caso de inhalación, se debe dejar reposar a la víctima en un área bien ventilada. Si la inhalación es grave, se debe evacuar a la víctima a una zona segura tan pronto como sea posible.

Afloje la ropa apretada tales como cuello de camisa, cinturones o corbata. Si a la víctima le resulta difícil respirar, se debe administrar oxígeno.

Si la víctima no está respirando, se realiza una resucitación boca a boca. Siempre tomando en cuenta que puede ser peligroso para la persona que proporciona ayuda dar reanimación boca a boca cuando el material inhalado es tóxico, infeccioso o corrosivo.

En todos los casos se debe buscar atención médica inmediata

Usos

El óxido perclórico no tiene aplicaciones prácticas. Podría usarse como agente oxidante o para la producción de ácido perclórico pero su naturaleza explosiva hace difícil su manejo.

El heptóxido de dicloro se puede usar como reactivo para la producción de percloratos o para el estudio con diferentes reacciones.

En el trabajo de Kurt Baum se han estudiados las reacciones del óxido perclórico con olefinas (Baum, 1976), alcoholes (Kurt Baum, Reactions of dichlorine heptoxide with alcohols, 1974), ioduros de alquilo  y perclorato de acilo con ester (Kurt Baum, 1975) obteniéndose halogenaciones y oxidaciones.

En el caso de los alcoles, produce alquil- percloratos reaccionando con alcoholes simples como el etilenglicol, 1, 4-butadienol, 2, 2, 2-trifluoroetanol, 2, 2-dinitropropanol. Reacciona con el 2-propanol para dar isopropil perclorato. 2-hexanol y 3-hexanol dan percloratos sin arreglos y sus respectivas cetonas.

El propeno reacciona con el heptósido de dicloro en tetracloruro de carbono para dar isopropil perclorato (32%) y 1cloro, 2-propilperclorato (17%). El compuesto reacciona con el cis-buteno para dar 3-clorobutil perclorato (30%) y 3-ceto, 2-butil perclorato (7%).

El heptóxido de dicloro reacciona con aminas primarias y secundarias en solución de tetracloruro de carbono para dar N-percloratos:

2 RNH2 + Cl2O7 → 2 RNHClO3 + H2O

2 R2NH + Cl2O7 → 2 R2NClO3 + H2O

También reacciona con alquenos para dar percloratos de alquilo. Por ejemplo, reacciona con propeno en solución de tetracloruro de carbono para producir perclorato de isopropilo y perclorato de 1-cloro-2-propilo (Beard & Baum, 1974).

Referencias

  1. Baum, K. (1976). Reactions of dichlorine heptoxide with olefins. Org. Chem. 41 (9) , 1663–1665.
  2. Beard, C. D., & Baum, K. .. (1974). Reactions of dichlorine heptoxide with amines. Journal of the American Chemical Society. 96 (10), 3237–3239.
  3. Egon Wiberg, N. W. (2001). Inorganic Chemistry. Academic Press: Londres.
  4. EMBL-EBI. (2009, Abril 25). dichlorine heptaoxide. Retrieved from ChEBI: ebi.ac.uk.
  5. Kurt Baum, C. D. (1974). Reactions of dichlorine heptoxide with alcohols. Am. Chem. Soc., 96 (10), 3233–3237.
  6. Kurt Baum, C. D. (1975). Reactions of dichlorine heptoxide and of acyl perchlorates with ethers. Org. Chem., 40 (1) , 81–85.
  7. Kurt Baum, C. D. (1975). Reactions of dichlorine heptoxide and of hypohalites with alkyl iodides. Org. Chem., 40 (17), 2536–2537.
  8. Royal Society of Chemistry . (2015). Dichlorine heptoxide. Retrieved from chemspider: chemspider.com.
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