Chloraat

in Wikipedia, die vrye ensiklopedie
Jump to navigation Jump to search
Eienskappe

Algemeen

Naam Chloraat  
Chlorate-3D-vdW.png Chlorat-Ion3.svg 
Termochemiese radius 2,08(19) Å [1]

'n Chloraat is 'n sout wat die ClO3-ioon bevat, wat die suurres van chloorsuur HClO3 is.

Chlorate is baie sterk oksideerders en die oksidasietoestand van die sentrale chlooratoom is 5+ (V). Chlorate is baie goed oplosbaar in water. Litiumchloraat het 'n oplosbaarheid van 313,5 g sout in 100 g water, wat 'n verhouding van 1,6 watermolekule per chloraat verteenwoordig.[2]

Vervaardiging[wysig | wysig bron]

Natriumchloraat is 'n produk van die elektrolise van pekel. Die energie wat vereis word om chloraat te vervaarding is 16,14e_6 kcal/ton (~74,7 kJ/g) natriumchloraat. Die totale reaksie kan geskryf word as:[3]

Die reaksie is endotermies en die spanning vir termoneutrale elektrolise (waarby geen warmte gevorm sou word nie) is 1,62 V. In die praktyk word egter gewoonlik 'n spanning van 2,75-3.5V aangelê. Die temperatuur word gewoonlik op 80 °C gehou, anders word die hipochloriet wat aanvanklik vorm nie in chloraat omgesit nie. Hierdie reaksie is taamlik stadig. Die suurgraad moet beheer word en die suiwerheid van die pekel is ook belangrik. Die aanwesigheid van lig en onsuiwerhede soos Ir, Co, Ni, Cu, Fe en Mn kan parasitêre prosesse soos die ontleding van hipochloriet en die vorming van suurstof veroorsaak, wat die effektiwiteit van die hele proses benadeel. [3]

Ongeveer 2% word op indirekte wyse vervaardig deur die reaksie:

Geskiedenis[wysig | wysig bron]

Hierdie elektrosintese is die eerste keer deur Hinsinger en Berzelius in 1802 uitgevoer, en deur Watt gepatenteer in 1851. Die eerste chloraatfabriek is in 1886 in Villers-St. Sepulchre in Switserland gebou.[3]

Gebruik[wysig | wysig bron]

Natriumchloraat word veral in die papierindustrie gebruik (94%) om ClO2 te vervaardig wat as bleikmiddel gebruik word. Ander gebruike is in die landbou om katoen te ontloof, as plantgifstof, 'n oksidant in uraanverryking en in die produksie van ammoniumchloraat wat vir vuurpylaandrywing gebruik word.[3]

Onderrig[wysig | wysig bron]

'n Demonstrasie van kaliumchloraat wat met suiker reageer

In skole en universiteite word kaliumchloraat soms vir 'n demonstrasie van 'n eksotermiese reaksie gebruik. 'n Klein hoeveelheid word in 'n wye reageerbuis geplaas en skuins in 'n klamp geplaas met 'n bunserbrander daaronder. 'n Gummibear word later in die gesmelte kaliumchloraat gegooi wat tot 'n heftige oksidasiereaksie lei en baie pers lig veroorsaak (die kleur van kaliumatome wat in 'n vlam aangeslaan word). Aan die einde van die reaksie ontstaan baie rook en 'n reuk van verbrande karamel. Die eksperiment moet in 'n dampkas opgestel word om nie die laboratorium se brandalarm in werking te stel nie.

Verwysings[wysig | wysig bron]

  1. Thermochemical Radii of Complex Ions Helen K. Roobottom, H. Donald B. Jenkins, Jack Passmore, Leslie Glasser Journal of Chemical Education 76(11) 1999, bls. 1570
  2. Jospeh William Mellor A Comprehensive Treatise of Inorganic and Theoretical Chemistry, 1922, Longmans, Green and Co. Londen.
  3. 3,0 3,1 3,2 3,3 H.S. Burney Chlor-alkali and Chlorate Technology, Symposium Proceedings, 1999, ISBN 1-56677-244-3