Perchlorate

Das Perchlorat-Anion

Perchlorate sind die Salze der Perchlorsäure HClO4. Das Perchlorat-Anion ClO4 ist einfach negativ geladen und hat tetraedrische Symmetrie. Chlor besitzt dabei die Oxidationszahl +7.

Natürliche Vorkommen

Perchlorate, die durch oxidative Vorgänge in der Atmosphäre gebildet werden, lagern sich mit dem Staub ab. Dieser Vorgang ähnelt der Bildung von Nitraten und Iodaten. In Gegenden mit regelmäßigen Niederschlägen gelangen die Perchlorate in den Wasserkreislauf und werden dort durch Mikroorganismen abgebaut. In ariden Wüstengebieten wie der Atacamawüste und im trockenen Südwesten der USA können sich die Perchlorate bis zu Konzentrationen von einigen mg/kg anreichern. Beim Abbau des Chilesalpeters in der Atacamawüste mussten Perchlorate vor dessen Verwendung als Dünger entfernt werden.

Perchlorate wurden 2008 auch im Staub des Mars nachgewiesen.[1]

Eigenschaften

Perchlorate sind Oxidationsmittel und geben beim Erhitzen Sauerstoff ab:

$ \mathrm{ClO_4^- \rightarrow Cl^- + 2O_2\!\uparrow} $

Die meisten Perchlorate sind leicht löslich. Eine Ausnahme ist das nur mäßig lösliche Kaliumperchlorat. Kaliumsalze können daher durch die Bildung eines weißen Niederschlages mithilfe von Perchlorat nachgewiesen werden:

$ \mathrm{ClO_4^- + K^+\rightarrow KClO_4\!\downarrow} $

In wässriger Lösung wirken Perchlorate kaum oxidierend, da ihre Reduktion in Lösungen ohne Katalysator sehr langsam erfolgt. Sie sind brandfördernd und werden in der Pyrotechnik, in Sprengstoffen und als Raketentreibstoff für Feststoffraketen verwendet. In der ISS werden Perchlorat-Kartuschen genutzt, um im Notfall schnell Sauerstoff produzieren zu können.

Struktur

Das Perchloration ist perfekt tetraedrisch gebaut, die Chlor-Sauerstoff-Bindungen sind gleich lang und gleichwertig. Die Bindungsverhältnisse können völlig analog zum isoelektronischen Sulfat-Ion durch Mesomerie mit drei delokalisierten Doppelbindungen oder durch Ladungstrennung mit einem formal dreifach positiv geladenen Chloratom erklärt werden.

Herstellung

Perchlorate werden durch die Elektrolyse von Chloriden hergestellt. Das entstehende Chlor wird nicht wie bei der Chlor-Alkali-Elektrolyse abgeleitet, sondern von der sich bildenden Lauge absorbiert. Dabei entsteht Hypochlorit, das anschließend zu Chlorid und Chlorat disproportioniert. Durch weitere Elektrolyse entsteht Perchlorat.

$ \mathrm{2Cl^- \rightarrow Cl_2 + 2e^-} $
$ \mathrm{3Cl_2 + 6OH^- \rightarrow 5Cl^- + ClO_3^- + 3H_2O} $
$ \mathrm{ClO_3^- + 3H_2O \rightarrow ClO_4^- + 2H_3O^+ + 2e^-} $

An dotierten Diamantelektroden kann mittels Elektrolyse aus einer Chloridlösung, Hypochloritlösung oder Chloratlösung Perchlorat mit guter Ausbeute hergestellt werden. Die Mechanismen sind noch nicht vollständig aufgeklärt. Wahrscheinlich ist die Bildung aber auf radikalische Reaktionen (OH-, O-Radikale) zurückzuführen:[2]

Ammoniumperchlorat wird durch Neutralisation von Ammoniak mit Perchlorsäure hergestellt.

Gesundheitliche Gefahren

Perchlorate hemmen die Iod-Aufnahme im Körper (Iodination) und somit den Stoffwechsel der Schilddrüse, sind also Goitrogene. Perchlorate werden daher als Medikament zur Regulierung der Schilddrüsenfunktion eingesetzt.

Verwendung

Perchlorate dienen u. a. als Oxidationsmittel in Raketen und Feuerwerkskörpern. Auch in der radiologischen Untersuchung wird der hyperthyreotischen Patienten Perchlorat vor Gabe des jodhaltigen Kontrastmittels verabreicht, da Perchlorat die Jod-Aufnahme in der Schilddrüse blockiert(kompetitive Hemmung).[3]. [4]

Beispiele

Lithiumperchlorat LiClO4, Kaliumperchlorat KClO4, Ammoniumperchlorat NH4ClO4, Magnesiumperchlorat Mg(ClO4)2, Silberperchlorat AgClO4, Bariumperchlorat Ba(ClO4)2.

Einzelnachweise

  1. Hecht, M.H., S. P. Kounaves, R. Quinn, et al.: Detection of Perchlorate & the Soluble Chemistry of Martian Soil at the Phoenix Mars Lander Site. In: Science. 325, Nr. 5936, 2009, S. 64–67. doi:10.1126/science.1172466. PMID 19574385.
  2. M.E.H. Bergmann, J. Rollin, T. Iourtchouk: The occurrence of perchlorate during drinking water electrolysis using BDD electrodes. In: Electrochim. Acta. 2009, 54, S. 2102-2107.
  3. Lasserre und Blohm, Kurzlehrbuch Radiologie Urban und Fischer 3. Auflage ISBN 3-437-42111-5 Seite 25.
  4. Henry Bergmann, Tatiana Iourtchouk, Johanna Rollin: Perbromate – eine neue Synthese- und Nachweismöglichkeit, LABO, Juni 2010, S. 8−10.

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