Perclorato de potasio

Perclorato de potasio
Perclorato de potasio
Potassium perchlorate 200g.jpg
Nombre (IUPAC) sistemático
Perclorato de potasio
General
Otros nombres Perclorato potásico
Fórmula estructural Potassium perchlorate.png
Estructura en Jmol
Fórmula molecular KClO4
Identificadores
Número CAS 7778-74-7
PubChem 516900
ChemSpider 22913
Número RTECS SC9700000
Propiedades físicas
Estado de agregación Sólido
Apariencia Cristales incoloros o polvo cristalino blanco
Densidad 2523.9 kg/m3; 2,5239 g/cm3
Masa molar 138,55 g/mol
Punto de fusión 798,15 K (525 °C)
Punto de descomposición 873,15 K ( °C)
Estructura cristalina Romboédrica
Propiedades químicas
Solubilidad en agua 0.75 g/100 ml (0 °C)
1.5 g/100 ml (25 °C)[1]
21.8 g/100 ml (100 °C)
Compuestos relacionados
Percloratos Perclorato de sodio
Perclorato de amonio
Termoquímica
ΔfH0sólido -430,12 kJ/mol
S0sólido 150,86 J·mol-1·K-1
Peligrosidad
NFPA 704

NFPA 704.svg

0
1
2
OX
Frases R R9 R22
Frases S S2 S13 S22 S27
Número RTECS SC9700000
Riesgos
Ingestión Enjuagar la boca, atención médica.
Inhalación Tos, dolor de garganta. Dar aire limpio, reposo, atención médica.
Piel Enrojecimiento. Quitar ropas contaminadas, lavar con agua y jabón.
Ojos Enrojecimiento, dolor. Enjuagar con abundante agua, atención médica.
Valores en el SI y en condiciones normales
(0 °C y 1 atm), salvo que se indique lo contrario.

Exenciones y referencias

El perclorato de potasio es la sal inorgánica con la fórmula química KClO4. Al igual que otros percloratos, esta sal es un fuerte oxidante y potencialmente reacciona con muchas sustancias orgánicas. Es obtenido usualmente como un sólido cristalino incoloro. Es un oxidante común usado en fuegos artificiales, municiones cápsulas fulminantes, explosivos primarios, y es usado de diversas formas en propergol, pólvora destellante, "estrellas", y luces de bengala. Ha sido usado como propelente para cohetes de combustible sólido, aunque en esa plicación ha sido reemplazado en su mayoría por el perclorato de amonio que tiene mayor rendimiento. El KClO4 tiene la más baja solubilidad de los percloratos de metales alcalinos (1.5 g en 100 ml de agua a 25 °C).[1]

Contenido

Producción

El KClO4 es preparado industrialmente mediante el tratamiento de una disolución acuosa de perclorato de sodio con KCl. Esta simple reacción de precipitación explota la baja solubilidad del KClO4, que es alrededor de 100 veces menor que la del NaClO4 (209.6 g/100 ml a 25 °C).[2]

Propiedades oxidantes

El KClO4 es un oxidante en el sentido que transfiere exotérmicamente oxígeno a los materiales combustibles, incrementando ampliamente su tasa de combustión relativa a la que presentan en el aire. Así, con glucosa se obtiene dióxido de carbono:

3 KClO4 + C6H12O6 → 6 H2O + 6 CO2 + 3 KCl

La conversión de glucosa sólida en CO2 gaseoso caliente es la base de la fuerza explosiva de esta y otras mezclas de este tipo. Incluso con caña de azúcar, el KClO4 forma un pequeño explosivo, que provee el confinamiento necesario. De otra manera tales mezclas simplemente deflagran con una intensa llama púrpura característica del potasio. Las composiciones explosivas usadas en petardos consisten usualmente en polvo fino de aluminio mezclado con perclorato de potasio.

Como un oxidante, el perclorato de potasio puede ser usado de manera segura en la presencia de azufre, mientras que el clorato de potasio no puede. La mayor reactividad del clorato es típica, ya que los percloratos son cinéticamente oxidantes más pobres. El clorato produce ácido clórico, que es altamente inestable y puede llevar a una ignición prematura de la composición. Correspondientemente, el ácido perclórico es bastante estable.[3]

En medicina

El perclorato de potasio puede ser usado como un agente antitiroideo usado para tratar el hipertiroidismo, usualmente en combinación con otra medicación. Esta aplicación explota los similares radios iónicos y la hidrofilicidad del perclorato y el yoduro.

Referencias

  1. a b «Potassium Perchlorate MSDS». J.T. Baker (16-02-2007). Consultado el 10-12-2007.
  2. Helmut Vogt, Jan Balej, John E. Bennett, Peter Wintzer, Saeed Akbar Sheikh, Patrizio Gallone “Chlorine Oxides and Chlorine Oxygen Acids” in Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry 2002, Wiley-VCH. doi 10.1002/14356007.a06_483
  3. Greenwood, N. N.; Earnshaw, A. (1997). Chemistry of the Elements (2nd Edn.), Oxford:Butterworth-Heinemann. ISBN 0-7506-3365-4.

Enlaces externos


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