HClO4

Strukturformel
Allgemeines
Name	Perchlorsäure
Andere Namen	Hydrogen-tetraoxochlorat(−I) Chlor(VII)-säure Überchlorsäure
Summenformel	HClO4
CAS-Nummer	7601-90-3
Kurzbeschreibung	farblose Flüssigkeit
Eigenschaften
Molare Masse	100,46 g·mol−1
Aggregatzustand	flüssig
Dichte	1,77 g·cm−3[1]
Schmelzpunkt	−101 °C[1]
Siedepunkt	39 °C (75 mbar)[1]
Dampfdruck	39,13 hPa[1] (20 °C)
pKs-Wert	−10[2]
Löslichkeit	mit Wasser in jedem Verhältnis mischbar
Sicherheitshinweise
Gefahrstoffkennzeichnung aus RL 67/548/EWG, Anh. I [3] Ätzend Brand- fördernd (C) (O) R- und S-Sätze R: 5-8-35 S: (1/2)-23-26-36-45
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

Perchlorsäure, HClO₄, ist eine Sauerstoffsäure des Chlors. Ihre Salze heißen Perchlorate (siehe: Ammoniumperchlorat, Kaliumperchlorat).

Eigenschaften

Wasserfreie Perchlorsäure wirkt stark oxidierend, raucht an der Luft und ist hygroskopisch und flüchtig. Perchlorsäure ist eine sogenannte Supersäure, also eine extrem starke Säure (pK_S: −10). Sie verursacht schwere Verätzungen (Dämpfe nicht einatmen!) und ist hochreaktiv. Beim Erwärmen, vor allem von Perchlorsäure mit über 50 Prozent Massenanteil, besteht Explosionsgefahr, ebenso beim Einengen oder Konzentrieren mit Trocknungsmitteln. Wasserfreie Perchlorsäure kann sich bereits bei Raumtemperatur spontan zersetzen. Zusammen mit einer Vielzahl anderer Stoffe kann es zu stark exothermen Reaktionen, Hitzeentwicklung, Entzündung, Explosion oder Bildung explosiver Gase und Dämpfe kommen. Bei Berührung mit brennbaren Stoffen besteht Brandgefahr, da die Säure wegen ihres hohen Sauerstoffanteils brandfördernd ist. Konzentrierte Perchlorsäure ist auch in der Lage, elementares Gold zu oxidieren. Verdünnte Perchlorsäurelösungen sind weniger gefährlich und stabiler.

Anhydrid

Das Anhydrid der Perchlorsäure ist Dichlorheptoxid (Cl₂O₇). Es kann durch vorsichtige Umsetzung von Perchlorsäure mit P₄O₁₀ und Destillation im Vakuum gewonnen werden.

Dichlorheptoxid gefriert bei −91,5 °C und siedet bei 82 °C. Es ist hochexplosiv und bildet mit Wasser wieder Perchlorsäure.

Herstellung

Perchlorsäure wird durch Zugabe von starken Säuren, z. B. Schwefelsäure, aus ihren Salzen, z. B. Kaliumperchlorat freigesetzt. Kaliumperchlorat lässt sich durch Disproportionierung aus elektrolytisch hergestelltem Kaliumchlorat KClO₃ beim Erhitzen erzeugen.^[4]

Verwendung

Perchlorate sind starke Pflanzengifte und daher in Unkrautbekämpfungsmitteln neben Chloraten enthalten. Als Oxidationsmittel werden Perchlorate auch in manchen Sprengstoffen und Raketentreibstoffen verwendet.

In der Analytik von Schwermetallen wurde früher wegen ihrer stark oxidierenden Wirkung eine konzentrierte (>60 %-ige) Perchlorsäure zum Aufschluss fester anorganischer Proben eingesetzt. Dies geschah im Allgemeinen bei hohen Temperaturen. Es besteht die Gefahr, dass sich die Säure dabei unter Abdampfen von Wasser weiter aufkonzentriert. Wegen der Explosionsgefährlichkeit der Perchlorsäure und ihrer Dämpfe wird diese Methode heute nicht mehr empfohlen. Mit organischem Material sollte konzentrierte Perchlorsäure dabei keinesfalls in Berührung kommen.

In der Analytischen Chemie wird Perchlorsäure insbesondere für wasserfreie Titrationen (Aminzahl) eingesetzt. Dazu wird Perchlorsäure in Eisessig (konzentrierte Essigsäure) gelöst. Dabei entstehen Acidiumionen:

$\mathrm{ HClO_4\ +\ CH_3COOH\ \longrightarrow ClO_4^-\ +\ CH_3COOH_2^+ }$

In der Biochemie wird Perchlorsäure zur Fällung von Proteinen eingesetzt. In der klinischen Chemie macht man sich diesen Effekt zur sofortigen Deaktivierung von Enzymen bei der Untersuchung spezieller Stoffwechsel-Parameter (z.B. Pyruvat) zunutze.

Quellen

1. ↑ ^{a b c d} Eintrag zu Perchlorsäure in der GESTIS-Stoffdatenbank des BGIA, abgerufen am 5.1.2008 (JavaScript erforderlich)
2. ↑ Holleman-Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie, 102. Auflage, Berlin 2007. ISBN 978-3-11-017770-1
3. ↑ Eintrag zu CAS-Nr. 7601-90-3 im European chemical Substances Information System ESIS
4. ↑ G. Brauer (Hrsg.), Handbook of Preparative Inorganic Chemistry 2nd ed., vol. 1, Academic Press 1963, S. 318-20.