Chlorate
Un chlorate (ou trioxochlorate) est un composé chimique contenant l'anion chlorate ClO–
3. Cet anion est la base conjuguée de l'acide chlorique HClO3, et les chlorates sont les sels de cet acide. L'atome de chlore y est au degré d’oxydation +V.
Ce sont par exemple le chlorate de potassium KClO3, le chlorate de sodium NaClO3 et le chlorate de magnésium Mg(ClO3)2.
L'anion ClO–
3 a une configuration pyramidale à base triangulaire, l'atome de chlore étant lié à trois atomes d'oxygène.
Les chlorates sont de puissants oxydants à conserver à l'écart des matières organiques et des matériaux facilement oxydables. Les chlorates forment avec à peu près n'importe quel combustible (du sucre, de la sciure de bois, du charbon de bois, des solvants organiques, de la poudre métallique, etc.) des mélanges déflagrants, et ont été pour cette raison largement employés en pyrotechnie, bien que leur utilisation à cette fin soit aujourd'hui tombée en désuétude du fait de leur instabilité — on utilise plutôt des perchlorates (sels comportant l'anion ClO–
4, qui sont plus stables.
Structure
modifierL'ion chlorate, dans lequel le chlore est hypervalent, ne peut être représenté par une unique structure de Lewis car les trois liaisons Cl–O ont la même longueur (149 pm dans le chlorate de potassium KClO3[1]). On le représente généralement comme la résultante de trois mésomères en résonance :
Préparation
modifierAu laboratoire
modifierLes chlorates de métaux peuvent être préparés par l'action à chaud du chlore Cl2 sur des hydroxydes métalliques tels que l'hydroxyde de potassium KOH :
Le chlore subit une dismutation au cours de cette réaction, étant à la fois oxydé en chlorate ClO3− à l'état d'oxydation +5 et réduit en chlorure Cl− à l'état d'oxydation -1.
À froid, l'oxydation est moins poussée et il se forme des hypochlorites ClO− à la place des chlorates.
Dans l'industrie
modifierOn fabrique le chlorate de sodium NaClO3 non pas à partir de chlore Cl2 gazeux, mais par électrolyse d'une saumure (solution aqueuse concentrée) de chlorure de sodium NaCl et d'hydroxyde de sodium NaOH à 50-70 °C.
Toxicité
modifierLes chlorates sont plutôt toxiques, mais sont généralement réduits en chlorures, qui sont sans danger.
Notes et références
modifier- (en) J. Danielsen, A. Hazell, F. K. Larsen, « The structure of potassium chlorate at 77 and 298 K », Acta Cryst., vol. B37, , p. 913–915 (DOI 10.1107/S0567740881004573)
Voir aussi
modifierArticles connexes
modifier- Hypochlorite ClO−
- Chlorite ClO2−
- Perchlorate ClO4−