Clorato es el nombre común del ClO−
3anión, cuyo átomo de cloro está en el estado de oxidación +5 . El término también puede referirse a compuestos químicos que contienen este anión, siendo los cloratos las sales del ácido clórico . Otros oxianiones del cloro pueden denominarse "clorato" seguido de un número romano entre paréntesis que denota el estado de oxidación del cloro: p. ej., el ClO−
4El ion comúnmente llamado perclorato también puede llamarse clorato (VII).
Como lo predice la teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia , los aniones clorato tienen estructuras piramidales trigonales .
Los cloratos son oxidantes potentes y deben mantenerse alejados de los materiales orgánicos o fácilmente oxidables. Las mezclas de sales de clorato con prácticamente cualquier material combustible (azúcar, aserrín , carbón, disolventes orgánicos , metales, etc.) deflagrarán fácilmente . Los cloratos se usaban mucho en pirotecnia por este motivo, aunque su uso ha disminuido debido a su inestabilidad. La mayoría de las aplicaciones pirotécnicas que antes usaban cloratos ahora usan percloratos , que son más estables .
El ion clorato no puede representarse satisfactoriamente con una sola estructura de Lewis , ya que todos los enlaces Cl–O tienen la misma longitud (1,49 Å en el clorato de potasio [1] ) y el átomo de cloro es hipervalente . En cambio, a menudo se lo considera un híbrido de múltiples estructuras de resonancia :
Los cloratos metálicos se pueden preparar añadiendo cloro a hidróxidos metálicos calientes como KOH :
En esta reacción, el cloro sufre una desproporción , tanto de reducción como de oxidación. El cloro, de número de oxidación 0, forma cloruro Cl − (número de oxidación −1) y clorato(V) ClO−
3(número de oxidación +5). La reacción de hidróxidos metálicos acuosos fríos con cloro produce cloruro e hipoclorito (número de oxidación +1). [ cita requerida ]
La síntesis a escala industrial del clorato de sodio comienza a partir de una solución acuosa de cloruro de sodio (salmuera) en lugar de gas cloro. Si el equipo de electrólisis permite mezclar el cloro y el hidróxido de sodio , se produce la reacción de desproporción descrita anteriormente. El calentamiento de los reactivos a 50–70 °C se realiza mediante la energía eléctrica utilizada para la electrólisis . [ cita requerida ]
Un estudio de 2010 ha descubierto la presencia de depósitos naturales de clorato en todo el mundo, con concentraciones relativamente altas en regiones áridas e hiperáridas. [2] El clorato también se midió en muestras de lluvia con una cantidad de clorato similar a la del perclorato . Se sospecha que el clorato y el perclorato pueden compartir un mecanismo de formación natural común y podrían ser parte del ciclo biogeoquímico del cloro. Desde un punto de vista microbiano, la presencia de clorato natural también podría explicar por qué hay una variedad de microorganismos capaces de reducir el clorato a cloruro. Además, la evolución de la reducción del clorato puede ser un fenómeno antiguo, ya que todas las bacterias reductoras de perclorato descritas hasta la fecha también utilizan el clorato como aceptor terminal de electrones. [3] Debe quedar claro que actualmente no se conocen minerales dominantes de clorato. Esto significa que el anión clorato existe solo como una sustitución en las especies minerales conocidas o, eventualmente, está presente en las soluciones que rellenan los poros. [4]
En 2011, un estudio del Instituto Tecnológico de Georgia reveló la presencia de clorato de magnesio en el planeta Marte. [5]
Los ejemplos de cloratos incluyen:
Si un número romano entre paréntesis sigue a la palabra "clorato", esto indica que el oxianión contiene cloro en el estado de oxidación indicado, es decir:
Según esta convención, "clorato" significa cualquier oxianión de cloro. Por lo general, "clorato" se refiere únicamente al cloro en el estado de oxidación +5.
Los cloratos son relativamente tóxicos, aunque forman cloruros generalmente inofensivos durante la reducción.
