Nadchloran litu
| |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Ogólne informacje | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Wzór sumaryczny | LiClO4 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
Masa molowa | 106,39 g/mol | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Wygląd | bezbarwne kryształy | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Identyfikacja | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Numer CAS | 7791-03-9 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
PubChem | 151488 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Jeżeli nie podano inaczej, dane dotyczą stanu standardowego (25 °C, 1000 hPa) |
Nadchloran litu, LiClO4 – nieorganiczny związek chemiczny, sól litowa kwasu nadchlorowego. Jest to biała, krystaliczna substancja, dobrze rozpuszczalna w wielu rozpuszczalnikach. Istnieje zarówno w formie bezwodnej, jak i uwodnionej.
Zastosowania
Nadchloran litu jest używany jako źródło tlenu w chemicznych generatorach tlenu. Rozkłada się w temperaturze około 400 °C dając chlorek litu i tlen, który stanowi ponad 60% masy związku. Ma najwyższy współczynnik zawartości tlenu do masy i tlenu do objętości spośród wszystkich nadchloranów, z wyjątkiem dwunadchloranu berylu (który jest drogi i silnie toksyczny), co czyni go szczególnie korzystnym w zastosowaniach w aeronautyce. Ze względu na stosunkowo wysoki koszt litu i wysoką higroskopijność soli, częściej korzysta się w tych zastosowaniach z nadchloranu amonu.
LiClO4 jest łatwo rozpuszczalny w rozpuszczalnikach organicznych, takich jak eter dietylowy. Takie roztwory są używane w reakcjach Dielsa-Aldera, gdzie przyjmuje się, że kwas Lewisa Li+ wiąże się z zasadowym (według Lewisa) obszarem dienofila, wskutek czego przyspieszają reakcję[3].
Stężone roztwory nadchloranu litu (4,5 mol/dm³) są używane jako czynniki chaotropowe w denaturacji białek.
Nadchloran litu używany jest także jako kokatalizator w sprzęganiu α,β-nienasyconych karbonyli z aldehydami, znanym pod nazwą reakcji Baylisa-Hillmana[1].
Otrzymywanie
Nadchloran litu może być wytwarzany poprzez reakcję nadchloranu sodu z chlorkiem litu. Może być także przygotowany poprzez elektrolizę chloranu litu (LiClO3) przy 200 mA/cm², w temperaturze 20 °C.
Zagrożenia
Nadchlorany często tworzą mieszaniny wybuchowe ze związkami organicznymi. Należy także unikać ogrzewania i kontaktu z otwartym źródłem ognia.
Przypisy
- ↑ a b c d e f Nadchloran litu (nr 205281) – karta charakterystyki produktu Sigma-Aldrich (Merck) na obszar Polski. [dostęp 2011-05-05]. (przeczytaj, jeśli nie wyświetla się prawidłowa wersja karty charakterystyki)
- ↑ Nadchloran litu (nr 205281) (ang.) – karta charakterystyki produktu Sigma-Aldrich (Merck) na obszar Stanów Zjednoczonych. [dostęp 2011-05-05]. (przeczytaj, jeśli nie wyświetla się prawidłowa wersja karty charakterystyki)
- ↑ Leo A. Paquette: Encyclopedia of reagents for organic synthesis. Hoboken: Wiley, 2009. ISBN 978-0-470-01754-8. (ang.).
- SNL: litiumperklorat