Nadchloran litu
| Nadchloran litu | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Nazewnictwo | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Ogólne informacje | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Wzór sumaryczny | LiClO4 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Masa molowa | 106,39 g/mol | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Wygląd | białe kryształy | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Identyfikacja | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Numer CAS | 7791-03-9 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| PubChem | 151488[3] | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| 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.
Spis treści |
Zastosowania [edytuj]
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. Posiada najwyższy współczynnik zawartości tlenu do masy i tlenu do objętości spośród wszystkich nadchloranów, z wyjątkiem dinadchloranu 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 → LiClO3 + LiCl + O2↑
- LiClO3 → 2LiCl + 3O2↑
Ogólnie:
- LiClO4 → LiCl + 2O2↑
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 (wg Lewisa) obszarem dienofila, w skutek czego przyspieszają reakcję[4].
Stężone roztwory nadchloranu litu (4,5 mol/dm³) są używane jako czynniki chaotropowe w denaturacji białek.
Nadchloran litu używany jest także jako kokatalizator sprzęganiu α,β-nienasyconych karbonyli z aldehydami, znanym pod nazwą reakcji Baylisa-Hillmana[1].
Otrzymywanie [edytuj]
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 [edytuj]
Nadchlorany często tworzą mieszaniny wybuchowe ze związkami organicznymi. Należy także unikać ogrzewania i kontaktu z otwartym źródłem ognia.
Przypisy [edytuj]
- ↑ 1,0 1,1 1,2 1,3 1,4 1,5 Nadchloran litu (pol.). Karta charakterystyki produktu Sigma-Aldrich dla Polski. [dostęp 2011-05-05].
- ↑ Nadchloran litu (ang.). Karta charakterystyki produktu Sigma-Aldrich dla Stanów Zjednoczonych. [dostęp 2011-05-05].
- ↑ Nadchloran litu – podsumowanie (ang.). PubChem Public Chemical Database.
- ↑ Leo A. Paquette: Encyclopedia of reagents for organic synthesis. Hoboken: Wiley, 2009. ISBN 9780470017548. (ang.)
