Lithiumchlorat
| Strukturformel | |||||||
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| Allgemeines | |||||||
| Name | Lithiumchlorat | ||||||
| Andere Namen |
Chlorsaures Lithium | ||||||
| Summenformel | LiClO3 | ||||||
| CAS-Nummer |
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| PubChem | 61612 | ||||||
| Kurzbeschreibung |
farblose lange hygroskopische Nadeln[1] | ||||||
| Eigenschaften | |||||||
| Molare Masse | 90,39 g·mol−1 | ||||||
| Aggregatzustand |
fest | ||||||
| Dichte |
1,119 g·cm−3[1] | ||||||
| Schmelzpunkt | |||||||
| Siedepunkt |
270 °C (Zersetzung)[4] | ||||||
| Löslichkeit | |||||||
| Brechungsindex |
1,64[1] | ||||||
| Sicherheitshinweise | |||||||
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| Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen. Brechungsindex: Na-D-Linie, 20 °C | |||||||
Lithiumchlorat ist das Lithiumsalz der Chlorsäure und wie viele Chlorate bei erhöhter Temperatur ein starkes Oxidationsmittel.
Herstellung
Lithiumchlorat kann aus Chlorsäure und Lithiumcarbonat hergestellt werden.[4]
- $ \mathrm {Li_{2}CO_{3}+2\ HClO_{3}\longrightarrow 2\ LiClO_{3}+H_{2}O+CO_{2}\uparrow } $
Ferner wurde die Synthese aus Bariumchlorat und Lithiumsulfat beschrieben.[4]
- $ \mathrm {Li_{2}SO_{4}+Ba(ClO_{3})_{2}\longrightarrow 2\ LiClO_{3}+BaSO_{4}\downarrow } $
Eigenschaften
Lithiumchlorat bildet drei verschiedene Hydrate: ein Trihydrat LiClO3 · 3 H2O, ein Monohydrat LiClO3 · H2O sowie ein Viertelhydrat 4 LiClO3 · H2O. Das Monohydrat geht bei 20,5 °C in das Viertelhydrat über, dieses wandelt sich bei 42 °C in das Anhydrat um.[6] Dieses Anhydrat kristallisiert im kubischen Kristallsystem.[1]
Bei 270 °C zersetzt sich Lithiumchlorat in Lithiumchlorid und Sauerstoff, als Nebenreaktion tritt eine Disproportionierung in die nächstniedrigere und die nächsthöhere Oxidationsstufe des Chlors auf.[4]
- $ \mathrm {2\ LiClO_{3}\ \xrightarrow {\Delta } \ 2\ LiCl+3\ O_{2}\uparrow } $
- $ \mathrm {4\ LiClO_{3}\ \xrightarrow {\Delta } \ LiCl+3\ LiClO_{4}} $
Verwendung
Lithiumchlorat wird als Oxidationsmittel in Raketentreibstoffen eingesetzt.[7]
Einzelnachweise
- ↑ 1,0 1,1 1,2 1,3 1,4 Jean D'Ans, Ellen Lax: Taschenbuch für Chemiker und Physiker. 3. Elemente, anorganische Verbindungen und Materialien, Minerale, Band 3. 4. Auflage, Gabler Wissenschaftsverlage, 1997, ISBN 978-3-5406-0035-0, S. 534 (eingeschränkte Vorschau in der Google Buchsuche).
- ↑ S. S. Wang, D. N. Bennion: "The Electrochemistry of Molten Lithium Chlorate and Its Possible Use with Lithium in a Battery" in J. Electrochem. Soc. 1983, 130(4), S. 741–747. Abstract
- ↑ A. N. Campbell, E. M. Kartzmark, W. B. Maryk: "The Systems Sodium Chlorate - Water - Dioxane and Lithium Chlorate - Water - Dioxane, at 25°" in Can. J. Chem. 1966, 44, S. 935–937. Volltext
- ↑ 4,0 4,1 4,2 4,3 4,4 R. Abegg, F. Auerbach, I. Koppel: Handbuch der anorganischen Chemie. Verlag S. Hirzel, 1908, 2. Band, 1. Teil, S. 136. Volltext
- ↑ Diese Substanz wurde in Bezug auf ihre Gefährlichkeit entweder noch nicht eingestuft oder eine verlässliche und zitierfähige Quelle hierzu wurde noch nicht gefunden.
- ↑ A. N. Campbell, J.E. Griffiths: "The System Lithium Chlorate - Lithium Chloride - Water at Various Temperatures" in Can. J. Chem 1956, 34 S. 1647–1661. Volltext
- ↑ E.-C. Koch: "Special Materials in Pyrotechnics: III. Application of Lithium and its Compounds in Energetic Systems" in Propellants, Explosives, Pyrotechnics 2004, 29(2). S. 67–80. doi:10.1002/prep.200400032