بيركلورات الليثيوم

من ويكيبيديا، الموسوعة الحرة
اذهب إلى التنقل اذهب إلى البحث
بيركلورات الليثيوم
بيركلورات الليثيوم

الاسم النظامي (IUPAC)

Lithium perchlorate

أسماء أخرى

بيركلورات الليثيوم

المعرفات
رقم CAS 7791-03-9
بوب كيم (PubChem) 23665649

الخواص
صيغة جزيئية LiClO4
الكتلة المولية 106,39 غ/مول
المظهر صلب أبيض اللون
الكثافة 2.43 غ/سم3 [2]
نقطة الانصهار 236 °س [2]
نقطة غليان 400 °س (يتفكك) [2]
الذوبانية في ماء 59.8 غ/100 مل ماء عند 25 °س
الذوبانية ينحل في الإيثانول.[3]
في حال عدم ورود غير ذلك فإن البيانات الواردة أعلاه معطاة بالحالة القياسية (عند 25 °س و 100 كيلوباسكال)

فوق كلورات الليثيوم (أو بيركلورات الليثيوم) هو مركب كيميائي له الصيغة LiClO4، ويكون على شكل ملح بلّوري أبيض اللون. يوجد فوق كلورات الليثيوم على شكل لامائي أو على شكل ثلاثي هيدرات، وهو من المؤكسدات القويّة.

التحضير[عدل]

يحضّر مركّب فوق كلورات الليثيوم من تفاعل حمض فوق الكلوريك مع كربونات الليثيوم،[4] وذلك حسب التفاعل:

كما يمكن أن بحضّر من تفاعل فوق كلورات الصوديوم مع كلوريد الليثيوم.

بطريقة أخرى، يحضّر فوق كلورات الليثيوم من التحليل الكهربائي لكلورات الليثيوم عند 200 ميلي أمبير/سم2 وذلك عند درجات حرارة تتجاوز 20 °س.[5]

الخواص[عدل]

يتبلور فوق كلورات الليثيوم عندما يكون بشكل ثلاثي الهيدرات LiClO4 · 3 H2O حسب النظام البلّوري السداسي وذلك في الزمرة الفراغية P63mc. تكون أبعاد الشبكة البلورية كالتالي: a = 7.719 Å و c = 5.455 Å.[6]

عند تسخين الشكل ثلاثي الهيدرات من فوق كلورات الليثيوم إلى درجات حرارة بين 98 - 100 °س فإنّه يفقد جزيئتي ماء ويتحوّل إلى الشكل أحادي الهيدرات، في حين أنّ الشكل اللامائي يتشكّل بالتسخين إلى درجات حرارة بين 130 - 150 °س.[4]

يكون للشكل اللامائي بنية بلّورية مختلفة عن الشكل المائي ثلاثي الهيدرات، حيث يتبلور حسب النظام البلوري المعيني القائم في الزمرة الفراغية Pnma بأبعاد الشبكة البلورية كالتالي: a = 8.657 Å و b = 6,912 Å و c = 4.832 Å. يمكن أن توجد أربع صيغ في وحدة الخلية.[7]

يتفكّك فوق كلورات الليثيوم عند 380 °س إلى كلورات الليثيوم، وكلوريد الليثيوم والأكسجين.[4] كما يتفكك كلورات الليثيوم في هذه العملية أيضاً.

ويكون التفاعل الكلّي:

في حال وجود شوائب في المركب، تحدث عملية التفكك عند درجات حرارة أقل من 300 °س.

الاستخدامات[عدل]

مصدر للأكسجين[عدل]

تشكّل نسبة الأكسجين في المركّب حوالي 60% من كتلته، لذلك يستخدم فوق كلورات الليثيوم كمصدر للأكسجين في بعض مولّدات الأكسجين الكيميائية.

التحفيز[عدل]

إنّ انحلالية فوق كلورات الليثيوم في المذيبات العضوية كبيرة جداً، مثل إيثانول وأسيتات الإيثيل وثنائي إيثيل الإيثر. تستعمل محاليل فوق كلورات الليثيوم في المذيبات العضوية في تفاعل ديلز-ألدر حيث أن Li+ يكون على حمض لويس ويرتبط إلى مواقع لويس القاعدية على الكاشف المحب للديين dienophile، ممّا يسرّع من التفاعل.[8]

البطاريات[عدل]

يستخدم فوق كلورات الليثيوم ككهرل في بطارية ليثيوم-أيون. يفضّل هذا المركب عن غيره من مركّبات الليثيوم مثل سداسي فلوروفوسفات الليثيوم أو رباعي فلوروبورات الليثيوم وذلك لخصائصه المميّزة من حيث المعاوقة والناقلية الكهربائية والاسترطاب والثباتية المصعدية.[9]

احتياطات الأمان[عدل]

إنّ مركّبات فوق الكلورات عادة ما تشكّل مزائج انفجارية مع المركّبات العضوية.[5]

المراجع[عدل]

  1. أ ب معرف بوب كيم: https://pubchem.ncbi.nlm.nih.gov/compound/23665649 — تاريخ الاطلاع: 14 أكتوبر 2016 — العنوان : 7791-03-9 — الرخصة: محتوى حر
  2. أ ب ت صفحة بيانات المادة من شركة alfa نسخة محفوظة 20 أغسطس 2014 على موقع واي باك مشين.
  3. ^ صفحة المادة في موقع Römpp Online نسخة محفوظة 29 يوليو 2016 على موقع واي باك مشين.
  4. أ ب ت R. Abegg, F. Auerbach, I. Koppel: Handbuch der anorganischen Chemie. Verlag S. Hirzel, 1908, 2. Band, 1. Teil, S. 137. النص (بالألمانية) نسخة محفوظة 13 يناير 2017 على موقع واي باك مشين.
  5. أ ب Helmut Vogt, Jan Balej, John E. Bennett, Peter Wintzer, Saeed Akbar Sheikh, Patrizio Gallone "Chlorine Oxides and Chlorine Oxygen Acids" in Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry 2002, Wiley-VCH. doi:10.1002/14356007.a06_483
  6. ^ A. Sequeira, I. Bernal, I.D. Brown, R. Faggiani: "The Structure of Lithium Perhclorate Trihydrate Li(H2O)3ClO4 - an X-ray and Neutron Diffraction Study" in Acta Cryst. 1975, B31, S. 1735. Abstract نسخة محفوظة 02 يونيو 2018 على موقع واي باك مشين.
  7. ^ M. S. Wickleder: "Crystal Structure of LiCl04" in Zeitschrift für anorganische und allgemeine Chemie, 2003, 629(9), S. 1466-1468. doi:10.1002/zaac.200300114 (بالألمانية)
  8. ^ Charette, A. B. "Lithium Perchlorate" in Encyclopedia of Reagents for Organic Synthesis (Ed: L. Paquette) 2004, J. Wiley & Sons, New York. doi:10.1002/047084289.
  9. ^ Xu، Kang (2004). "Nonaqueous liquid electrolytes for lithium-based rechargeable batteries" (PDF). Chemical Reviews. 104 (10): 4303–4417. PMID 15669157. doi:10.1002/chin.200450271. اطلع عليه بتاريخ 24 فبراير 2014.