كلورات الليثيوم

من ويكيبيديا، الموسوعة الحرة
اذهب إلى: تصفح، ‏ ابحث
كلورات الليثيوم
الاسم النظامي (IUPAC)

Lithium chlorate

المعرفات
رقم CAS 13453-71-9

بوبكيم (PubChem) 23682463
كيم سبايدر 55520  تعديل قيمة خاصية معرف كيم سبايدر (P661) في ويكي بيانات
ECHA InfoCard ID 100.033.288  تعديل قيمة خاصية معرف بطاقة معلومات في الوكالة الأوروبية للمواد الكيميائية (P2566) في ويكي بيانات

الخواص
صيغة جزيئية LiClO3
الكتلة المولية 90.39 غ/مول
المظهر بلورات إبرية بيضاء
الكثافة 1.12 غ/سم3 [2]
نقطة الانصهار 127.6 - 129 °س[3][4][5]
نقطة الغليان 270 °س (يتفكك) [6]
الذوبانية في الماء 241 غ/100 مل ماء عند 0 °س
313.5 غ/100 مل ماء عند 18 °س [6]
الذوبانية ينحل في الإيثانول [2]
في حال عدم ورود غير ذلك فإن البيانات الواردة أعلاه معطاة بالحالة القياسية (عند 25 °س و 100 كيلوباسكال)

كلورات الليثيوم مركب كيميائي له الصيغة LiClO3، ويكون على شكل بلّورات إبرية بيضاء في حالته النقيّة. يعدّ هذا المركّب من المؤكسدات القويّة.

التحضير[عدل]

يحضّر كلورات الليثيوم من تفاعل حمض الكلوريك مع كربونات الليثيوم.[6]

كما يمكن تحضير المركّب من تفاعل كلورات الباريوم مع كبريتات الليثيوم [6] كما في التفاعل:

الخواص[عدل]

يوجد أن يتبلور كلورات الليثيوم على ثلاثة أشكال مائية وهي ثلاثي الهيدرات LiClO3 · 3 H2O أو أحادي الهيدرات LiClO3 · H2O أو ربع الهيدرات 4LiClO3 · H2O. إنّ أحادي الهيدرات يتحوّل عند 20.5 °س إلى ربع الهيدرات، والذي يتحوّل عند 42 °س إلى الشكل اللامائي.[7] إنّ الشكل اللامائي يتبلور حسب النظام البلّوري المكعّب.[2]

يتفكّك كلورات الليثيوم عند 270 °س إلى كلوريد الليثيوم والأكسجين. كتفاعل جانبي تحدث عملية عدم تناسب إلى حالة الأكسدة الأعلى والأخفض للكلور.[6]

الاستخدامات[عدل]

يستخدم كلورات الليثيوم كمادة مؤكسدة في وقود الصواريخ.[8]

المراجع[عدل]

  1. ^ أ ب معرف بوب كيم: https://pubchem.ncbi.nlm.nih.gov/compound/23682463 — تاريخ الاطلاع: 19 سبتمبر 2016 — العنوان : 13453-71-9 — الرخصة: محتوى حر
  2. ^ أ ب ت 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 978-3-540-60035-0, S. 534.(بالألمانية)
  3. ^ 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
  4. ^ 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
  5. ^ http://scitation.aip.org/getabs/servlet/GetabsServlet?prog=normal&id=JESOAN000130000004000741000001&idtype=cvips&gifs=yes&ref=no
  6. ^ أ ب ت ث ج R. Abegg, F. Auerbach, I. Koppel: Handbuch der anorganischen Chemie. Verlag S. Hirzel, 1908, 2. Band, 1. Teil, S. 136. Volltext
  7. ^ 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
  8. ^ 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