كلورات الليثيوم

من ويكيبيديا، الموسوعة الحرة
اذهب إلى التنقل اذهب إلى البحث
كلورات الليثيوم
الاسم النظامي (IUPAC)

Lithium chlorate

المعرفات
رقم CAS 13453-71-9

بوب كيم (PubChem) 23682463

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 غليان 270 °س (يتفكك) [6]
الذوبانية في ماء 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 نسخة محفوظة 13 يناير 2017 على موقع واي باك مشين.
  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