Perchlorate de lithium - Lithium perchlorate
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| Noms | |
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Nom IUPAC
Perchlorate de lithium
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| Autres noms
Acide perchlorique, sel de lithium; Lithium Cloricum
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| Identifiants | |
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Modèle 3D ( JSmol )
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| ChemSpider | |
| Carte Info ECHA |
100.029.307 
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PubChem CID
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| UNII | |
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Tableau de bord CompTox ( EPA )
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| Propriétés | |
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LiClO 4 |
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| Masse molaire | 106,39 g / mol (anhydre) 160,44 g / mol (trihydraté) |
| Apparence | cristaux blancs |
| Odeur | inodore |
| Densité | 2,42 g / cm 3 |
| Point de fusion | 236 ° C (457 ° F; 509 K) |
| Point d'ébullition | 430 ° C (806 ° F; 703 K) se décompose à partir de 400 ° C |
| 42,7 g / 100 ml (0 ° C) 49 g / 100 ml (10 ° C) 59,8 g / 100 ml (25 ° C) 71,8 g / 100 ml (40 ° C) 119,5 g / 100 ml (80 ° C) 300 g / 100 g (120 ° C) |
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| Solubilité | soluble dans l' alcool , l'acétate d'éthyle |
| Solubilité dans l' acétone | 137 g / 100 g |
| Solubilité dans l' alcool | 1,82 g / g (0 ° C, dans CH 3 OH ) 1,52 g / g (0 ° C, dans C 2 H 5 OH ) 1,05 g / g (25 ° C, dans C 3 H 7 OH ) 0,793 g / g (0 ° C, en C 4 H 9 OH ) |
| Structure | |
| Pnma, n ° 62 | |
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a = 865,7 (1) pm, b = 691,29 (9) pm, c = 483,23 (6) pm
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Unités de formule ( Z )
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4 formules par cellule |
| tétraédrique en Cl | |
| Thermochimie | |
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Capacité thermique ( C )
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105 J / mol · K |
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Entropie molaire std ( S |
125,5 J / mol · K |
| -380,99 kJ / mol | |
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Énergie libre de Gibbs (Δ f G ˚)
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-254 kJ / mol |
| Dangers | |
| Principaux dangers | Oxydant, irritant |
| Fiche de données de sécurité | MSDS |
| Pictogrammes SGH |
 
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| Mot de signalisation SGH | Danger |
| H272 , H315 , H319 , H335 | |
| P220 , P261 , P305 + 351 + 338 | |
| NFPA 704 (diamant de feu) | |
| Composés apparentés | |
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Autres anions
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Chlorure de lithium Hypochlorite de lithium Chlorate de lithium |
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Autres cations
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Perchlorate de sodium Perchlorate de potassium Perchlorate de rubidium |
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Sauf indication contraire, les données sont données pour les matériaux dans leur état standard (à 25 ° C [77 ° F], 100 kPa). |
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 vérifier ( qu'est-ce que c'est ?)
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| Références Infobox | |
Le perchlorate de lithium est le composé inorganique de formule LiClO 4 . Ce sel cristallin blanc ou incolore est remarquable pour sa grande solubilité dans de nombreux solvants. Il existe à la fois sous forme anhydre et sous forme de trihydrate .
Applications
Chimie inorganique
Le perchlorate de lithium est utilisé comme source d' oxygène dans certains générateurs chimiques d'oxygène . Il se décompose à environ 400 ° C, donnant du chlorure de lithium et de l' oxygène :
- LiClO 4 → LiCl + 2 O 2
Plus de 60% de la masse du perchlorate de lithium est libérée sous forme d'oxygène. Il a à la fois le rapport oxygène / poids et oxygène / volume le plus élevé de tous les sels de perchlorate pratiques .
Chimie organique
Le LiClO 4 est très soluble dans les solvants organiques, même l'éther diéthylique. De telles solutions sont utilisées dans les réactions de Diels-Alder , où il est proposé que le Li + acide de Lewis se lie aux sites basiques de Lewis sur le diénophile, accélérant ainsi la réaction.
Le perchlorate de lithium est également utilisé comme co-catalyseur dans le couplage de carbonyles α, β-insaturés avec des aldéhydes, également connue sous le nom de réaction de Baylis-Hillman .
On trouve que le perchlorate de lithium solide est un acide de Lewis doux et efficace pour favoriser la cyanosilylation de composés carbonylés dans des conditions neutres.
Batteries
Le perchlorate de lithium est également utilisé comme sel d' électrolyte dans les batteries lithium-ion . Le perchlorate de lithium est choisi parmi des sels alternatifs tels que l'hexafluorophosphate de lithium ou le tétrafluoroborate de lithium lorsque ses propriétés supérieures d'impédance électrique , de conductivité , d' hygroscopicité et de stabilité anodique sont importantes pour l'application spécifique. Cependant, ces propriétés avantageuses sont souvent éclipsées par les fortes propriétés oxydantes de l'électrolyte, rendant l'électrolyte réactif vis-à-vis de son solvant à des températures élevées et / ou à des charges de courant élevées. En raison de ces risques, la batterie est souvent considérée comme impropre aux applications industrielles.
Biochimie
Des solutions concentrées de perchlorate de lithium (4,5 mol / L) sont utilisées comme agent chaotropique pour dénaturer les protéines .
Production
Le perchlorate de lithium peut être fabriqué par réaction du perchlorate de sodium avec du chlorure de lithium . Il peut également être préparé par électrolyse du chlorate de lithium à 200 mA / cm 2 à des températures supérieures à 20 ° C.
Sécurité
Les perchlorates donnent souvent des mélanges explosifs avec des composés organiques.