كلورات الليثيوم

كلورات الليثيوم
الاسم النظامي (IUPAC)
Lithium chlorate
المعرفات
رقم CAS	13453-71-9
بوب كيم (PubChem)	23682463
مواصفات الإدخال النصي المبسط للجزيئات [Li+].[O-]Cl(=O)=O
المعرف الكيميائي الدولي InChI=1S/ClHO3.Li/c2-1(3)4;/h(H,2,3,4);/q;+1/p-1[1]  InChIKey:XQHAGELNRSUUGU-UHFFFAOYSA-M[1]
الخواص
الصيغة الجزيئية	LiClO3
الكتلة المولية	90.39 غ/مول
المظهر	بلورات إبرية بيضاء
الكثافة	1.12 غ/سم^3 [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)
تعديل مصدري - تعديل

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

التحضير

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

${\displaystyle \mathrm {Li_{2}CO_{3}+2\ HClO_{3}\longrightarrow 2\ LiClO_{3}+H_{2}O+CO_{2}\uparrow } }$

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

${\displaystyle \mathrm {Li_{2}SO_{4}+Ba(ClO_{3})_{2}\longrightarrow 2\ LiClO_{3}+BaSO_{4}\downarrow } }$

الخواص

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]

${\displaystyle \mathrm {2\ LiClO_{3}\ {\xrightarrow {\Delta }}\ 2\ LiCl+3\ O_{2}\uparrow } }$

${\displaystyle \mathrm {4\ LiClO_{3}\ {\xrightarrow {\Delta }}\ LiCl+3\ LiClO_{4}} }$

الاستخدامات

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

المراجع

1. 13453-71-9 (بالإنجليزية), QID:Q278487
2. 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[وصلة مكسورة]
5. http://scitation.aip.org/getabs/servlet/GetabsServlet?prog=normal&id=JESOAN000130000004000741000001&idtype=cvips&gifs=yes&ref=no
6. 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[وصلة مكسورة]
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. دُوِي:10.1002/prep.200400032