Lithiumchlorat
| Strukturformel | ||||||||||||||||
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| Allgemeines | ||||||||||||||||
| Name | Lithiumchlorat | |||||||||||||||
| Andere Namen |
Chlorsaures Lithium | |||||||||||||||
| Summenformel | LiClO3 | |||||||||||||||
| Kurzbeschreibung |
farblose lange hygroskopische Nadeln[1] | |||||||||||||||
| Externe Identifikatoren/Datenbanken | ||||||||||||||||
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| Eigenschaften | ||||||||||||||||
| Molare Masse | 90,39 g·mol−1 | |||||||||||||||
| Aggregatzustand |
fest | |||||||||||||||
| Dichte |
1,119 g·cm−3[1] | |||||||||||||||
| Schmelzpunkt | ||||||||||||||||
| Siedepunkt |
270 °C (Zersetzung)[4] | |||||||||||||||
| Löslichkeit | ||||||||||||||||
| Brechungsindex |
1,64[1] | |||||||||||||||
| Sicherheitshinweise | ||||||||||||||||
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| Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen (0 °C, 1000 hPa). Brechungsindex: Na-D-Linie, 20 °C | ||||||||||||||||
Lithiumchlorat ist das Lithiumsalz der Chlorsäure und wie viele Chlorate bei erhöhter Temperatur ein starkes Oxidationsmittel.
Herstellung
[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]Lithiumchlorat kann aus Chlorsäure und Lithiumcarbonat hergestellt werden.[4]
Ferner wurde die Synthese aus Bariumchlorat und Lithiumsulfat beschrieben.[4]
Eigenschaften
[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]Lithiumchlorat bildet drei verschiedene Hydrate: ein Trihydrat LiClO3 · 3 H2O, ein Monohydrat LiClO3 · H2O sowie ein Viertelhydrat 4 LiClO3 · H2O. Das Monohydrat geht bei 20,5 °C in das Viertelhydrat über, dieses wandelt sich bei 42 °C in das Anhydrat um.[6] Dieses Anhydrat kristallisiert im kubischen Kristallsystem.[1]
Bei 270 °C zersetzt sich Lithiumchlorat in Lithiumchlorid und Sauerstoff, als Nebenreaktion tritt eine Disproportionierung in die nächstniedrigere und die nächsthöhere Oxidationsstufe des Chlors auf.[4]
Verwendung
[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]Lithiumchlorat wird als Oxidationsmittel in Raketentreibstoffen eingesetzt.[7]
Einzelnachweise
[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]- ↑ a b c d e 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 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).
- ↑ S. S. Wang, D. N. Bennion: The Electrochemistry of Molten Lithium Chlorate and Its Possible Use with Lithium in a Batter. In: J. Electrochem. Soc. 1983, 130(4), S. 741–747. doi:10.1149/1.2119796.
- ↑ A. N. Campbell, E. M. Kartzmark, W. B. Maryk: The Systems Sodium Chlorate - Water - Dioxane and Lithium Chlorate - Water - Dioxane, at 25°. In: Canadian Journal of Chemistry. 44, 1966, S. 935–937, doi:10.1139/v66-136.
- ↑ a b c d e R. Abegg, F. Auerbach, I. Koppel: Handbuch der anorganischen Chemie. Verlag S. Hirzel, 1908, 2. Band, 1. Teil, S. 136. Volltext
- ↑ Dieser Stoff wurde in Bezug auf seine Gefährlichkeit entweder noch nicht eingestuft oder eine verlässliche und zitierfähige Quelle hierzu wurde noch nicht gefunden.
- ↑ A. N. Campbell, J.E. Griffiths: The System Lithium Chlorate - Lithium Chloride - Water at Various Temperatures. In: Canadian Journal of Chemistry. 34, 1956, S. 1647–1661, doi:10.1139/v56-213.
- ↑ 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