stringtranslate.com

Перхлорат лития

Перхлорат лития — неорганическое соединение с формулой LiClO 4 . Эта белая или бесцветная кристаллическая соль примечательна своей высокой растворимостью во многих растворителях. Она существует как в безводной форме, так и в виде тригидрата .

Приложения

Неорганическая химия

Перхлорат лития используется как источник кислорода в некоторых химических генераторах кислорода . Он разлагается при температуре около 400 °C, давая хлорид лития и кислород : [5]

LiClO4 → LiCl + 2O2

Более 60% массы перхлората лития выделяется в виде кислорода. [2] Он имеет как самое высокое отношение кислорода к весу, так и к объему среди всех практических солей перхлората , а также более высокое отношение кислорода к объему, чем жидкий кислород . [6]

Перхлорат лития используется в качестве окислителя в твердом ракетном топливе , а также для получения красного пламени в пиротехнических составах. [2] [7]

Органическая химия

LiClO 4 хорошо растворяется в органических растворителях, даже в диэтиловом эфире. Такие растворы используются в реакциях Дильса-Альдера , где предполагается, что льюисовский кислотный Li + связывается с льюисовскими основными участками на диенофиле, тем самым ускоряя реакцию. [8]

Перхлорат лития также используется в качестве сокатализатора в реакции связывания α,β-ненасыщенных карбонилов с альдегидами, также известной как реакция Бейлиса-Хиллмана . [9]

Установлено, что твердый перхлорат лития является мягкой и эффективной кислотой Льюиса, способствующей цианосилированию карбонильных соединений в нейтральных условиях. [10]

Аккумуляторы

Перхлорат лития также используется в качестве электролитной соли в литий-ионных аккумуляторах . Перхлорат лития выбирают вместо альтернативных солей, таких как гексафторфосфат лития или тетрафторборат лития , когда его превосходное электрическое сопротивление , проводимость , гигроскопичность и свойства анодной стабильности важны для конкретного применения. [11] Однако эти полезные свойства часто затмеваются сильными окислительными свойствами электролита , что делает электролит реактивным по отношению к своему растворителю при высоких температурах и/или высоких токовых нагрузках. Из-за этих опасностей аккумулятор часто считается непригодным для промышленного применения. [11]

Биохимия

Концентрированные растворы перхлората лития (4,5 моль/л) используются в качестве хаотропного агента для денатурации белков .

Производство

Перхлорат лития может быть получен путем реакции перхлората натрия с хлоридом лития . Он также может быть получен путем электролиза хлората лития при 200 мА/см 2 при температуре выше 20 °C. [12]

Безопасность

Перхлораты часто образуют взрывоопасные смеси с органическими соединениями, мелкодисперсными металлами, серой и другими восстановителями. [12] [2]

Ссылки

  1. ^ abcdefg "Перхлорат лития". chemister.ru .
  2. ^ abcde «Перхлорат лития». AMCP 706-187 Военная пиротехника — Свойства материалов . Командование материально-технического снабжения армии США . Октябрь 1963 г. С. 181–182.
  3. ^ Викледер, Матиас С. (2003). «Кристаллическая структура LiClO4». Zeitschrift für Anorganische und Allgemeine Chemie . 629 (9): 1466–1468. дои : 10.1002/zaac.200300114.
  4. ^ abc Sigma-Aldrich Co. , Перхлорат лития. Получено 2014-05-09.
  5. ^ Марковиц, ММ; Борита, ДА; Стюарт, Харви-младший (1964). «Кислородная свеча с перхлоратом лития. Пирохимический источник чистого кислорода». Промышленная и инженерная химия. Исследования и разработки продуктов . 3 (4): 321–330. doi :10.1021/i360012a016.
  6. ^ Герберт Эллерн (1968). Военная и гражданская пиротехника . Chemical Publishing Company. стр. 237. ISBN 978-0-8206-0364-3. ОЛ  37082807М.
  7. ^ Бэзил Т. Федорофф; Оливер Э. Шеффилд (январь 1975 г.). «Перхлорат лития». Энциклопедия взрывчатых веществ и связанных с ними предметов . Том 7. Picatinny Arsenal. стр. L45. LCCN  61-61759.
  8. ^ Charette, AB «Перхлорат лития» в Encyclopedia of Reagents for Organic Synthesis (ред. L. Paquette) 2004, J. Wiley & Sons, Нью-Йорк. doi : 10.1002/047084289X.
  9. ^ [1] Страница с описанием продукта перхлорат лития
  10. ^ N. Azizi, MR Saidi (2003). «Улучшенный синтез циангидринов в присутствии твердого LiClO4 в условиях отсутствия растворителя». Журнал металлоорганической химии . 688 (1–2): 283–285. doi :10.1016/j.jorganchem.2003.09.014.
  11. ^ ab Xu, Kang (2004). "Неводные жидкие электролиты для литиевых аккумуляторных батарей" (PDF) . Chemical Reviews . 104 (10): 4303–4417. doi :10.1021/cr030203g. PMID  15669157 . Получено 24 февраля 2014 г. .
  12. ^ ab Helmut Vogt, Jan Balej, John E. Bennett, Peter Wintzer, Saeed Akbar Sheikh, Patrizio Gallone "Оксиды хлора и хлоркислородные кислоты" в Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry 2002, Wiley-VCH. doi :10.1002/14356007.a06_483

Внешние ссылки