Nadchloran litu

Nadchloran litu

Nazewnictwo Nomenklatura systematyczna (IUPAC) addyt. tetraoksydochloran(1−) litu Inne nazwy i oznaczenia półsyst. nadchloran litu Stocka chloran(VII) litu
Ogólne informacje
Wzór sumaryczny	LiClO4
Masa molowa	106,39 g/mol
Wygląd	bezbarwne kryształy
Identyfikacja
Numer CAS	7791-03-9
PubChem	151488
SMILES [Li+].[O-]Cl(=O)(=O)=O
Właściwości Gęstość 2,420 g/cm³[1]; ciało stałe Rozpuszczalność w wodzie ok. 106,4 g/l (20 °C)[1] w innych rozpuszczalnikach rozpuszczalny w rozpuszczalnikach organicznych Temperatura topnienia 236 °C[1] Temperatura wrzenia 430 °C Kwasowość (pKa) 6,0–7,5 (25 °C, 5%)
Niebezpieczeństwa Karta charakterystyki: dane zewnętrzne firmy Sigma-Aldrich [dostęp 2011-05-05] Globalnie zharmonizowany system klasyfikacji i oznakowania chemikaliów Na podstawie podanego źródła[1] Niebezpieczeństwo Zwroty H H272, H315, H319, H335 Zwroty P P220, P261, P305+P351+P338 Europejskie oznakowanie substancji oznakowanie ma znaczenie wyłącznie historyczne Na podstawie podanego źródła[1] Utleniający (O) Drażniący (Xi) Zwroty R R8, R36/37/38 Zwroty S S17, S26, S36 NFPA 704 Na podstawie podanego źródła[2] 0 2 2 OX
Jeżeli nie podano inaczej, dane dotyczą stanu standardowego (25 °C, 1000 hPa)

Nadchloran litu, LiClO₄ – nieorganiczny związek chemiczny, sól litowa kwasu nadchlorowego. Jest to biała, krystaliczna substancja, dobrze rozpuszczalna w wielu rozpuszczalnikach. Istnieje zarówno w formie bezwodnej, jak i uwodnionej.

Nadchloran litu jest używany jako źródło tlenu w chemicznych generatorach tlenu. Rozkłada się w temperaturze około 400 °C dając chlorek litu i tlen, który stanowi ponad 60% masy związku. Ma najwyższy współczynnik zawartości tlenu do masy i tlenu do objętości spośród wszystkich nadchloranów, z wyjątkiem dwunadchloranu berylu (który jest drogi i silnie toksyczny), co czyni go szczególnie korzystnym w zastosowaniach w aeronautyce. Ze względu na stosunkowo wysoki koszt litu i wysoką higroskopijność soli, częściej korzysta się w tych zastosowaniach z nadchloranu amonu.

LiClO₄ jest łatwo rozpuszczalny w rozpuszczalnikach organicznych, takich jak eter dietylowy. Takie roztwory są używane w reakcjach Dielsa-Aldera, gdzie przyjmuje się, że kwas Lewisa Li⁺ wiąże się z zasadowym (według Lewisa) obszarem dienofila, wskutek czego przyspieszają reakcję^[3].

Stężone roztwory nadchloranu litu (4,5 mol/dm³) są używane jako czynniki chaotropowe w denaturacji białek.

Nadchloran litu używany jest także jako kokatalizator w sprzęganiu α,β-nienasyconych karbonyli z aldehydami, znanym pod nazwą reakcji Baylisa-Hillmana^[1].

Nadchloran litu może być wytwarzany poprzez reakcję nadchloranu sodu z chlorkiem litu. Może być także przygotowany poprzez elektrolizę chloranu litu (LiClO₃) przy 200 mA/cm², w temperaturze 20 °C.

Nadchlorany często tworzą mieszaniny wybuchowe ze związkami organicznymi. Należy także unikać ogrzewania i kontaktu z otwartym źródłem ognia.