Perclorato di litio
Il perclorato di litio è il sale di litio dell'acido perclorico, di formula LiClO4. Si presenta come un solido cristallino bianco molto solubile in vari tipi di solventi, esiste in forma anidra e triidrata.
| Perclorato di litio | |
|---|---|
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| Nome IUPAC | |
| Perclorato di litio | |
| Caratteristiche generali | |
| Formula bruta o molecolare | LiClO4 |
| Massa molecolare (u) | 106,39 |
| Aspetto | solido bianco |
| Numero CAS | |
| Numero EINECS | 232-237-2 |
| PubChem | 23665649 e 151488 |
| SMILES | [Li+].[O-]Cl(=O)(=O)=O |
| Proprietà chimico-fisiche | |
| Temperatura di fusione | 430 °C (decomp.) |
| Indicazioni di sicurezza | |
| Simboli di rischio chimico | |
 
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| pericolo | |
| Frasi H | 272 - 315 - 319 - 335 |
| Consigli P | 220 - 261 - 305+351+338 [1] |
Applicazioni
modificaChimica inorganica
modificaIl perclorato di litio viene utilizzato come fonte di ossigeno in alcuni generatori. Si decompone a circa 400 °C, producendo cloruro di litio e ossigeno:[2]
Oltre il 60% della massa del perclorato di litio viene rilasciata come ossigeno. Ha il rapporto ossigeno/peso e ossigeno/volume più elevato di tutti i pratici sali di perclorato.
Chimica organica
modificaLiClO4 è altamente solubile in solventi organici, anche dietil etere. Tali soluzioni sono impiegate nelle reazioni di Diels-Alder, dove si propone che il Li+, in quanto acido di Lewis, si leghi ai siti basici sul dienofilo, accelerando così la reazione.[3]
Il perclorato di litio è anche usato come co-catalizzatore nell'accoppiamento di carbonili
Il perclorato di litio solido è risultato essere un acido di Lewis delicato ed efficace per promuovere la cianosililazione di composti carbonilici in condizioni neutre.[5]
Batterie
modificaIl perclorato di litio è anche usato come sale elettrolitico nelle batterie agli ioni di litio. Il perclorato di litio viene scelto rispetto a sali alternativi come esafluorofosfato di litio o tetrafluoroborato di litio quando la sua superiore impedenza elettrica, conducibilità, igroscopicità e stabilità anodica sono importanti per il caso specifico.[6] Tuttavia, queste proprietà benefiche sono spesso oscurate dalle forti proprietà ossidanti dell'elettrolita, rendendo l'elettrolita reattivo verso il suo solvente ad alte temperature e/o carichi di corrente elevati. A causa di questi pericoli, la batteria è spesso considerata inadatta per applicazioni industriali.
Biochimica
modificaLe soluzioni concentrate di perclorato di litio (4,5 mol/L) vengono utilizzate come agente caotropico per denaturare le proteine.
Produzione
modificaIl perclorato di litio può essere prodotto per reazione del perclorato di sodio con cloruro di litio. Può anche essere preparato mediante elettrolisi del clorato di litio a 200 mA/cm² a temperature superiori a 20 °C.[7]
Sicurezza
modificaI perclorati spesso generano miscele esplosive con composti organici.[7]
Note
modifica- ^ Sigma Aldrich; rev. del 30.10.2012
- ^ M. M. Markowitz, D. A. Boryta, and Harvey Stewart, Jr., Lithium Perchlorate Oxygen Candle. Pyrochemical Source of Pure Oxygen, in Ind. Eng. Chem. Prod. Res. Dev., vol. 3, n. 4, 1964, pp. 321–330, DOI:10.1021/i360012a016.
- ^ Charette, A. B. "Lithium Perchlorate" in Encyclopedia of Reagents for Organic Synthesis (Ed: L. Paquette) 2004, J. Wiley & Sons, New York. DOI: 10.1002/047084289.
- ^ [1] Lithium Perchlorate Product Detail Page
- ^ N. Azizi, M.R. Saidi, An improved synthesis of cyanohydrins in the presence of solid LiClO4 under solvent-free conditions, in Journal of Organometallic Chemistry, vol. 688, 1–2, 2003, pp. 283–285, DOI:10.1016/j.jorganchem.2003.09.014.
- ^ Kang Xu, Nonaqueous liquid electrolytes for lithium-based rechargeable batteries (PDF), in Chemical Reviews, vol. 104, n. 10, 2004, pp. 4303–4417, DOI:10.1021/cr030203g, PMID 15669157. URL consultato il 24 febbraio 2014.
- ^ a b Helmut Vogt, Jan Balej, John E. Bennett, Peter Wintzer, Saeed Akbar Sheikh, Patrizio Gallone "Chlorine Oxides and Chlorine Oxygen Acids" in Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry 2002, Wiley-VCH. DOI: 10.1002/14356007.a06_483
