Lithiumchlorat ist das Lithiumsalz der Chlorsäure und wie viele Chlorate bei erhöhter Temperatur ein starkes Oxidationsmittel.
| Strukturformel | ||||||||||
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| Allgemeines | ||||||||||
| Name | Lithiumchlorat | |||||||||
| Andere Namen | Chlorsaures Lithium | |||||||||
| Summenformel | LiClO3 | |||||||||
| Kurzbeschreibung | farblose lange hygroskopische Nadeln | |||||||||
| Externe Identifikatoren/Datenbanken | ||||||||||
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| Eigenschaften | ||||||||||
| Molare Masse | 90,39 g·mol−1 | |||||||||
| Aggregatzustand | fest | |||||||||
| Dichte | 1,119 g·cm−3 | |||||||||
| Schmelzpunkt | 127,6–129 °C | |||||||||
| Siedepunkt | 270 °C (Zersetzung) | |||||||||
| Löslichkeit |
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| Brechungsindex | 1,64 | |||||||||
| Sicherheitshinweise | ||||||||||
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| Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen. Brechungsindex: Na-D-Linie, 20 °C |
Herstellung Bearbeiten
Lithiumchlorat kann aus Chlorsäure und Lithiumcarbonat hergestellt werden.
Ferner wurde die Synthese aus Bariumchlorat und Lithiumsulfat beschrieben.
Eigenschaften 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. Dieses Anhydrat kristallisiert im kubischen Kristallsystem.
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.
Verwendung Bearbeiten
Lithiumchlorat wird als Oxidationsmittel in Raketentreibstoffen eingesetzt.
Einzelnachweise Bearbeiten
- ↑ 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.
- ↑ 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