Perclorato di litio

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Perclorato di litio
Nome IUPAC
Perclorato di litio
Caratteristiche generali
Formula bruta o molecolareLiClO4
Massa molecolare (u)106,39
Aspettosolido bianco
Numero CAS7791-03-9
Numero EINECS232-237-2
PubChem23665649
SMILES
[Li+].[O-]Cl(=O)(=O)=O
Proprietà chimico-fisiche
Temperatura di fusione430 °C (decomp.)
Indicazioni di sicurezza
Simboli di rischio chimico
comburente irritante
pericolo
Frasi H272 - 315 - 319 - 335
Consigli P220 - 261 - 305+351+338 [1]

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.

Applicazioni[modifica | modifica wikitesto]

Chimica inorganica[modifica | modifica wikitesto]

Il 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[modifica | modifica wikitesto]

LiClO4 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 α,β-insaturi con aldeidi, noto anche come reazione di Baylis-Hillman.[4]

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[modifica | modifica wikitesto]

Il 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[modifica | modifica wikitesto]

Le soluzioni concentrate di perclorato di litio (4,5 mol/L) vengono utilizzate come agente caotropico per denaturare le proteine.

Produzione[modifica | modifica wikitesto]

Il 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[modifica | modifica wikitesto]

I perclorati spesso generano miscele esplosive con composti organici.[7]

Note[modifica | modifica wikitesto]

  1. ^ Sigma Aldrich; rev. del 30.10.2012
  2. ^ 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.
  3. ^ Charette, A. B. "Lithium Perchlorate" in Encyclopedia of Reagents for Organic Synthesis (Ed: L. Paquette) 2004, J. Wiley & Sons, New York. DOI10.1002/047084289.
  4. ^ [1] Lithium Perchlorate Product Detail Page
  5. ^ 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.
  6. ^ 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.
  7. ^ 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. DOI10.1002/14356007.a06_483

Voci correlate[modifica | modifica wikitesto]

  Portale Chimica: il portale della scienza della composizione, delle proprietà e delle trasformazioni della materia