Perclorato di litio
| 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] |
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]- ^ 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
