लिथियम पर्क्लोरेट: Difference between revisions

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LiClO<sub>4</sub>  ऑर्गेनिक रसायनिकों में, यहां तक कि डाईइथाइल ईथर में भी अत्यधिक घुलनशील होता है। इस प्रकार के समाधान डायल्स-एल्डर प्रतिक्रिया में उपयोग किया जाता है, जहां सुझाव दिया जाता है कि[[लुईस अम्ल]]ीय  Li+ डायनोफाइल पर ल्यूइस बेसिक साइटों से बाँध बनाता है, इस प्रकार प्रतिक्रिया की गति को तेज़ करता है।<ref>Charette, A. B. "Lithium Perchlorate" in Encyclopedia of Reagents for Organic Synthesis (Ed: L. Paquette) 2004, J. Wiley & Sons, New York. {{doi|10.1002/047084289X}}.</ref>
LiClO<sub>4</sub>  ऑर्गेनिक रसायनिकों में, यहां तक कि डाईइथाइल ईथर में भी अत्यधिक घुलनशील होता है। इस प्रकार के समाधान डायल्स-एल्डर प्रतिक्रिया में उपयोग किया जाता है, जहां सुझाव दिया जाता है कि[[लुईस अम्ल]]ीय  Li+ डायनोफाइल पर ल्यूइस बेसिक साइटों से बाँध बनाता है, इस प्रकार प्रतिक्रिया की गति को तेज़ करता है।<ref>Charette, A. B. "Lithium Perchlorate" in Encyclopedia of Reagents for Organic Synthesis (Ed: L. Paquette) 2004, J. Wiley & Sons, New York. {{doi|10.1002/047084289X}}.</ref>


लिथियम पर्क्लोरेट का उपयोग एल्डिहाइड के साथ α, β-असंतृप्त कार्बोनिल्स के युग्मन में सह-उत्प्रेरक के रूप में भी किया जाता है, जिसे बायलिस-हिलमैन प्रतिक्रिया के रूप में भी जाना जाता है।<ref>[http://www.sigmaaldrich.com/catalog/search/ProductDetail/sigald/205281] Lithium Perchlorate Product Detail Page</ref>
लिथियम पर्क्लोरेट को बेलिस-हिलमैन प्रतिक्रिया के नाम से भी जाने जाने वाले α,β-अअनुशासित कार्बोनिल के साथ एल्डिहाइड के कपलिंग में एक [[सह-कैटलिस्ट]] के रूप में भी उपयोग किया जाता है।<ref>[http://www.sigmaaldrich.com/catalog/search/ProductDetail/sigald/205281] Lithium Perchlorate Product Detail Page</ref>


तटस्थ परिस्थितियों में कार्बोनिल यौगिकों के साइनोसिलिलेशन को बढ़ावा देने के लिए ठोस लिथियम परक्लोरेट एक हल्का और कुशल लुईस एसिड पाया जाता है।<ref>{{cite journal
ठोस लिथियम पर्क्लोरेट को न्यूट्रल शर्तों में कार्बोनिल यौगिकों के सायानोसाइलेशन को प्रोत्साहित करने के लिए एक मध्यम और कुशल ल्यूइस एसिड के रूप में पाया जाता है।<ref>{{cite journal
| author= N. Azizi, M.R. Saidi
| author= N. Azizi, M.R. Saidi
| title = An improved synthesis of cyanohydrins in the presence of solid LiClO4 under solvent-free conditions
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| pages = 283–285| doi = 10.1016/j.jorganchem.2003.09.014
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=== बैटरी ===
=== बैटरी ===
लिथियम पर्क्लोरेट का उपयोग [[लिथियम आयन बैटरी]] | लिथियम-आयन बैटरी में [[इलेक्ट्रोलाइट]] नमक के रूप में भी किया जाता है। लिथियम परक्लोरेट को [[लिथियम हेक्साफ्लोरोफॉस्फेट]] या [[लिथियम टेट्राफ्लोरोबोरेट]] जैसे वैकल्पिक लवणों पर चुना जाता है, जब इसकी बेहतर [[विद्युत प्रतिबाधा]], [[चालकता (इलेक्ट्रोलाइटिक)]], [[ हीड्रोस्कोपिसिटी ]] और एनोडिक स्थिरता गुण विशिष्ट अनुप्रयोग के लिए महत्वपूर्ण होते हैं।<ref name=Xu>{{cite journal|last=Xu|first=Kang|title=लिथियम-आधारित रिचार्जेबल बैटरी के लिए गैर-जलीय तरल इलेक्ट्रोलाइट्स|journal=Chemical Reviews|date=2004|volume=104|issue=10|pages=4303–4417|doi=10.1021/cr030203g|pmid=15669157|url=http://is.muni.cz/el/1431/podzim2006/C7780/um/Read/2659326/LiON_ellytes_ChRev04_4303.pdf|access-date=24 February 2014}}</ref> हालांकि, इन लाभकारी गुणों को अक्सर इलेक्ट्रोलाइट के मजबूत [[ ऑक्सीकरण एजेंट ]] गुणों से ढक दिया जाता है, जिससे इलेक्ट्रोलाइट उच्च तापमान और / या उच्च [[ एम्पेयर ]] लोड पर अपने [[विलायक]] के प्रति प्रतिक्रियाशील हो जाता है। इन खतरों के कारण बैटरी को अक्सर औद्योगिक अनुप्रयोगों के लिए अनुपयुक्त माना जाता है।<ref name=Xu />
लिथियम पर्क्लोरेट [[लिथियम-आयन बैटरियों]] में [[इलेक्ट्रोलाइट]] नमक के रूप में भी उपयोग किया जाता है। विशिष्ट अनुप्रयोग के लिए, जब इसकी उत्कृष्ट विद्युत आवेग, चालकता, हाइग्रोस्कोपिसिटी और एनोडिक स्थिरता गुणधर्मों का महत्व होता है, तो लिथियम पर्क्लोरेट को विकल्पिक नमकों जैसे [[लिथियम हेक्साफ्लुओरोफॉस्फेट]] या [[लिथियम टेट्राफ्लुओरोबोरेट]] की पसंद की जाती है।।<ref name="Xu">{{cite journal|last=Xu|first=Kang|title=लिथियम-आधारित रिचार्जेबल बैटरी के लिए गैर-जलीय तरल इलेक्ट्रोलाइट्स|journal=Chemical Reviews|date=2004|volume=104|issue=10|pages=4303–4417|doi=10.1021/cr030203g|pmid=15669157|url=http://is.muni.cz/el/1431/podzim2006/C7780/um/Read/2659326/LiON_ellytes_ChRev04_4303.pdf|access-date=24 February 2014}}</ref> हालांकि, इन लाभदायक गुणधर्मों को [[अक्सीकरण]] गुणों के बलबूते रखने के कारण, इलेक्ट्रोलाइट को अधिकतम तापमान और/या उच्च विद्युत भार में अपने [[विघटनशीलता]] के प्रति प्रतिक्रियाशील बनाता है। इन आपत्तिजनक गुणधर्मों के कारण, इस बैटरी को आमतौर पर [[औद्योगिक]] अनुप्रयोगों के लिए अनुचित माना जाता है।<ref name="Xu" />
 
 
=== जैव रसायन ===
=== जैव रसायन ===
लिथियम पर्क्लोरेट (4.5 mol/L) के सांद्रित विलयन का उपयोग [[प्रोटीन]] को विकृत करने के लिए एक [[कैओट्रोपिक एजेंट]] के रूप में किया जाता है।
लिथियम पर्क्लोरेट (4.5 mol/L) के सांद्रित विलयन का उपयोग [[प्रोटीन]] को विकृत करने के लिए एक [[कैओट्रोपिक एजेंट]] के रूप में किया जाता है।


== उत्पादन ==
== उत्पादन ==
लिथियम क्लोराइड के साथ [[ सोडियम पर्क्लोरेट ]] की प्रतिक्रिया से लिथियम पर्क्लोरेट का निर्माण किया जा सकता है। इसे 200 एमए/सेमी पर [[लिथियम क्लोरेट]] के इलेक्ट्रोलिसिस द्वारा भी तैयार किया जा सकता है<sup>2</sup> 20 डिग्री सेल्सियस से ऊपर के तापमान पर।<ref name="Vogt">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}}</ref>
लिथियम पर्क्लोरेट का निर्माण [[सोडियम पर्क्लोरेट]] के [[लिथियम क्लोराइड]] के संवेदनशीलता के प्रतिक्रिया द्वारा किया जा सकता है। इसे 20 °सेल्सियस डिग्री से ऊपर तापमान पर 200 mA/cm2 की विधुत्रुपण द्वारा [[लिथियम क्लोरेट]] के विल्यतन के द्वारा भी तैयार किया जा सकता है।<ref name="Vogt">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}}</ref>
 
 
== सुरक्षा ==
== सुरक्षा ==
पर्क्लोरेट्स अक्सर कार्बनिक यौगिकों, बारीक विभाजित धातुओं, सल्फर और अन्य कम करने वाले एजेंटों के साथ विस्फोटक मिश्रण देते हैं।<ref name=Vogt/><ref name="AMCP"/>
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==संदर्भ==
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Latest revision as of 15:03, 14 July 2023

Lithium perchlorate
Lithium perchlorate
The orthorhombic unit cell of lithium perchlorate under standard conditions.
__ Li+     __ Cl7+     __ O2−
Unit cell of lithium perchlorate.
Names
IUPAC name
Lithium perchlorate
Other names
Perchloric acid, lithium salt; Lithium Cloricum
Identifiers
3D model (JSmol)
ChemSpider
UNII
  • InChI=1S/ClHO4.Li/c2-1(3,4)5;/h(H,2,3,4,5);/q;+1/p-1 checkY
    Key: MHCFAGZWMAWTNR-UHFFFAOYSA-M checkY
  • InChI=1/ClHO4.Li/c2-1(3,4)5;/h(H,2,3,4,5);/q;+1/p-1
    Key: MHCFAGZWMAWTNR-REWHXWOFAR
  • [Li+].[O-]Cl(=O)(=O)=O
Properties
LiClO
4
Molar mass
  • 106.39 g/mol (anhydrous)
  • 160.44 g/mol (trihydrate)
Appearance White crystals
Odor Odorless
Density 2.42 g/cm3
Melting point 236 °C (457 °F; 509 K)
Boiling point 430 °C (806 °F; 703 K)
decomposes from 400 °C
  • 42.7 g/100 mL (0 °C)
  • 49 g/100 mL (10 °C)
  • 59.8 g/100 mL (25 °C)
  • 71.8 g/100 mL (40 °C)
  • 119.5 g/100 mL (80 °C)
  • 300 g/100 g (120 °C)[1]
Solubility Soluble in alcohols, ethyl acetate[1]
Solubility in acetone 137 g/100 g[1]
Solubility in alcohols
Solubility in ethyl acetate 95.2 g/100 g[2]
Solubility in ethyl ether 113.7 g/100 g[2]
Structure
Pnma, No. 62
a = 865.7(1) pm, b = 691.29(9) pm, c = 483.23(6) pm[3]
4 formula per cell
tetrahedral at Cl
Thermochemistry
105 J/mol·K[1]
125.5 J/mol·K[1]
−380.99 kJ/mol
−254 kJ/mol[1]
Hazards
Occupational safety and health (OHS/OSH):
Main hazards
 Oxidizer, irritant
GHS labelling:
GHS03: OxidizingGHS07: Exclamation mark[4]
Danger
H272, H315, H319, H335[4]
P220, P261, P305+P351+P338[4]
NFPA 704 (fire diamond)
Safety data sheet (SDS) MSDS
Related compounds
Other anions
 Lithium chloride
Lithium hypochlorite
Lithium chlorate
Other cations
 Sodium perchlorate
Potassium perchlorate
Rubidium perchlorate
Except where otherwise noted, data are given for materials in their standard state (at 25 °C [77 °F], 100 kPa).
☒N verify (what is checkY☒N ?)

लिथियम पर्क्लोरेट एक अकार्बनिक यौगिक है जिसका सूत्र LiClO4 है। यह सफेद या रंगहीन क्रिस्टलीयन नमक कई रसायनिकों में अधिकतम घुलनशीलता के लिए महत्वपूर्ण है। यह निर्जल रूप में और क्रिस्टलीकरण के पानी के रूप में मौजूद है।

अनुप्रयोग

अकार्बनिक रसायन

लिथियम पर्क्लोरेट को कुछ रासायनिक ऑक्सीजन उत्पादकों में ऑक्सीजन का स्रोत के रूप में उपयोग किया जाता है। यह लगभग 400 °सेल्सियस डिग्री पर विघटित हो जाता है, जिससे लिथियम क्लोराइड और ऑक्सीजन प्राप्त होता है:[5]

LiClO4 → LiCl + 2 O2

लिथियम पर्क्लोरेट के द्रव्यमान का 60% से अधिक ऑक्सीजन के रूप में छोड़ा जाता है।[2] यह सभी व्यावहारिक पर्क्लोरेट लवणों के मुक़ाबले सबसे अधिक ऑक्सीजन-वजन और ऑक्सीजन-आयतन अनुपात रखता है, और यह तरल ऑक्सीजन की तुलना में अधिक ऑक्सीजन-आयतन अनुपात रखता हैं।[6]

लिथियम पर्क्लोरेट का उपयोग ठोस रॉकेट प्रणोदक में आक्सीकारक के रूप में किया जाता है, और आतिशबाज़ी संरचनाओं में लाल रंग की आग उत्पन्न करने के लिए भी इस्तेमाल होता है।[2][7]

कार्बनिक रसायन

LiClO4 ऑर्गेनिक रसायनिकों में, यहां तक कि डाईइथाइल ईथर में भी अत्यधिक घुलनशील होता है। इस प्रकार के समाधान डायल्स-एल्डर प्रतिक्रिया में उपयोग किया जाता है, जहां सुझाव दिया जाता है किलुईस अम्लीय Li+ डायनोफाइल पर ल्यूइस बेसिक साइटों से बाँध बनाता है, इस प्रकार प्रतिक्रिया की गति को तेज़ करता है।[8]

लिथियम पर्क्लोरेट को बेलिस-हिलमैन प्रतिक्रिया के नाम से भी जाने जाने वाले α,β-अअनुशासित कार्बोनिल के साथ एल्डिहाइड के कपलिंग में एक सह-कैटलिस्ट के रूप में भी उपयोग किया जाता है।[9]

ठोस लिथियम पर्क्लोरेट को न्यूट्रल शर्तों में कार्बोनिल यौगिकों के सायानोसाइलेशन को प्रोत्साहित करने के लिए एक मध्यम और कुशल ल्यूइस एसिड के रूप में पाया जाता है।[10]

बैटरी

लिथियम पर्क्लोरेट लिथियम-आयन बैटरियों में इलेक्ट्रोलाइट नमक के रूप में भी उपयोग किया जाता है। विशिष्ट अनुप्रयोग के लिए, जब इसकी उत्कृष्ट विद्युत आवेग, चालकता, हाइग्रोस्कोपिसिटी और एनोडिक स्थिरता गुणधर्मों का महत्व होता है, तो लिथियम पर्क्लोरेट को विकल्पिक नमकों जैसे लिथियम हेक्साफ्लुओरोफॉस्फेट या लिथियम टेट्राफ्लुओरोबोरेट की पसंद की जाती है।।[11] हालांकि, इन लाभदायक गुणधर्मों को अक्सीकरण गुणों के बलबूते रखने के कारण, इलेक्ट्रोलाइट को अधिकतम तापमान और/या उच्च विद्युत भार में अपने विघटनशीलता के प्रति प्रतिक्रियाशील बनाता है। इन आपत्तिजनक गुणधर्मों के कारण, इस बैटरी को आमतौर पर औद्योगिक अनुप्रयोगों के लिए अनुचित माना जाता है।[11]

जैव रसायन

लिथियम पर्क्लोरेट (4.5 mol/L) के सांद्रित विलयन का उपयोग प्रोटीन को विकृत करने के लिए एक कैओट्रोपिक एजेंट के रूप में किया जाता है।

उत्पादन

लिथियम पर्क्लोरेट का निर्माण सोडियम पर्क्लोरेट के लिथियम क्लोराइड के संवेदनशीलता के प्रतिक्रिया द्वारा किया जा सकता है। इसे 20 °सेल्सियस डिग्री से ऊपर तापमान पर 200 mA/cm2 की विधुत्रुपण द्वारा लिथियम क्लोरेट के विल्यतन के द्वारा भी तैयार किया जा सकता है।[12]

सुरक्षा

संरचनात्मक यौगिकों, सूक्ष्म विभक्त धातुओं, गंधक और अन्य घटान प्रतिक्रियाशील पदार्थों के साथ पर्क्लोरेट्स अक्सामय में विस्फोटक मिश्रण उत्पन्न करते हैं।[12][2]

संदर्भ

  1. ↑ 1.0 1.1 1.2 1.3 1.4 1.5 1.6 "Lithium perchlorate". chemister.ru.
  2. ↑ 2.0 2.1 2.2 2.3 2.4 "Lithium Perchlorate". AMCP 706-187 Military Pyrotechnics - Properties of Materials. US Army Materiel Command. October 1963. pp. 181–182.
  3. ↑ Wickleder, Mathias S. (2003). "Crystal Structure of LiClO4". Zeitschrift für Anorganische und Allgemeine Chemie. 629 (9): 1466–1468. doi:10.1002/zaac.200300114.
  4. ↑ 4.0 4.1 4.2 Sigma-Aldrich Co., Lithium perchlorate. Retrieved on 2014-05-09.
  5. ↑ Markowitz, M. M.; Boryta, D. A.; Stewart, Harvey Jr. (1964). "लिथियम पर्क्लोरेट ऑक्सीजन मोमबत्ती। शुद्ध ऑक्सीजन का पाइरोकेमिकल स्रोत". Industrial & Engineering Chemistry Product Research and Development. 3 (4): 321–330. doi:10.1021/i360012a016.
  6. ↑ Herbert Ellern (1968). सैन्य और नागरिक आतिशबाज़ी बनाने की विद्या. Chemical Publishing Company. p. 237. ISBN 978-0-8206-0364-3. OL 37082807M.
  7. ↑ Basil T. Fedoroff; Oliver E. Sheffield (January 1975). "Lithium Perchlorate". विस्फोटकों और संबंधित वस्तुओं का विश्वकोश. Vol. 7. Picatinny Arsenal. p. L45. LCCN 61-61759.
  8. ↑ Charette, A. B. "Lithium Perchlorate" in Encyclopedia of Reagents for Organic Synthesis (Ed: L. Paquette) 2004, J. Wiley & Sons, New York. doi:10.1002/047084289X.
  9. ↑ [1] Lithium Perchlorate Product Detail Page
  10. ↑ N. Azizi, M.R. Saidi (2003). "An improved synthesis of cyanohydrins in the presence of solid LiClO4 under solvent-free conditions". Journal of Organometallic Chemistry. 688 (1–2): 283–285. doi:10.1016/j.jorganchem.2003.09.014.
  11. ↑ 11.0 11.1 Xu, Kang (2004). "लिथियम-आधारित रिचार्जेबल बैटरी के लिए गैर-जलीय तरल इलेक्ट्रोलाइट्स" (PDF). Chemical Reviews. 104 (10): 4303–4417. doi:10.1021/cr030203g. PMID 15669157. Retrieved 24 February 2014.
  12. ↑ 12.0 12.1 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


बाहरी संबंध

Compounds containing perchlorate group
HClO4 He
LiClO4 Be(ClO4)2 B(ClO4)−4
B(ClO4)3 		ROClO3 N(ClO4)3
NH4ClO4
NOClO4 		H3OClO4 FClO4 Ne
NaClO4 Mg(ClO4)2 Al(ClO4)3
Al(ClO4)−4
Al(ClO4)2−5
Al(ClO4)3−6 		Si P S ClO−4
ClOClO3
Cl2O7 		Ar
KClO4 Ca(ClO4)2 Sc(ClO4)3 Ti(ClO4)4 VO(ClO4)3
VO2(ClO4) 		Cr(ClO4)3 Mn(ClO4)2 Fe(ClO4)2
Fe(ClO4)3 		Co(ClO4)2,
Co(ClO4)3 		Ni(ClO4)2 Cu(ClO4)2 Zn(ClO4)2 Ga(ClO4)3 Ge As Se Br Kr
RbClO4 Sr(ClO4)2 Y(ClO4)3 Zr(ClO4)4 Nb(ClO4)5 Mo Tc Ru Rh(ClO4)3 Pd(ClO4)2 AgClO4 Cd(ClO4)2 In(ClO4)3 Sn(ClO4)4 Sb TeO(ClO4)2 I Xe
CsClO4 Ba(ClO4)2   Lu(ClO4)3 Hf(ClO4)4 Ta(ClO4)5
TaO(ClO4)3
TaO2ClO4 		W Re Os Ir Pt Au Hg2(ClO4)2,
Hg(ClO4)2 		Tl(ClO4),
Tl(ClO4)3 		Pb(ClO4)2 Bi(ClO4)3 Po At Rn
FrClO4 Ra   Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Nh Fl Mc Lv Ts Og
↓
La Ce(ClO4)x Pr(ClO4)3 Nd(ClO4)3 Pm Sm(ClO4)3 Eu(ClO4)3 Gd(ClO4)3 Tb(ClO4)3 Dy(ClO4)3 Ho(ClO4)3 Er(ClO4)3 Tm(ClO4)3 Yb(ClO4)3
Ac Th(ClO4)4 Pa UO2(ClO4)2 Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No
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