लिथियम पर्क्लोरेट
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| Names | |
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| IUPAC name
Lithium perchlorate
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| Other names
Perchloric acid, lithium salt; Lithium Cloricum
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| Identifiers | |
3D model (JSmol)
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| ChemSpider | |
PubChem CID
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| UNII | |
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| Properties | |
| LiClO 4 | |
| Molar mass |
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| 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 |
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| 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]
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Formula units (Z)
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4 formula per cell |
| tetrahedral at Cl | |
| Thermochemistry | |
Heat capacity (C)
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105 J/mol·K[1] |
Std molar
entropy (S⦵298) |
125.5 J/mol·K[1] |
Std enthalpy of
formation (ΔfH⦵298) |
−380.99 kJ/mol |
Gibbs free energy (ΔfG⦵)
|
−254 kJ/mol[1] |
| Hazards | |
| Occupational safety and health (OHS/OSH): | |
Main hazards
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Oxidizer, irritant |
| GHS labelling: | |
  [4]
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| 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
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Lithium chloride Lithium hypochlorite Lithium chlorate |
Other cations
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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).
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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 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।[9]
तटस्थ परिस्थितियों में कार्बोनिल यौगिकों के साइनोसिलिलेशन को बढ़ावा देने के लिए ठोस लिथियम परक्लोरेट एक हल्का और कुशल लुईस एसिड पाया जाता है।[10]
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।[11] 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।[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 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 है2 20 डिग्री सेल्सियस से ऊपर के तापमान पर।[12]
सुरक्षा
पर्क्लोरेट्स अक्सर कार्बनिक यौगिकों, बारीक विभाजित धातुओं, सल्फर और अन्य कम करने वाले एजेंटों के साथ विस्फोटक मिश्रण देते हैं।[12][2]
संदर्भ
- ↑ 1.0 1.1 1.2 1.3 1.4 1.5 1.6 "Lithium perchlorate". chemister.ru.
- ↑ 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.
- ↑ Wickleder, Mathias S. (2003). "Crystal Structure of LiClO4". Zeitschrift für Anorganische und Allgemeine Chemie. 629 (9): 1466–1468. doi:10.1002/zaac.200300114.
- ↑ 4.0 4.1 4.2 Sigma-Aldrich Co., Lithium perchlorate. Retrieved on 2014-05-09.
- ↑ 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.
- ↑ Herbert Ellern (1968). सैन्य और नागरिक आतिशबाज़ी बनाने की विद्या. Chemical Publishing Company. p. 237. ISBN 978-0-8206-0364-3. OL 37082807M.
- ↑ 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.
- ↑ 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.
- ↑ [1] Lithium Perchlorate Product Detail Page
- ↑ 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.
- ↑ 11.0 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.
- ↑ 12.0 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
| 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 | |||||
