Lithiumchlorat
Lithiumchlorat ist das Lithiumsalz der Chlorsäure und wie viele Chlorate bei erhöhter Temperatur ein starkes Oxidationsmittel.
Herstellung
Lithiumchlorat kann aus Chlorsäure und Lithiumcarbonat hergestellt werden.<ref name="Abegg">R. Abegg, F. Auerbach, I. Koppel: Handbuch der anorganischen Chemie. Verlag S. Hirzel, 1908, 2. Band, 1. Teil, S. 136. Volltext</ref>
- <math>\mathrm{Li_2CO_3 + 2\ HClO_3 \longrightarrow 2\ LiClO_3 + H_2O + CO_2 \uparrow}</math>
Ferner wurde die Synthese aus Bariumchlorat und Lithiumsulfat beschrieben.<ref name="Abegg"/>
- <math>\mathrm{Li_2SO_4 + Ba(ClO_3)_2 \longrightarrow 2\ LiClO_3 + BaSO_4 \downarrow}</math>
Eigenschaften
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.<ref name="Campbell">Vorlage:CanJChem</ref> Dieses Anhydrat kristallisiert im kubischen Kristallsystem.<ref name='Lax'>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 (Vorlage:Google Buch).</ref>
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.<ref name="Abegg"/>
- <math>\mathrm{2\ LiClO_3 \ \xrightarrow {\Delta} \ 2\ LiCl + 3\ O_2 \uparrow}</math>
- <math>\mathrm{4\ LiClO_3 \ \xrightarrow {\Delta} \ LiCl + 3\ LiClO_4}</math>
Verwendung
Lithiumchlorat wird als Oxidationsmittel in Raketentreibstoffen eingesetzt.<ref name="Koch">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. Vorlage:Doi</ref>
Einzelnachweise
<references/>