http___en.wikipedia.org_wiki_Lithium_perchlorate_2.xml
1.1 2.1 2.2 2.3 2.4 2.5 3.1 4.1 4.2 4.3 5.1 6.1 6.2 7.1 8.1 8.2 8.3 8.4 8.5 9.1 10.1 10.2 11.1 12.1 12.2 13.1 13.2 14.1 14.2 14.3
Калиев перхлорат Калиевият перхлорат е неорганична сол с химическа формула KClO4. Както всички перхлорати той е силен окислител и взаимодейства енергично с много лесно окисляващи се органични и неорганични вещества. Представлява безцветни кристали. Намира приложение като окислител в химията, пиротехниката и в ракетните горива. Калиевият перхлорат е най-слабо разтворимият перхлорат на алкален метал - 1.5 грама в 100 мл вода при 25 °C. Получаване[редактиране | edit source] Калиевият перхлорат се произвежда промишлено чрез обменна реакция между разтвори на натриев перхлорат NaClO4 и на калиев хлорид KCl. При смесването на тези разтвори калиевият перхлорат KClO4 се получава под формата на бяла финна утайка. Тази йоннообменна реакция се основава на по-слабата разтворимост на калиевия перхлорат в сравнение с тази на натриевия NaClO4 - 209.6 г/100 мл при 25 °C. Окислителни свойства[редактиране | edit source] Калиевият перхлорат е силен окислител - той отдава енергично кислородакислорода си на окисляващи се материали. Например, с глюкоза взаимодейства по следния начин : 3 KClO4 + C6H12O6 → 6 H2O + 6 CO2 + 3 KCl Превръщането на твърдата глюкоза в горещ газообразен въглероден диоксид CO2 се основава на експлозивната сила на тази и другите подобни смеси, съдържащи калиев перхлорат. Дори и смесен със захар калиевият перхлорат образува смес, притежаваща свойствата на слаб експлозив. Такива смеси изгарят на открито с лилав пламък, дължащ се на калиевия атом от KClO4. Т.н. флаш смеси използвани в някои пиротехнически изделия се състоят от фин алуминий смесен с калиев перхлорат. Като окислител съединението може да се използва безопасно в присъсвието на сяра, което е недопустимо за калиев хлорат. Приложение в медицината[редактиране | edit source] Калиевият перхлорат намира приложение в медицината като антитироидно средство при хипертиреоидизъм, често в комбинация с други медикаменти. Използването му се основава на близките йонни радиуси и хидрофилност на перхлоратния и йодидния йон. Източници[редактиране | edit source] - ^ a b "Potassium Perchlorate MSDS". Baker. 2007-02-16. http://www.jtbaker.com/msds/englishhtml/P5983.htm. - ^ 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 - ^ Greenwood, N. N.; Earnshaw, A. Chemistry of the Elements (2nd Edn.), Oxford:Butterworth-Heinemann.
1.1 2.1 2.2 2.3 3.1 4.1 4.2 4.3 5.1 5.2 6.1 7.1 8.1 9.1 10.1 10.2 11.1 12.1 13.1 14.1 15.1 16.1 17.1
Lithium perchlorate Lithium perchlorate is the inorganic compound with the formula LiClO4. This white or colourless crystalline salt is noteworthy for its high solubility in many solvents. It exists both in anhydrous form and as a trihydrate. [edit] Uses Lithium perchlorate is used as a source of oxygen in some chemical oxygen generators. It decomposes at about 400 °C, yielding lithium chloride and oxygen, the latter being over 60% of its mass. It has both the highest oxygen to weight and oxygen to volume ratio of all perchlorates, except beryllium diperchlorate (which is expensive and highly toxic). LiClO4 is highly soluble in organic solvents, even diethyl ether. Such solutions are employed in Diels-Alder reactions, where it is proposed that the Lewis acidic Li+ binds to Lewis basic sites on the dienophile, thereby accelerating the reaction.[1] Lithium perchlorate is also used as an inert electrolyte in lithium batteries. Concentrated solutions of lithium perchlorate (4.5 mol/l) are used as a chaotropic agent to denature proteins. Lithium perchlorate is also used as a co-catalyst in the coupling of a,B-unsaturated carbonyls with aldehydes, also known as the Baylis-Hillman reaction.[2] [edit] Production Lithium perchlorate can be manufactured by reaction of sodium perchlorate with lithium chloride. It can be also prepared by electrolysis of lithium chlorate at 200 mA/cm² at temperatures above 20 °C.[3] [edit] Safety Perchlorates often give explosive mixtures with organic compounds.[3] [edit] External links [edit] References - ^ Charette, A. B. "Lithium Perchlorate" in Encyclopedia of Reagents for Organic Synthesis (Ed: L. Paquette) 2004, J. Wiley & Sons, New York. - ^ [1] Lithium Perchlorate Product Detail Page - ^ 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.