Perchlorate de lithium
| Perchlorate de lithium | ||
 | ||
 | ||
| Identification | ||
|---|---|---|
| No CAS | ||
| No ECHA | 100.029.307 | |
| No CE | 232-237-2 | |
| Apparence | cristaux inodores | |
| Propriétés chimiques | ||
| Formule | LiClO4 | |
| Masse molaire[1] | 106,392 ± 0,005 g/mol Cl 33,32 %, Li 6,52 %, O 60,15 %, | |
| Propriétés physiques | ||
| T° fusion | 236 °C | |
| T° ébullition | décomposition 400 à 430 °C | |
| Solubilité | 29,9 % eau à 0 °C 37,5 % eau à 25 °C 71,5 % eau à 100 °C. Soluble dans l'acétate d'éthyle, l'acétone, l'alcool, l'éther | |
| Masse volumique | 2,43 | |
| Précautions | ||
| SIMDUT[2] | ||
 C, | ||
| Directive 67/548/EEC | ||
 Xn  O | ||
| Peau | irritant | |
| Composés apparentés | ||
| Autres cations | Perchlorate de sodium Perchlorate de potassium Perchlorate de rubidium Perchlorate de césium Perchlorate d'ammonium | |
| Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire. | ||
modifier  | ||
Le perchlorate de lithium est un composé chimique de formule brute LiClO4. Ce sel blanchâtre présente une forte solubilité avec plusieurs solutions. On le trouve tant sous forme anhydre que trihydrate.
Applications
[modifier | modifier le code]Chimie minérale
[modifier | modifier le code]On emploie le perchlorate de lithium comme source d’oxygène : en effet, ce sel se décompose vers 400 °C en chlorure de lithium et en oxygène (ce dernier gaz représentant 60 % de sa masse). Après le diperchlorate de béryllium (qui est onéreux et hautement toxique), le perchlorate de lithium a, de tous les perchlorates, la plus forte teneur pondérale et volumique en oxygène.
Chimie organique
[modifier | modifier le code]Le perchlorate de lithium est fortement soluble dans les solutions organiques, y compris l’éther. Une fois en solution, il intervient par exemple dans la réaction de Diels-Alder, où un acide Li+ se combine à des bases de Lewis sur le diénophile, et accélère ainsi la réaction[3].
Le perchlorate de lithium est également un co-catalyseur de la combinaison d'alcènes α,β avec des aldéhydes, dite réaction de Baylis-Hillman[4].
Batteries
[modifier | modifier le code]Le perchlorate de lithium sert également d’électrolyte dans les batteries lithium-ion. On le préfère notamment à l’hexafluorophosphate de potassium et au tétrafluoroborate de lithium pour sa plus grande impédance, sa conductivité, son caractère hygroscopique et sa stabilité anodique[5] ; toutefois, ces avantages sont parfois largement éclipsés par le fort caractère oxydant de cet électrolyte, qui le fait réagir avec le solvant dès qu'il y a un échauffement important ou que le courant est élevé[5].
Biochimie
[modifier | modifier le code]En solution concentrée (4,5 mol/l), le perchlorate de lithium est utilisé comme agent chaotropique pour dénaturer les protéines.
Références
[modifier | modifier le code]- Masse molaire calculée d’après « Atomic weights of the elements 2007 », sur www.chem.qmul.ac.uk.
- « Perchlorate de lithium » dans la base de données de produits chimiques Reptox de la CSST (organisme québécois responsable de la sécurité et de la santé au travail), consulté le 25 avril 2009
- 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] Page web donnant les caractéristiques du perchlorate de lithium.
- (en) Kang Xu, « Nonaqueous liquid electrolytes for lithium-based rechargeable batteries », Chemical Reviews, vol. 104, no 10, , p. 4303-4417 (PMID 15669157, DOI 10.1021/cr030203g, lire en ligne, consulté le )
