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{{Infobox Chemikalie
| Strukturformel = [[Datei:Li+.svg|Lithiumion]]   [[Datei:Chlorate-2D.png|130px|Chloration]]
| Andere Namen = Chlorsaures Lithium
| Summenformel = LiClO3
| CAS = * {{CASRN|13453-71-9}} (Anhydrat)
* {{CASRN|36355-96-1|KeinCASLink=1|Q0}} (Hydrat)
| EG-Nummer = 236-632-0
| ECHA-ID = 100.033.288
| PubChem = 23682463
| Beschreibung = farblose lange hygroskopische Nadeln<ref name="Lax"/>
| Molare Masse = 90,39 g·mol−1
| Aggregat = fest
| Dichte = 1,119 g·cm−3<ref name="Lax"/>
| Schmelzpunkt = 127,6–129 [[Grad Celsius|°C]]<ref name="Wang">S. S. Wang, D. N. Bennion: ''The Electrochemistry of Molten Lithium Chlorate and Its Possible Use with Lithium in a Batter''. In: ''J. Electrochem. Soc.'' '''1983''', ''130''(4), S. 741–747. {{doi|10.1149/1.2119796}}.</ref><ref name="Kartzmark">{{CanJChem |Autor=A. N. Campbell, E. M. Kartzmark, W. B. Maryk |Titel=The Systems Sodium Chlorate - Water - Dioxane and Lithium Chlorate - Water - Dioxane, at 25° |Jahr=1966 |Volume=44 |Issue= |Seiten=935–937 |doi=10.1139/v66-136 }}</ref>
| Siedepunkt = 270 °C (Zersetzung)<ref name="Abegg"/>
| Dampfdruck =
| Löslichkeit = * 3135 g·l−1 (18 °C)<ref name="Abegg"/>
* löslich in [[Ethanol]]<ref name="Lax"/>
| Brechungsindex = 1,64<ref name="Lax"/>
| Quelle GHS-Kz = NV
| GHS-Piktogramme = {{GHS-Piktogramme|/}}
| GHS-Signalwort =
| H = {{H-Sätze|/}}
| EUH = {{EUH-Sätze|/}}
| P = {{P-Sätze|/}}
| Quelle P =
| MAK =
}}

'''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. [http://www.archive.org/stream/handbuchderanor00koppgoog#page/n156/mode/1up Volltext]</ref>

:<math>\mathrm{Li_2CO_3 + 2\ HClO_3 \longrightarrow 2\ LiClO_3 + H_2O + CO_2 \uparrow}</math>

Ferner wurde die [[Synthese (Chemie)|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 [[Hydrat#Anhydrat|Anhydrat]] um.<ref name="Campbell">{{CanJChem |Autor=A. N. Campbell, J.E. Griffiths |Titel=The System Lithium Chlorate - Lithium Chloride - Water at Various Temperatures |Jahr=1956 |Volume=34 |Issue= |Seiten=1647–1661 |doi=10.1139/v56-213 }}</ref> Dieses Anhydrat [[Kristallisation|kristallisiert]] im [[kubisches Kristallsystem|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 ({{Google Buch|BuchID=ssy59etLaksC|Seite=534}}).</ref>

Bei 270 °C zersetzt sich Lithiumchlorat in [[Lithiumchlorid]] und Sauerstoff, als Nebenreaktion tritt eine [[Disproportionierung]] in die nächstniedrigere und die nächsthöhere [[Oxidationsstufe]] des [[Chlor]]s 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 [[Raketentreibstoff]]en 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. {{doi|10.1002/prep.200400032}}</ref>

== Einzelnachweise ==
<references/>

[[Kategorie:Lithiumverbindung]]
[[Kategorie:Chlorat]]

Lithiumchlorat - Versionsgeschichte

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