Strukturformel
Allgemeines
Name	Lithiumchlorat
Andere Namen	Chlorsaures Lithium
Summenformel	LiClO3
Kurzbeschreibung	farblose lange hygroskopische Nadeln[1]
Externe Identifikatoren/Datenbanken
CAS-Nummer 13453-71-9 (Anhydrat) 36355-96-1 (Hydrat) EG-Nummer 236-632-0 ECHA-InfoCard 100.033.288 PubChem 23682463 Wikidata Q416502
Eigenschaften
Molare Masse	90,39 g·mol−1
Aggregatzustand	fest
Dichte	1,119 g·cm−3[1]
Schmelzpunkt	127,6–129 °C[2][3]
Siedepunkt	270 °C (Zersetzung)[4]
Löslichkeit	3135 g·l−1 (18 °C)[4] löslich in Ethanol[1]
Brechungsindex	1,64[1]
Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung keine Einstufung verfügbar[5]
Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen (0 °C, 1000 hPa). Brechungsindex: Na-D-Linie, 20 °C

Lithiumchlorat ist das Lithiumsalz der Chlorsäure und wie viele Chlorate bei erhöhter Temperatur ein starkes Oxidationsmittel.

Lithiumchlorat kann aus Chlorsäure und Lithiumcarbonat hergestellt werden.^[4]

${\displaystyle \mathrm {Li_{2}CO_{3}+2\ HClO_{3}\longrightarrow 2\ LiClO_{3}+H_{2}O+CO_{2}\uparrow } }$

Ferner wurde die Synthese aus Bariumchlorat und Lithiumsulfat beschrieben.^[4]

${\displaystyle \mathrm {Li_{2}SO_{4}+Ba(ClO_{3})_{2}\longrightarrow 2\ LiClO_{3}+BaSO_{4}\downarrow } }$

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.^[6] Dieses Anhydrat kristallisiert im kubischen Kristallsystem.^[1]

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.^[4]

${\displaystyle \mathrm {2\ LiClO_{3}\ {\xrightarrow {\Delta }}\ 2\ LiCl+3\ O_{2}\uparrow } }$

${\displaystyle \mathrm {4\ LiClO_{3}\ {\xrightarrow {\Delta }}\ LiCl+3\ LiClO_{4}} }$

Lithiumchlorat wird als Oxidationsmittel in Raketentreibstoffen eingesetzt.^[7]

1. ↑ ^{a b c d e} 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 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).
2. ↑ 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.
3. ↑ A. N. Campbell, E. M. Kartzmark, W. B. Maryk: The Systems Sodium Chlorate - Water - Dioxane and Lithium Chlorate - Water - Dioxane, at 25°. In: Canadian Journal of Chemistry. 44, 1966, S. 935–937, doi:10.1139/v66-136.
4. ↑ ^{a b c d e} R. Abegg, F. Auerbach, I. Koppel: Handbuch der anorganischen Chemie. Verlag S. Hirzel, 1908, 2. Band, 1. Teil, S. 136. Volltext
5. ↑ Dieser Stoff wurde in Bezug auf seine Gefährlichkeit entweder noch nicht eingestuft oder eine verlässliche und zitierfähige Quelle hierzu wurde noch nicht gefunden.
6. ↑ A. N. Campbell, J.E. Griffiths: The System Lithium Chlorate - Lithium Chloride - Water at Various Temperatures. In: Canadian Journal of Chemistry. 34, 1956, S. 1647–1661, doi:10.1139/v56-213.
7. ↑ 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