Хлори д лі тію хімічна сполука лужного металу літію і хлору з формулою LiCl Білі гігроскопічні кристали що розпливаються

Хлори́д лі́тію — хімічна сполука лужного металу літію і хлору з формулою Li Cl. Білі, гігроскопічні кристали, що розпливаються на повітрі. Добре розчиняється у воді, утворює декілька кристалогідратів.

Хлорид літію


Ідентифікатори
Номер CAS	7447-41-8
Номер EINECS	231-212-3
DrugBank	DB16607
Назва MeSH	D01.210.450.150.450 і D01.510.500
ChEBI	48607
RTECS	OJ5950000
SMILES	[Li+].[Cl-]^[1]
InChI	InChI=1S/ClH.Li/h1H;/q;+1/p-1
Властивості
Молекулярна формула	LiCl
Молярна маса	42,394(4)
Зовнішній вигляд	білий твердий гігроскопічний
Густина	2,068 (безводный)
Т_пл	605
Т_кип	1382
Розчинність ()	63,7
Якщо не зазначено інше, дані наведено для речовин у стандартному стані (за 25 °C, 100 кПа)

Примітки картки

Отримання

Хлорид літію отримують реакцією карбонату літію Li₂CO₃ і соляної кислоти (HCl):

{\mathsf {Li_{2}CO_{3}+2HCl\ {\xrightarrow {\ }}\ 2LiCl+CO_{2}\uparrow +H_{2}O}}

Взаємодією оксиду літію або гідроксиду літію з соляною кислотою:

{\mathsf {Li_{2}O+2HCl\ {\xrightarrow {\ }}\ 2LiCl+H_{2}O}}

{\mathsf {LiOH+HCl\ {\xrightarrow {\ }}\ LiCl+H_{2}O}}

Хлорид літію можна отримати обмінними реакціями:

{\mathsf {Li_{2}SO_{4}+BaCl_{2}\ {\xrightarrow {\ }}\ 2LiCl+BaSO_{4}\downarrow }}

Чисто теоретичний інтерес являють високо екзотермічні реакції металічного літію з хлором або з безводним газоподібним хлороводнем:

{\mathsf {2Li+Cl_{2}\ {\xrightarrow {\ }}\ 2LiCl}}

{\mathsf {2Li+2HCl\ {\xrightarrow {\ }}\ 2LiCl+H_{2}\uparrow }}

Хлорид літію утворює декілька кристалогідратів, склад яких визначається температурою:

{\mathsf {LiCl\cdot 5H_{2}O\ {\stackrel {-63^{o}C}{\rightleftarrows }}\ LiCl\cdot 3H_{2}O\ {\stackrel {-20.5^{o}C}{\rightleftarrows }}\ LiCl\cdot 2H_{2}O\ {\stackrel {19.5^{o}C}{\rightleftarrows }}\ LiCl\cdot H_{2}O\ {\stackrel {93.5^{o}C}{\rightleftarrows }}\ LiCl}}

Відомі сольвати з метанолом і етанолом.

Фізичні властивості

Хлорид літію — це типове йонне з'єднання, невеликий розмір йона літію зумовлює властивості, відмінні від властивостей хлоридів лужних металів, наприклад: дуже хорошу розчинність в полярних розчинниках (83 г/100 мл воды при 20°C) і значну гігроскопічність.

Безводний хлорид літію утворює білі, дуже гігроскопічні кристали, кубічної сингонії, просторова група F m3m, параметри комірки а = 0,513988 нм, Z = 4.

Сплави з хлоридами інших лужних металів утворюють легкоплавкі розчини: LiCl•NaCl — температура плавлення 575°С, LiCl•2NaCl — 610°С, LiCl•KCl — 350°С, LiCl•RbCl — 324°С, LiCl•CsCl — 352°С, LiCl•2CsCl — 382°С.

Хімічні властивості

Хлорид літію утворює кристалогідрати, на відміну від інших хлоридів лужних металів. Відомі моно-, ди-, три- і пентагідрати. У розчинах аміаку утворює йони [Li(NH₃)₄]⁺. Сухий хлорид літію абсорбує газоподібний аміак, утворюючи Li•xNH₃, где x=1÷5.

Як і будь-який інший йонний хлорид, хлорид літію в розчині дає стандартні реакції на хлорид-йон:

{\mathsf {LiCl+AgNO_{3}\ {\xrightarrow {\ }}\ LiNO_{3}+AgCl\downarrow }}

Руйнується сильними кислотами:

{\mathsf {2LiCl+H_{2}SO_{4}\ {\xrightarrow {\ }}\ Li_{2}SO_{4}+2HCl\uparrow }}

Оскільки деякі солі літію малорозчинні, то хлорид літію легко вступає в обмінні реакції:

{\mathsf {LiCl+NH_{4}F\ {\xrightarrow {\ }}\ LiF\downarrow +NH_{4}Cl}}

{\mathsf {3LiCl+K_{3}PO_{4}\ {\xrightarrow {\ }}\ Li_{3}PO_{4}\downarrow +3KCl}}

Застосування

Використовується для отримання літію електролізом розплаву суміші хлориду літію з хлоридом калію (KCl) при 600 °C. Також використовується як флюс при плавленні і паянні алюмінію і магнію.

Сіль застосовується як осушувач.

Хлорид літію використовується в органічному синтезі, наприклад, як добавка в реакції Стілле. Ще одним з застосувань є використання хлориду літію для осадження РНК з клітинних екстрактів.

Також використовується в піротехніці для надання полум'ю темно-червоного відтінку.

Використовується як твердий електроліт в хімічних джерелах струму.

Заходи безпеки

Солі літію впливають на центральну нервову систему. Протягом деякого часу в першій половині XX століття хлорид літію вироблявся як , але потім був заборонений після відкриття його токсичних ефектів.

Література

Химическая энциклопедия. / Редкол.: Кнунянц И.Л. и др. — Москва : Советская энциклопедия, 1990. — Т. 2. — 671 с. — .
Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др. — М.-Л. : Химия, 1966. — Т. 1. — 1072 с.
Рипан Р., Четяну И. Неорганическая химия. Химия металлов. — М. : Мир, 1971. — Т. 1. — 561 с.
Handbook of Chemistry and Physics, 71st edition, CRC Press, Ann Arbor, Michigan, 1990.
N. N. Greenwood, A. Earnshaw, Chemistry of the Elements, 2nd ed., Butterworth-Heinemann, Oxford, UK, 1997.
R. Vatassery, titration analysis of LiCl, sat’d in Ethanol by AgNO3 to precipitate AgCl(s). EP of this titration gives%Cl by mass.
H. Nechamkin, The Chemistry of the Elements, McGraw-Hill, New York, 1968.

Примітки

LITHIUM CHLORIDE
d:Track:Q278487
Pradyot Patnaik. Handbook of Inorganic Chemicals. McGraw-Hill, 2002,
Ulrich Wietelmann, Richard J. Bauer «Lithium and Lithium Compounds» in Ullmann’s Encyclopedia of Industrial Chemistry 2005, Wiley-VCH: Weinheim.
Holleman, A. F.; Wiberg, E. «Inorganic Chemistry» Academic Press: San Diego, 2001. .
Andreas Hönnerscheid, Jürgen Nuss, Claus Mühle, Martin Jansen «Die Kristallstrukturen der Monohydrate von Lithiumchlorid und Lithiumbromid» Zeitschrift für anorganische und allgemeine Chemie, 2003, volume 629, p. 312—316.DOI: 10.1002/zaac.200390049
Cathala, G., Savouret, J., Mendez, B., West, B.L., Karin, M., Martial, J.A., and Baxter, J.D. (1983). A Method for Isolation of Intact, Translationally Active Ribonucleic Acid. DNA. 2 (4): 329—335. PMID 6198133.
Talbott J. H. (1950). Use of lithium salts as a substitute for sodium chloride. Arch Med Interna. 85 (1): 1—10. PMID 15398859.
L. W. Hanlon, M. Romaine, F. J. Gilroy. (1949). Lithium Chloride as a Substitute for Sodium Chloride in the Diet. Journal of the American Medical Association. 139 (11): 688—692. PMID 18128981.
Case of trie Substitute Salt. TIME. 28 лютого 1949. Архів оригіналу за 4 квітня 2012. Процитовано 3 травня 2014.

Це незавершена стаття про неорганічну сполуку.
Ви можете проєкту, виправивши або дописавши її.

[<span_class="wikidata_cite_citetype_Q2881060_citetype_Q4117139_citetype_Q5227240"_data-entity-id="Q278487">LITHIUM_CHLORIDE<span_class="wef_low_priority_links"></span></span><div_style="display:none">[[d:Track:Q278487]]</div>-1] LITHIUM CHLORIDE
d:Track:Q278487

[2] Pradyot Patnaik. Handbook of Inorganic Chemicals. McGraw-Hill, 2002,

[Ullmann-3] Ulrich Wietelmann, Richard J. Bauer «Lithium and Lithium Compounds» in Ullmann’s Encyclopedia of Industrial Chemistry 2005, Wiley-VCH: Weinheim.

[4] Holleman, A. F.; Wiberg, E. «Inorganic Chemistry» Academic Press: San Diego, 2001. .

[5] Andreas Hönnerscheid, Jürgen Nuss, Claus Mühle, Martin Jansen «Die Kristallstrukturen der Monohydrate von Lithiumchlorid und Lithiumbromid» Zeitschrift für anorganische und allgemeine Chemie, 2003, volume 629, p. 312—316.DOI: 10.1002/zaac.200390049

[6] Cathala, G., Savouret, J., Mendez, B., West, B.L., Karin, M., Martial, J.A., and Baxter, J.D. (1983). A Method for Isolation of Intact, Translationally Active Ribonucleic Acid. DNA. 2 (4): 329—335. PMID 6198133.

[7] Talbott J. H. (1950). Use of lithium salts as a substitute for sodium chloride. Arch Med Interna. 85 (1): 1—10. PMID 15398859.

[8] L. W. Hanlon, M. Romaine, F. J. Gilroy. (1949). Lithium Chloride as a Substitute for Sodium Chloride in the Diet. Journal of the American Medical Association. 139 (11): 688—692. PMID 18128981.

[9] Case of trie Substitute Salt. TIME. 28 лютого 1949. Архів оригіналу за 4 квітня 2012. Процитовано 3 травня 2014.

[1]