Litiumklorid

Den aktuella versionen av sidan har ännu inte granskats av erfarna bidragsgivare och kan skilja sig väsentligt från versionen som granskades den 22 januari 2018; kontroller kräver 12 redigeringar .

litiumklorid


Allmän
Chem. formel	LiCl
Fysikaliska egenskaper
stat	färglösa (vita) hygroskopiska kristaller [1]
Molar massa	42,394(4) g/ mol
Densitet	2,068 (vattenfri)
Termiska egenskaper
Temperatur
• smältning	605°C
• kokande	1382°C
Oud. värmekapacitet	1,132 J/(kg K)
Entalpi
• utbildning	-408,593 kJ/mol
Kemiska egenskaper
Löslighet
• i vatten (0 °C)	63,7 g/100 ml
Optiska egenskaper
Brytningsindex	1,662
Klassificering
Reg. CAS-nummer	7447-41-8
PubChem	433294
Reg. EINECS-nummer	231-212-3
LEDER	[Li+].[Cl-]
InChI	InChI=lS/ClH.Li/hlH;/q;+1/p-1KWGKDLIKAYFUFQ-UHFFFAOYSA-M
RTECS	OJ5950000
CHEBI	48607
FN-nummer	2056
ChemSpider	22449
Säkerhet
LD 50	råttor, oral [2] 526 mg/kg
Giftighet	måttligt giftig
ECB ikoner
NFPA 704	0 ett 0
Data baseras på standardförhållanden (25 °C, 100 kPa) om inget annat anges.
Mediafiler på Wikimedia Commons

Litiumklorid är en kemisk förening av alkalimetallen litium och klor med formeln LiCl . Vita, hygroskopiska kristaller, flytande i luft. Det löser sig väl i vatten, bildar flera kristallina hydrater .

Får

Litiumklorid erhålls genom reaktion av litiumkarbonat Li 2 CO 3 och saltsyra (HCl) :

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

Interaktionen mellan litiumoxid eller litiumhydroxid och saltsyra :

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

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

Litiumklorid kan erhållas genom utbytesreaktioner:

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

Av rent teoretiskt intresse är de mycket exoterma reaktionerna av litiummetall med klor eller med vattenfri vätekloridgas :

{\mathsf {2Li+Cl_{2}\ {\xhögerpil {\ ))\ 2LiCl))

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

Litiumklorid bildar flera kristallina hydrater, vars sammansättning bestäms av temperatur:

{\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}}

Solvat med metanol och etanol är kända .

Fysiska egenskaper

Vattenfri litiumklorid bildar vita, mycket hygroskopiska kristaller, kubiskt system , rymdgrupp F m3m , cellparametrar a = 0,513988 nm, Z = 4.

Det löser sig väl i vatten (83 g/100 ml vatten vid 20 °C) [3] .

Bildar smältbara legeringar med klorider av andra alkalimetaller: LiCl•NaCl - smältpunkt 575°C; LiCl•2NaCl - 610°C; LiCl•KCl - 350°C; LiCl•RbCl - 324°C; LiCl•CsCl - 352°C; LiCl•2CsCl - 382°C.

Kemiska egenskaper

Litiumklorid bildar kristallina hydrater , till skillnad från andra alkalimetallklorider [4] . Mono-, di-, tri- och pentahydrater är kända [5] . I ammoniaklösningar bildar den [Li(NH 3 ) 4 ] + joner . Torr litiumklorid absorberar gasformig ammoniak och bildar LiCl• x NH 3 där x =1÷5.

Liksom alla andra joniska klorider ger litiumklorid i lösning standardreaktioner för kloridjonen:

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

Förstört av starka syror:

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

Eftersom vissa litiumsalter är svårlösliga, går litiumklorid lätt in i utbytesreaktioner:

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

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

Applikation

Det används för att erhålla litium genom elektrolys av en smälta av en blandning av litiumklorid och kaliumklorid vid 600 °C. Används även som flussmedel vid smältning och lödning av aluminium och magnesium .

Salt används som torkmedel [3] .

Litiumklorid används i organisk syntes , till exempel som tillsats i Stille-reaktionen . En annan tillämpning är användningen av litiumklorid för att fälla ut RNA från cellextrakt . [6]

Används även inom pyroteknik för att ge lågor en mörkröd nyans.

Den används som en fast elektrolyt i kemiska strömkällor.

Försiktighetsåtgärder

Litiumsalter påverkar det centrala nervsystemet . Under en tid under första hälften av 1900-talet producerades litiumklorid som saltersättning , men förbjöds sedan efter upptäckten av dess toxiska effekter. [7] [8] [9]

Litteratur

Chemical Encyclopedia / Red.: Knunyants I.L. och andra - M . : Soviet Encyclopedia, 1990. - T. 2. - 671 sid. — ISBN 5-82270-035-5 .
Handbok för en kemist / Redaktion: Nikolsky B.P. m.fl. - 2:a uppl., korrigerad. - M. - L .: Kemi, 1966. - T. 1. - 1072 sid.
Lidin R.A. och andra kemiska egenskaper hos oorganiska ämnen: Proc. ersättning för universitet. - 3:e uppl., Rev. - M . : Kemi, 2000. - 480 sid. — ISBN 5-7245-1163-0 .
Ripan R., Chetyanu I. Oorganisk kemi. Kemi av metaller. - M . : Mir, 1971. - T. 1. - 561 sid.
Handbook of Chemistry and Physics , 71:a upplagan, CRC Press, Ann Arbor, Michigan, 1990.
NN Greenwood, A. Earnshaw, Chemistry of the Elements , 2:a upplagan, Butterworth-Heinemann, Oxford, Storbritannien, 1997.
R. Vatassery, titreringsanalys av LiCl, satt i etanol med AgNO3 för att fälla ut AgCl(er). EP av denna titrering ger % Cl i massa.
H. Nechamkin, The Chemistry of the Elements , McGraw-Hill, New York, 1968.

Anteckningar

↑ Pradyot Patnaik. Handbok för oorganiska kemikalier . McGraw-Hill, 2002, ISBN 0-07-049439-8
↑ http://fscimage.fishersci.com/msds/12885.htm
↑ 1 2 Ulrich Wietelmann, Richard J. Bauer "Lithium and Lithium Compounds" i Ullmanns Encyclopedia of Industrial Chemistry 2005, Wiley-VCH: Weinheim.
↑ Holleman, A.F.; Wiberg, E. "Inorganic Chemistry" Academic Press: San Diego, 2001. ISBN 0-12-352651-5 .
↑ Andreas Hönnerscheid, Jürgen Nuss, Claus Mühle, Martin Jansen "Die Kristallstrukturen der Monohydrate von Lithiumchlorid und Lithiumbromid" Zeitschrift für anorganische und allgemeine Chemie, 2003, volym 629, sid. 312-316. doi : 10.1002/zaac.200390049
↑ Cathala, G., Savouret, J., Mendez, B., West, BL, Karin, M., Martial, JA och Baxter, JD En metod för isolering av intakt, translationellt aktiv ribonukleinsyra // DNA: journal. - 1983. - Vol. 2 , nr. 4 . - s. 329-335 . — PMID 6198133 .
↑ Talbott JH Användning av litiumsalter som ersättning för natriumklorid // Arch Med Interna. : journal. - 1950. - Vol. 85 , nr. 1 . - S. 1-10 . — PMID 15398859 .
↑ LW Hanlon, M. Romaine, FJ Gilroy. Litiumklorid som substitut för natriumklorid i kosten (engelska) // Journal of the American Medical Association : tidskrift. - 1949. - Vol. 139 , nr. 11 . - s. 688-692 . — PMID 18128981 .
↑ Fall av trie Substitut Salt . TID (28 februari 1949). Hämtad 23 juli 2010. Arkiverad från originalet 4 april 2012. (obestämd)

Ordböcker och uppslagsverk	Stor norsk Britannica (online)
I bibliografiska kataloger	GND : 4167904-0 J9U : 987007531488305171 LCCN : sh85077583

Litiumföreningar _

Litiumantimonid (Li 3 Sb)
Litiumarsenat (Li 3 AsO 4 )
Litiumhydroxid (LiOH)
Litiumaluminat (LiAlO 2 )
Litiumarsenid (LiAs)
Litiumdiarsenidoaluminat (Li 3 AlAs 2 )
Litiumdinitridoaluminat ( Li3AlN2 ) _ _
Litiumdifosfidoaluminat ( Li3AlP2 ) _ _
Litiumneptunat (V) (Li 3 NpO 4 )
Neptunat (VI) hexalithium (Li 6 NpO 6 )
Litiumneptunat (VI) (Li 2 NpO 4 )
Neptunate (VI) tetralithium (Li 4 NpO 5 )
Litiumneptunat (VII) (Li 5 NpO 6 )
Litiumniobat ( LiNbO3 )
Trilitiumsilicid ( Li6Si2 ) _ _
Litiumtellurid (Li 2 Te)
Litiumfosfid ( Li3P )
Litiumzirkonat (Li 2 ZrO 3 )
Litiumklorid (LiCl)
Litiumfluorid (LiF)
Litiumpermanganat (LiMnO 4 )
Litiumjodid (LiI)
Litiumnitrit (LiNO 2 )
Litiummetaborat (LiBO 2 )
Litiummolybdat (Li 2 MoO 4 )
Litiumlaktat (LiC 3 H 5 O 3 )
Litiumklorat ( LiClO3 )
Litiumsulfit (Li 2 SO 3 )