Chlorid lithný

Aktuální verze stránky ještě nebyla zkontrolována zkušenými přispěvateli a může se výrazně lišit od verze recenzované 22. ledna 2018; kontroly vyžadují 12 úprav .

chlorid lithný


Všeobecné
Chem. vzorec	LiCl
Fyzikální vlastnosti
Stát	bezbarvé (bílé) hygroskopické krystaly [1]
Molární hmotnost	42,394(4) g/ mol
Hustota	2,068 (bezvodý)
Tepelné vlastnosti
Teplota
• tání	605 °C
• vroucí	1382 °C
Oud. tepelná kapacita	1,132 J/(kg K)
Entalpie
• vzdělávání	-408,593 kJ/mol
Chemické vlastnosti
Rozpustnost
• ve vodě (0 °C)	63,7 g/100 ml
Optické vlastnosti
Index lomu	1,662
Klasifikace
Reg. Číslo CAS	7447-41-8
PubChem	433294
Reg. číslo EINECS	231-212-3
ÚSMĚVY	[Li+].[Cl-]
InChI	InChI=lS/ClH.Li/hlH;/q;+l/p-lKWGKDLIKAYFUFQ-UHFFFAOYSA-M
RTECS	OJ5950000
CHEBI	48607
UN číslo	2056
ChemSpider	22449
Bezpečnost
LD 50	krysy, orálně [2] 526 mg/kg
Toxicita	středně toxický
Ikony ECB
NFPA 704	0 jeden 0
Údaje jsou založeny na standardních podmínkách (25 °C, 100 kPa), pokud není uvedeno jinak.
Mediální soubory na Wikimedia Commons

Chlorid lithný je chemická sloučenina alkalického kovu lithia a chloru se vzorcem LiCl . Bílé, hygroskopické krystaly, rozplývající se na vzduchu. Dobře se rozpouští ve vodě, tvoří několik krystalických hydrátů .

Získání

Chlorid lithný se získává reakcí uhličitanu lithného Li 2 CO 3 a kyseliny chlorovodíkové (HCl) :

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

Interakce oxidu lithného nebo hydroxidu lithného s kyselinou chlorovodíkovou :

{\mathsf {Li_{2}O+2HCl\ {\xšipka doprava {\ }}\ 2LiCl+H_{2}O}}

{\mathsf {LiOH+HCl\ {\xšipka doprava {\ }}\ LiCl+H_{2}O))

Chlorid lithný lze získat výměnnými reakcemi:

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

Čistě teoreticky zajímavé jsou vysoce exotermické reakce kovového lithia s chlorem nebo s bezvodým plynným chlorovodíkem :

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

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

Chlorid lithný tvoří několik krystalických hydrátů, jejichž složení je určeno teplotou:

{\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}}

Solváty s methanolem a ethanolem jsou známé .

Fyzikální vlastnosti

Bezvodý chlorid lithný tvoří bílé, velmi hygroskopické krystaly, krychlový systém , prostorová grupa F m3m , parametry buňky a = 0,513988 nm, Z = 4.

Dobře se rozpouští ve vodě (83 g/100 ml vody při 20 °C) [3] .

Tvoří tavitelné slitiny s chloridy jiných alkalických kovů: LiCl•NaCl - bod tání 575°C; LiCl•2NaCl - 610 °С; LiCl•KCl - 350 °С; LiCl•RbCl - 324 °С; LiCl•CsCl - 352 °С; LiCl•2CsCl - 382 °С.

Chemické vlastnosti

Chlorid lithný tvoří krystalické hydráty , na rozdíl od jiných chloridů alkalických kovů [4] . Jsou známy mono-, di-, tri- a pentahydráty [5] . V roztocích čpavku tvoří [Li(NH 3 ) 4 ] + ionty . Suchý chlorid lithný absorbuje plynný amoniak za vzniku LiCl• x NH3 , kde x = 1 ÷5.

Jako každý jiný iontový chlorid poskytuje chlorid lithný v roztoku standardní reakce pro chloridový iont:

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

Zničeno silnými kyselinami:

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

Protože některé soli lithia jsou málo rozpustné, chlorid lithný snadno vstupuje do výměnných reakcí:

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

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

Aplikace

Slouží k získání lithia elektrolýzou taveniny směsi chloridu lithného a chloridu draselného při 600 °C. Používá se také jako tavidlo při tavení a pájení hliníku a hořčíku .

Sůl se používá jako vysoušedlo [3] .

Chlorid lithný se používá v organické syntéze , jako například jako přísada při Stilleově reakci . Další aplikací je použití chloridu lithného k vysrážení RNA z buněčných extraktů . [6]

Používá se také v pyrotechnice , aby plameny získaly tmavě červený odstín.

Používá se jako pevný elektrolyt v chemických zdrojích proudu.

Bezpečnostní opatření

Lithné soli ovlivňují centrální nervový systém . Po nějakou dobu v první polovině 20. století se chlorid lithný vyráběl jako náhražka soli , ale poté, co byly objeveny jeho toxické účinky, byl zakázán. [7] [8] [9]

Literatura

Chemická encyklopedie / Ed.: Knunyants I.L. a další - M. : Sovětská encyklopedie, 1990. - T. 2. - 671 s. — ISBN 5-82270-035-5 .
Příručka chemika / Redakční rada: Nikolsky B.P. a další - 2. vyd., opraveno. - M. - L .: Chemie, 1966. - T. 1. - 1072 s.
Lidin R.A. a další Chemické vlastnosti anorganických látek: Proc. příspěvek na vysoké školy. - 3. vydání, Rev. - M .: Chemie, 2000. - 480 s. — ISBN 5-7245-1163-0 .
Ripan R., Chetyanu I. Anorganická chemie. Chemie kovů. - M .: Mir, 1971. - T. 1. - 561 s.
Handbook of Chemistry and Physics , 71. vydání, CRC Press, Ann Arbor, Michigan, 1990.
NN Greenwood, A. Earnshaw, Chemistry of the Elements , 2. vyd., Butterworth-Heinemann, Oxford, Spojené království, 1997.
R. Vatassery, titrační analýza LiCl, nasyceného ethanolem pomocí AgNO3 k vysrážení AgCl(ů). EP této titrace dává % Cl hmotnostní.
H. Nechamkin, The Chemistry of the Elements , McGraw-Hill, New York, 1968.

Poznámky

↑ Pradyot Patnaik. Příručka anorganických chemikálií . 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" v Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry 2005, Wiley-VCH: Weinheim.
↑ Holleman, A.F.; Wiberg, E. "Anorganic 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, svazek 629, str. 312-316. doi : 10.1002/zaac.200390049
↑ Cathala, G., Savouret, J., Mendez, B., West, BL, Karin, M., Martial, JA a Baxter, JD Metoda pro izolaci intaktní, translačně aktivní ribonukleové kyseliny // - 1983. - Sv. 2 , ne. 4 . - str. 329-335 . — PMID 6198133 .
↑ Talbott JH Použití solí lithia jako náhrady chloridu sodného // Arch Med Interna. : deník. - 1950. - Sv. 85 , č. 1 . - str. 1-10 . — PMID 15398859 .
↑ LW Hanlon, M. Romaine, FJ Gilroy. Chlorid lithný jako náhražka chloridu sodného ve stravě (anglicky) // Journal of the American Medical Association : journal. - 1949. - Sv. 139 , č.p. 11 . - S. 688-692 . — PMID 18128981 .
↑ Případ trie Substitute Salt . ČAS (28. února 1949). Získáno 23. července 2010. Archivováno z originálu dne 4. dubna 2012. (neurčitý)

Slovníky a encyklopedie	Skvělý norský Britannica (online)
V bibliografických katalozích	GND : 4167904-0 J9U : 987007531488305171 LCCN : sh85077583

Sloučeniny lithia

Lithium antimonid (Li 3 Sb)
Arzeničnan lithný (Li 3 AsO 4 )
Hydroxid lithný (LiOH)
Hlinitan lithný (LiAlO 2 )
Arsenid lithný (LiAs)
Diarsenidoaluminát lithný (Li 3 AlAs 2 )
Dinitridohlinitan lithný (Li 3 AlN 2 )
Lithiumdifosfidoaluminát (Li 3 AlP 2 )
Neptunát lithný (V) (Li 3 NpO 4 )
Neptunát (VI) hexalithium (Li 6 NpO 6 )
Neptunát lithný (VI) (Li 2 NpO 4 )
Neptunát (VI) tetralithium (Li 4 NpO 5 )
Neptunát lithný (VII) (Li 5 NpO 6 )
Lithiumniobát ( LiNbO3 )
Trilithium silicid (Li 6 Si 2 )
Telurid lithný (Li 2 Te)
Fosfid lithný (Li 3 P)
Zirkonát lithný (Li 2 ZrO 3 )
Chlorid lithný (LiCl)
Fluorid lithný (LiF)
Manganistan lithný (LiMnO 4 )
Jodid lithný (LiI)
Dusitan lithný (LiNO 2 )
Metaboritan lithný (LiBO 2 )
Molybdenan lithný (Li 2 MoO 4 )
Laktát lithný (LiC 3 H 5 O 3 )
Chlorečnan lithný (LiClO 3 )
Siřičitan lithný (Li 2 SO 3 )