Хлорид лития

Материал из Википедии — свободной энциклопедии
Перейти к: навигация, поиск
Хлорид лития
Lithium chloride.jpg
Хлорид лития
Общие
Хим. формула LiCl
Физические свойства
Состояние белое твердое
гигроскопичное [1]
Молярная масса 42,394(4) г/моль
Плотность 2,068 (безводный)
Термические свойства
Т. плав. 605 °C
Т. кип. 1382 °C
Уд. теплоёмк. 1,132 Дж/(кг·К)
Энтальпия образования -408,593 кДж/моль
Химические свойства
Растворимость в воде (0 °C) 63,7 г/100 мл
Оптические свойства
Показатель преломления 1,662
Классификация
Рег. номер CAS 7447-41-8
PubChem 433294
Рег. номер EINECS 231-212-3
SMILES
Рег. номер EC 231-212-3
RTECS OJ5950000
ChemSpider 22449
Безопасность
ЛД50 крысы, орально[2] 526 мг/кг
Приводятся данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иначе.

Хлорид лития — химическое соединение щелочного металла лития и хлора с формулой LiCl. Белые, гигроскопические кристаллы, расплывающиеся на воздухе. Хорошо растворяется в воде, образует несколько кристаллогидратов.

Получение[править | править вики-текст]

\mathsf{Li_2CO_3 + 2HCl \ \xrightarrow{\ }\ 2LiCl + CO_2\uparrow + H_2O }
\mathsf{Li_2O + 2HCl \ \xrightarrow{\ }\ 2LiCl + H_2O }
\mathsf{LiOH + HCl \ \xrightarrow{\ }\ LiCl + H_2O }
  • Хлорид лития можно получить обменными реакциями:
\mathsf{Li_2SO_4 + BaCl_2 \ \xrightarrow{\ }\ 2LiCl + BaSO_4\downarrow }
\mathsf{2Li + Cl_2 \ \xrightarrow{\ }\ 2LiCl }
\mathsf{2Li + 2HCl \ \xrightarrow{\ }\ 2LiCl + H_2 \uparrow }
  • Хлорид лития образует несколько кристаллогидратов, состав которых определяется температурой:
\mathsf{LiCl\cdot 5H_2O \ \stackrel{{-63^oC}}{\rightleftarrows} \ LiCl\cdot 3H_2O \ \stackrel{{-20.5^oC}}{\rightleftarrows} \ LiCl\cdot 2H_2O \ \stackrel{{19.5^oC}}{\rightleftarrows} \ LiCl\cdot H_2O \ \stackrel{{93.5^oC}}{\rightleftarrows} \ LiCl }

Известны сольваты с метанолом и этанолом.

Физические свойства[править | править вики-текст]

  • Хлорид лития — это типичное ионное соединение, небольшой размер иона лития обуславливает свойства, отличные от свойств хлоридов щелочных металлов, как то: очень хорошую растворимость в полярных растворителях (83 г/100 мл воды при 20 °C) и большую гигроскопичность[3].
  • Сплавы с хлоридами других щелочных металлов образуют легкоплавкий растворы: LiCl•NaCl — температура плавления 575°С, LiCl•2NaCl — 610°С, LiCl•KCl — 350°С, LiCl•RbCl — 324°С, LiCl•CsCl — 352°С, LiCl•2CsCl — 382°С.

Химические свойства[править | править вики-текст]

  • Хлорид лития образует кристаллогидраты, в отличие от других хлоридов щелочных металлов[4]. Известны моно-, ди-, три- и пентагидраты[5]. В растворах аммиака образует ионы [Li(NH3)4]+. Сухой хлорид лития абсорбирует газообразный аммиак, образуя Li•xNH3, где x=1÷5.
  • Как и любой другой ионный хлорид, хлорид лития в растворе даёт стандартные реакции на хлорид-ион:
\mathsf{LiCl + AgNO_3 \ \xrightarrow{\ }\ LiNO_3 + AgCl\downarrow }
  • Разрушается сильными кислотами:
\mathsf{2LiCl + H_2SO_4 \ \xrightarrow{\ }\ Li_2SO_4 + 2HCl\uparrow }
  • Так как некоторые соли лития малорастворимы, то хлорид лития легко вступает в обменные реакции:
\mathsf{LiCl + NH_4F \ \xrightarrow{\ }\ LiF\downarrow + NH_4Cl }
\mathsf{3LiCl + K_3PO_4 \ \xrightarrow{\ }\ Li_3PO_4\downarrow + 3KCl }

Применение[править | править вики-текст]

  • Также используется в пиротехнике для придания пламени темно-красного оттенка.
  • Используется как твёрдый электролит в химических источниках тока.

Меры предосторожности[править | править вики-текст]

Соли лития влияют на центральную нервную систему. В течение некоторого времени в первой половине XX века хлорид лития производился как заменитель соли, но затем был запрещен после открытия его токсических эффектов.[7][8][9]

Литература[править | править вики-текст]

  • Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И.Л. и др.. — М.: Советская энциклопедия, 1990. — Т. 2. — 671 с. — ISBN 5-82270-035-5.
  • Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 2-е изд., испр. — М.-Л.: Химия, 1966. — Т. 1. — 1072 с.
  • Лидин Р.А. и др. Химические свойства неорганических веществ: Учеб. пособие для вузов. — 3-е изд., испр. — М.: Химия, 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0.
  • 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.

Примечания[править | править вики-текст]

  1. Pradyot Patnaik. Handbook of Inorganic Chemicals. McGraw-Hill, 2002, ISBN 0-07-049439-8
  2. http://fscimage.fishersci.com/msds/12885.htm
  3. 1 2 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. ISBN 0-12-352651-5.
  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 February 1949). Архивировано из первоисточника 4 апреля 2012.