Lithiumchlorid

Den aktuelle version af siden er endnu ikke blevet gennemgået af erfarne bidragydere og kan afvige væsentligt fra den version , der blev gennemgået den 22. januar 2018; checks kræver 12 redigeringer .

lithiumchlorid


Generel
Chem. formel	LiCl
Fysiske egenskaber
Stat	farveløse (hvide) hygroskopiske krystaller [1]
Molar masse	42.394(4) g/ mol
Massefylde	2.068 (vandfri)
Termiske egenskaber
Temperatur
• smeltning	605°C
• kogning	1382°C
Oud. Varmekapacitet	1.132 J/(kg K)
Entalpi
• uddannelse	-408,593 kJ/mol
Kemiske egenskaber
Opløselighed
• i vand (0 °C)	63,7 g/100 ml
Optiske egenskaber
Brydningsindeks	1,662
Klassifikation
Reg. CAS nummer	7447-41-8
PubChem	433294
Reg. EINECS nummer	231-212-3
SMIL	[Li+].[Cl-]
InChI	InChI=1S/ClH.Li/h1H;/q;+1/p-1KWGKDLIKAYFUFQ-UHFFFAOYSA-M
RTECS	OJ5950000
CHEBI	48607
FN nummer	2056
ChemSpider	22449
Sikkerhed
LD 50	rotter, oral [2] 526 mg/kg
Toksicitet	moderat giftig
ECB ikoner
NFPA 704	0 en 0
Data er baseret på standardbetingelser (25 °C, 100 kPa), medmindre andet er angivet.
Mediefiler på Wikimedia Commons

Lithiumchlorid er en kemisk forbindelse af alkalimetallet lithium og chlor med formlen LiCl . Hvide, hygroskopiske krystaller, udflydende i luft. Det opløses godt i vand, danner flere krystallinske hydrater .

Henter

Lithiumchlorid opnås ved omsætning af lithiumcarbonat Li 2 CO 3 og saltsyre (HCl) :

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

Interaktionen mellem lithiumoxid eller lithiumhydroxid og saltsyre :

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

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

Lithiumchlorid kan opnås ved udvekslingsreaktioner:

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

Af rent teoretisk interesse er de stærkt eksoterme reaktioner af lithiummetal med chlor eller med vandfri hydrogenchloridgas :

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

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

Lithiumchlorid danner flere krystallinske hydrater, hvis sammensætning bestemmes af temperaturen:

{\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}}

Solvater med methanol og ethanol er kendte .

Fysiske egenskaber

Vandfrit lithiumchlorid danner hvide, meget hygroskopiske krystaller, kubisk system , rumgruppe F m3m , celleparametre a = 0,513988 nm, Z = 4.

Det opløses godt i vand (83 g/100 ml vand ved 20 °C) [3] .

Danner smeltelige legeringer med chlorider af andre alkalimetaller: LiCl•NaCl - smeltepunkt 575°C; LiCl•2NaCl - 610°C; LiCl•KCl - 350°C; LiCl•RbCl - 324°C; LiCl•CsCl - 352°C; LiCl•2CsCl - 382°С.

Kemiske egenskaber

Lithiumchlorid danner krystallinske hydrater i modsætning til andre alkalimetalchlorider [4] . Mono-, di-, tri- og pentahydrater er kendte [5] . I ammoniakopløsninger danner det [Li(NH 3 ) 4 ] + ioner . Tørt lithiumchlorid absorberer gasformig ammoniak og danner LiCl• x NH 3 hvor x =1÷5.

Som ethvert andet ionchlorid giver lithiumchlorid i opløsning standardreaktioner for chloridionen:

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

Ødelagt af stærke syrer:

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

Da nogle lithiumsalte er tungt opløselige, indgår lithiumchlorid let i udvekslingsreaktioner:

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

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

Ansøgning

Det bruges til at opnå lithium ved elektrolyse af en smelte af en blanding af lithiumchlorid og kaliumchlorid ved 600 °C. Anvendes også som flusmiddel ved smeltning og lodning af aluminium og magnesium .

Salt bruges som tørremiddel [3] .

Lithiumchlorid bruges i organisk syntese , f.eks. som tilsætningsstof i Stille-reaktionen . En anden anvendelse er brugen af lithiumchlorid til at udfælde RNA fra celleekstrakter . [6]

Bruges også i pyroteknik for at give flammerne en mørkerød nuance.

Det bruges som en fast elektrolyt i kemiske strømkilder.

Forholdsregler

Lithiumsalte påvirker centralnervesystemet . _ I nogen tid i første halvdel af det 20. århundrede blev lithiumchlorid fremstillet som en salterstatning , men derefter forbudt efter opdagelsen af dets giftige virkninger. [7] [8] [9]

Litteratur

Chemical Encyclopedia / Red.: Knunyants I.L. og andre - M . : Soviet Encyclopedia, 1990. - T. 2. - 671 s. — ISBN 5-82270-035-5 .
Håndbog for en kemiker / Redaktion: Nikolsky B.P. m.fl. - 2. udg., rettet. - M. - L .: Kemi, 1966. - T. 1. - 1072 s.
Lidin R.A. og andre kemiske egenskaber ved uorganiske stoffer: Proc. tilskud til universiteter. - 3. udg., Rev. - M . : Kemi, 2000. - 480 s. — ISBN 5-7245-1163-0 .
Ripan R., Chetyanu I. Uorganisk kemi. Kemi af metaller. - M . : Mir, 1971. - T. 1. - 561 s.
Handbook of Chemistry and Physics , 71. udgave, CRC Press, Ann Arbor, Michigan, 1990.
NN Greenwood, A. Earnshaw, Chemistry of the Elements , 2. udgave, Butterworth-Heinemann, Oxford, Storbritannien, 1997.
R. Vatassery, titreringsanalyse af LiCl, sat i Ethanol med AgNO3 for at udfælde AgCl(er). EP af denne titrering giver vægtprocent Cl.
H. Nechamkin, The Chemistry of the Elements , McGraw-Hill, New York, 1968.

Noter

↑ Pradyot Patnaik. Håndbog i uorganiske 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, bind 629, s. 312-316. doi : 10.1002/zaac.200390049
↑ Cathala, G., Savouret, J., Mendez, B., West, BL, Karin, M., Martial, JA og Baxter, JD En metode til isolering af intakt, translationelt aktiv ribonukleinsyre // DNA: journal. - 1983. - Bd. 2 , nr. 4 . - s. 329-335 . — PMID 6198133 .
↑ Talbott JH Anvendelse af lithiumsalte som erstatning for natriumchlorid // Arch Med Interna. : journal. - 1950. - Bd. 85 , nr. 1 . - S. 1-10 . — PMID 15398859 .
↑ LW Hanlon, M. Romaine, FJ Gilroy. Lithiumchlorid som erstatning for natriumchlorid i kosten (engelsk) // Journal of the American Medical Association : tidsskrift. - 1949. - Bd. 139 , nr. 11 . - s. 688-692 . — PMID 18128981 .
↑ Tilfælde af trie Substitut Salt . TID (28. februar 1949). Hentet 23. juli 2010. Arkiveret fra originalen 4. april 2012. (ubestemt)

Ordbøger og encyklopædier	Fantastisk norsk Britannica (online)
I bibliografiske kataloger	GND : 4167904-0 J9U : 987007531488305171 LCCN : sh85077583

Lithiumforbindelser _

Lithiumantimonid (Li 3 Sb)
Lithiumarsenat (Li 3 AsO 4 )
Lithiumhydroxid (LiOH)
Lithiumaluminat (LiAlO 2 )
Lithiumarsenid (LiAs)
Lithiumdiarsenidoaluminat (Li 3 AlAs 2 )
Lithiumdinitridoaluminat (Li 3 AlN 2 )
Lithiumdiphosphidoaluminat ( Li3AlP2 ) _ _
Lithiumneptunat (V) (Li 3 NpO 4 )
Neptunat (VI) hexalithium (Li 6 NpO 6 )
Lithiumneptunat (VI) (Li 2 NpO 4 )
Neptunate (VI) tetralithium (Li 4 NpO 5 )
Lithiumneptunat (VII) (Li 5 NpO 6 )
Lithiumniobat (LiNbO 3 )
Trilithium silicid (Li 6 Si 2 )
Lithium tellurid (Li 2 Te)
Lithiumphosphid ( Li3P )
Lithiumzirconat (Li 2 ZrO 3 )
Lithiumchlorid (LiCl)
Lithiumfluorid (LiF)
Lithiumpermanganat (LiMnO 4 )
Lithiumiodid (LiI)
Lithiumnitrit (LiNO 2 )
Lithiummetaborat ( LiBO 2 )
Lithiummolybdat (Li 2 MoO 4 )
Lithiumlactat (LiC 3 H 5 O 3 )
Lithiumchlorat (LiClO 3 )
Lithiumsulfit (Li 2 SO 3 )