Хлорид лития

Хлорид лития
Общие
Химическая формула	LiCl
Физические свойства
Состояние (ст. усл.)	белое твердое гигроскопичное [1]
Молярная масса	42,394(4) г/моль
Плотность	2,068 (безводный) г/см³
Термические свойства
Температура плавления	605 °C
Температура кипения	1382 °C
Удельная теплоёмкость (ст. усл.)	1,132 Дж/(кг·К)
Энтальпия образования (ст. усл.)	-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
Регистрационный номер EC	231-212-3
RTECS	OJ5950000
Безопасность
ЛД50	крысы, орально[2] 526 мг/кг

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

• Хлорид лития получают реакцией карбоната лития Li₂CO₃ и соляной кислоты (HCl):

$\mathsf{Li_2CO_3 + 2HCl \ \xrightarrow{\ }\ 2LiCl + CO_2\uparrow + H_2O }$

• Взаимодействием оксида лития или гидроксида лития с соляной кислотой:

$\mathsf{Li_2O + 2HCl \ \xrightarrow{\ }\ 2LiCl + H_2O }$

$\mathsf{LiOH + HCl \ \xrightarrow{\ }\ LiCl + H_2O }$

• Хлорид лития можно получить обменными реакциями:

$\mathsf{Li_2SO_4 + BaCl_2 \ \xrightarrow{\ }\ 2LiCl + BaSO_4\downarrow }$

• Чисто теоретический интерес представляют высоко экзотермические реакции металлического лития с хлором или с безводным газообразным хлороводородом:

$\mathsf{2Li + Cl_2 \ \xrightarrow{\ }\ 2LiCl }$

$\mathsf{2Li + 2HCl \ \xrightarrow{\ }\ 2LiCl + H_2 \uparrow }$

• 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

• 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].

• Безводный хлорид лития образует белые, очень гигроскопические кристаллы, кубической сингонии, пространственная группа F m3m, параметры ячейки а = 0,513988 нм, Z = 4.

• 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

• 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 cоли 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

• Используется для получения лития электролизом расплава смеси хлорида лития с хлоридом калия (KCl) при 600 °C. Также используется как флюс при плавке и пайке алюминия и магния.

• Соль используется как осушитель^[3].

• Хлорид лития используется в органическом синтезе, например, как добавка в реакции Стилле. Еще одним применением является использование хлорида лития для осаждения РНК из клеточных экстрактов.^[6]

• Также используется в пиротехнике для придания пламени темно-красного оттенка.

• Используется как твёрдый электролит в химических источниках тока.

Меры предосторожности

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

• 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

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.