Tétrafluoroborate de lithium

Tétrafluoroborate de lithium
Identification
Nom UICPA	Lithium tetrafluoroborate
Synonymes	Borate(1-), tetrafluoro-, lithium
N^o CAS	14283-07-9
N^o ECHA	100.034.692
PubChem	4298216
SMILES	[Li+].F[B-](F)(F)F PubChem, vue 3D
InChI	InChI : vue 3D InChI=1/BF4.Li/c2-1(3,4)5;/q-1;+1 InChIKey : UFXJWFBILHTTET-UHFFFAOYAL Std. InChI : vue 3D InChI=1S/BF4.Li/c2-1(3,4)5;/q-1;+1 Std. InChIKey : UFXJWFBILHTTET-UHFFFAOYSA-N
Apparence	solide cristallin blanc/gris
Propriétés chimiques
Formule	BF4LiLiBF4
Masse molaire[1]	93,746 ± 0,009 g/mol B 11,53 %, F 81,06 %, Li 7,4 %,
Propriétés physiques
T° fusion	296,5°C
T° ébullition	se décompose
Masse volumique	0,852 g/cm^3
Précautions
NFPA 704
0 1 1
Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire.
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Le tétrafluoroborate de lithium est un composé inorganique de formule LiBF₄. Commercialisé sous la forme d'une poudre cristalline blanche, il a été largement testé pour une utilisation dans les accumulateurs commerciaux, une application qui exploite sa grande solubilité dans les solvants non polaires[2].

Applications

Bien que l'ion BF₄^− ait une mobilité ionique élevée, les solutions de son sel Li^+ sont moins conductrices que d’autres sels moins associés[2]. En tant qu’électrolyte dans les batteries lithium-ion, le LiBF₄ offre certains avantages par rapport au LiPF₆, plus courant. Il présente une plus grande stabilité thermique[3] et une meilleure tolérance à l’humidité[4]. Par exemple, le LiBF₄ peut tolérer une teneur en humidité allant jusqu’à 620 ppm à température ambiante, tandis que le LiPF₆ s’hydrolyse facilement en gaz toxiques POF₃ et HF, détruisant souvent les matériaux des électrodes de la batterie. Les inconvénients de l’électrolyte comprennent une conductivité relativement faible et des difficultés à former une interface électrolytique solide stable avec des électrodes en graphite.

Stabilité thermique

Parce que le LiBF₄ et d’autres sels de métaux alcalins se décomposent thermiquement pour former du trifluorure de bore, le sel est couramment utilisé comme source pratique de ce produit chimique à l’échelle du laboratoire.

LiBF₄ → LiF + BF₃

Fabrication

Le LiBF₄ est un sous-produit de la synthèse industrielle du diborane[5],[6] :

8 BF₃ + 6 LiH → B₂H₆ + 6 LiBF₄

Le LiBF₄ peut également être synthéthisé à partir de LiF et de BF₃ dans un solvant approprié résistant à la fluoration par BF₃ (par exemple HF, BrF₃, ou SO₂ liquéfié)[5] :

LiF + BF₃ → LiBF₄

Références

1. Masse molaire calculée d’après « Atomic weights of the elements 2007 », sur www.chem.qmul.ac.uk.
2. (en) Xu, Kang, « "Nonaqueous Liquid Electrolytes for Lithium-Based Rechargeable Batteries." », Chemical Reviews, vol. 104,‎ 2004, p. 4303-418 (DOI 10.1021/cr030203g)
3. (en) S. Zhang, K. Xu et T. Jow, « Low-temperature performance of Li-ion cells with a LiBF4-based electrolyte », Journal of Solid State Electrochemistry, vol. 7, n^o 3,‎ 2003, p. 147–151 (DOI 10.1007/s10008-002-0300-9, S2CID 96775286, lire en ligne, consulté le 16 février 2014)
4. (en) S. S. Zhang, z K. Xu et T. R. Jow, « Study of LiBF4 as an Electrolyte Salt for a Li-Ion Battery », Journal of the Electrochemical Society, vol. 149, n^o 5,‎ 2002, A586–A590 (DOI 10.1149/1.1466857, Bibcode 2002JElS..149A.586Z, lire en ligne, consulté le 16 février 2014)
5. (en) Robert Brotherton; Joseph Weber; Clarence Guibert & John Little, Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, 2000 (ISBN 3527306730, DOI 10.1002/14356007.a04_309), « "Boron Compounds" », p. 10
6. (en) Georg Brauer, Handbook of Preparative Inorganic Chemistry Vol. 1, 2nd Ed, New York, Academic Press, 1963 (ISBN 978-0121266011, lire en ligne), p. 773