Хлорид лития

Хлорид лития
Общие
Хим. формула	LiCl
Физические свойства
Состояние	бесцветные (белые) гигроскопичные кристаллы[1]
Молярная масса	42,394(4) г/моль
Плотность	2,068 (безводный)
Энергия ионизации	9,57 эВ[3]
Термические свойства
Температура
• плавления	605 °C
• кипения	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
Структура
Дипольный момент	2,4E−29 Кл·м[3]
Классификация
Рег. номер CAS	7447-41-8
PubChem	433294
Рег. номер EINECS	231-212-3
SMILES	[Li+].[Cl-]
InChI	InChI=1S/ClH.Li/h1H;/q;+1/p-1 KWGKDLIKAYFUFQ-UHFFFAOYSA-M
RTECS	OJ5950000
ChEBI	48607
Номер ООН	2056
ChemSpider	22449
Безопасность
ЛД50	крысы, орально[2] 526 мг/кг
Токсичность	умеренно-токсичен
Пиктограммы ECB
NFPA 704	0 1 0
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
Медиафайлы на Викискладе

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):

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

• Взаимодействием оксида лития или гидроксида лития с соляной кислотой:

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

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

• Хлорид лития можно получить обменными реакциями:

${\displaystyle {\mathsf {Li_{2}SO_{4}+BaCl_{2}\ {\xrightarrow {\ }}\ 2LiCl+BaSO_{4}\downarrow }}}$

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

${\displaystyle {\mathsf {2Li+Cl_{2}\ {\xrightarrow {\ }}\ 2LiCl}}}$

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

• Хлорид лития образует несколько кристаллогидратов, состав которых определяется температурой:

${\displaystyle {\mathsf {LiCl\cdot 5H_{2}O\ {\stackrel {-63^{o}C}{\rightleftarrows }}\ LiCl\cdot 3H_{2}O\ {\stackrel {-20.5^{o}C}{\rightleftarrows }}\ LiCl\cdot 2H_{2}O\ {\stackrel {19.5^{o}C}{\rightleftarrows }}\ LiCl\cdot H_{2}O\ {\stackrel {93.5^{o}C}{\rightleftarrows }}\ LiCl}}}$

Известны сольваты с метанолом и этанолом.

Физические свойства

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

Хорошо растворяется в воде (83 г/100 мл воды при 20 °C)[4].

Образует легкоплавкие сплавы с хлоридами других щелочных металлов: 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[5]. Известны моно-, ди-, три- и пентагидраты[6]. В растворах аммиака образует ионы [Li(NH₃)₄]^+. Сухой хлорид лития абсорбирует газообразный аммиак, образуя LiCl•xNH₃, где x=1÷5.
• Как и любой другой ионный хлорид, хлорид лития в растворе даёт стандартные реакции на хлорид-ион:

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

• Разрушается сильными кислотами:

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

• Так как некоторые соли лития малорастворимы, то хлорид лития легко вступает в обменные реакции:

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

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

• С концентрированным раствором аммиака образует комплексное соединение[7]:

${\displaystyle {\mathsf {LiCl+4(NH_{3}*H_{2}O)\ \xrightarrow {\ } \ [Li(NH_{3})_{4}]Cl+4H_{2}O}}}$

Применение

• Используется для получения лития электролизом расплава смеси хлорида лития с хлоридом калия при 600 °C. Также используется как флюс при плавке и пайке алюминия и магния.
• Соль используется как осушитель[4].
• Хлорид лития используется в органическом синтезе, например, как добавка в реакции Стилле. Ещё одним применением является использование хлорида лития для осаждения РНК из клеточных экстрактов.[8]

• 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.[9][10][11]

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. Источник  (неопр.). Дата обращения: 24 июля 2010. Архивировано 3 мая 2009 года.
3. David R. Lide, Jr. Basic laboratory and industrial chemicals (англ.): A CRC quick reference handbook — CRC Press, 1993. — ISBN 978-0-8493-4498-5
4. Ulrich Wietelmann, Richard J. Bauer «Lithium and Lithium Compounds» in Ullmann’s Encyclopedia of Industrial Chemistry 2005, Wiley-VCH: Weinheim.
5. Holleman, A. F.; Wiberg, E. «Inorganic Chemistry» Academic Press: San Diego, 2001. ISBN 0-12-352651-5.
6. 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
7. Лидин, 2000, с. 17.
8. Cathala, G., Savouret, J., Mendez, B., West, B.L., Karin, M., Martial, J.A., and Baxter, J.D. A Method for Isolation of Intact, Translationally Active Ribonucleic Acid (англ.) // DNA : journal. — 1983. — Vol. 2, no. 4. — P. 329—335. — PMID 6198133.
9. Talbott J. H. Use of lithium salts as a substitute for sodium chloride (англ.) // Arch Med Interna. : journal. — 1950. — Vol. 85, no. 1. — P. 1—10. — PMID 15398859.
10. L. W. Hanlon, M. Romaine, F. J. Gilroy. Lithium Chloride as a Substitute for Sodium Chloride in the Diet (англ.) // Journal of the American Medical Association : journal. — 1949. — Vol. 139, no. 11. — P. 688—692. — PMID 18128981.
11. Case of trie Substitute Salt  (неопр.). TIME (28 февраля 1949). Дата обращения: 23 июля 2010. Архивировано 4 апреля 2012 года.