Хлорид літію

Хлори́д лі́тію — хімічна сполука лужного металу літію і хлору з формулою LiCl. Білі, гігроскопічні кристали, що розпливаються на повітрі. Добре розчиняється у воді, утворює декілька кристалогідратів.

Хлорид літію
Ідентифікатори
Номер CAS	7447-41-8
Номер EINECS	231-212-3
Назва MeSH	D01.210.450.150.450 і D01.510.500
ChEBI	48607
RTECS	OJ5950000
SMILES	[Li+].[Cl-]
InChI	InChI=1S/ClH.Li/h1H;/q;+1/p-1
Властивості
Молекулярна формула	LiCl
Молярна маса	42,394(4)
Зовнішній вигляд	білий твердий гігроскопічний
Густина	2,068 (безводный)
Тпл	605
Ткип	1382
Розчинність (вода (0 °C))	63,7
Якщо не зазначено інше, дані наведено для речовин у стандартному стані (за 25 °C, 100 кПа)
Інструкція з використання шаблону
Примітки картки

Отримання

• Хлорид літію отримують реакцією карбонату літію Li₂CO₃ і соляної кислоти (HCl):

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

• Взаємодією оксиду літію або гідроксиду літію з соляною кислотою:

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

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

• Хлорид літію можна отримати обмінними реакціями:

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

• Чисто теоретичний інтерес являють високо екзотермічні реакції металічного літію з хлором або з безводним газоподібним хлороводнем:

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

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

• Хлорид літію утворює декілька кристалогідратів, склад яких визначається температурою:

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

Відомі сольвати з метанолом і етанолом.

Фізичні властивості

• Хлорид літію — це типове йонне з'єднання, невеликий розмір йона літію зумовлює властивості, відмінні від властивостей хлоридів лужних металів, наприклад: дуже хорошу розчинність в полярних розчинниках (83 г/100 мл воды при 20°C) і значну гігроскопічність.

• Безводний хлорид літію утворює білі, дуже гігроскопічні кристали, кубічної сингонії, просторова група F m3m, параметри комірки а = 0,513988 нм, Z = 4.

• Сплави з хлоридами інших лужних металів утворюють легкоплавкі розчини: LiCl•NaCl — температура плавлення 575°С, LiCl•2NaCl — 610°С, LiCl•KCl — 350°С, LiCl•RbCl — 324°С, LiCl•CsCl — 352°С, LiCl•2CsCl — 382°С.

Хімічні властивості

• Хлорид літію утворює кристалогідрати, на відміну від інших хлоридів лужних металів. Відомі моно-, ди-, три- і пентагідрати. У розчинах аміаку утворює йони [Li(NH₃)₄]⁺. Сухий хлорид літію абсорбує газоподібний аміак, утворюючи Li•xNH₃, где x=1÷5.

• Як і будь-який інший йонний хлорид, хлорид літію в розчині дає стандартні реакції на хлорид-йон:

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

• Руйнується сильними кислотами:

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

• Оскільки деякі солі літію малорозчинні, то хлорид літію легко вступає в обмінні реакції:

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

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

Застосування

• Використовується для отримання літію електролізом розплаву суміші хлориду літію з хлоридом калію (KCl) при 600 °C. Також використовується як флюс при плавленні і паянні алюмінію і магнію.

• Сіль застосовується як осушувач.

• Хлорид літію використовується в органічному синтезі, наприклад, як добавка в реакції Стілле. Ще одним з застосувань є використання хлориду літію для осадження РНК з клітинних екстрактів.

• Також використовується в піротехніці для надання полум'ю темно-червоного відтінку.

• Використовується як твердий електроліт в хімічних джерелах струму.

Заходи безпеки

Солі літію впливають на центральну нервову систему. Протягом деякого часу в першій половині XX століття хлорид літію вироблявся як замінник солі, але потім був заборонений після відкриття його токсичних ефектів.

Література

• Химическая энциклопедия.  / Редкол.: Кнунянц И.Л. и др. — Москва : Советская энциклопедия, 1990. — Т. 2. — 671 с. — ISBN 5-82270-035-5.
• Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др. — М.-Л. : Химия, 1966. — Т. 1. — 1072 с.
• 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.