Литиум хлорид
Литиум хлорид е хемиско соединение со хемиска формула LiCl. Солта е типично јонско соединение (со одредени ковалентни одлики), иако малата големина на јонот Li+ предизвикува својства кои не се забележани кај другите хлориди на алкални метали, како што е извонредната растворливост во поларни растворувачи (83.05 g/100 mL во вода на 20 °C) и неговите хигроскопски својства.[5]
| |
| |
 | |
Претпочитано име по МСЧПХ: Литиум хлорид | |
| Систематско име | Литиум(1+) хлорид |
| Назнаки | |
|---|---|
7447-41-8 
| |
| ChEBI | CHEBI:48607
|
| ChEMBL | ChEMBL69710 
|
| ChemSpider | 22449
|
| EC-број | 231-212-3 |
| |
| 3Д-модел (Jmol) | Слика |
| MeSH | Литиум+хлорид |
| PubChem | 433294 |
| RTECS-бр. | OJ5950000 |
| |
| UNII | G4962QA067
|
| ОН-бр. | 2056 |
| Својства | |
| Хемиска формула | |
| Моларна маса | 0 g mol−1 |
| Изглед | бела цврста супстанца хигроскопна, остра |
| Густина | 2.068 g/cm3 |
| Точка на топење | |
| Точка на вриење | |
| 68.29 g/100 mL (0 °C) 74.48 g/100 mL (10 °C) 84.25 g/100 mL (25 °C) 88.7 g/100 mL (40 °C) 123.44 g/100 mL (100 °C)[1] | |
| Растворливост | растворлива во хидразин, метилформамид, бутанол, селен(IV) оксихлоридe, пропанол[1] |
| Растворливост во метанол | 45.2 g/100 g (0 °C) 43.8 g/100 g (20 °C) 42.36 g/100 g (25 °C)[2] 44.6 g/100 g (60 °C)[1] |
| Растворливост во етанол | 14.42 g/100 g (0 °C) 24.28 g/100 g (20 °C) 25.1 g/100 g (30 °C) 23.46 g/100 g (60 °C)[2] |
| Растворливост во мравја киселина | 26.6 g/100 g (18 °C) 27.5 g/100 g (25 °C)[1] |
| Растворливост во ацетон | 1.2 g/100 g (20 °C) 0.83 g/100 g (25 °C) 0.61 g/100 g (50 °C)[1] |
| Растворливост во течен амонијак | 0.54 g/100 g (-34 °C)[1] 3.02 g/100 g (25 °C) |
| Парен притисок | 1 torr (785 °C) 10 torr (934 °C) 100 torr (1130 °C)[1] |
| −24.3·10−6 cm3/mol | |
| Показател на прекршување (nD) | 1.662 (24 °C) |
| Вискозност | 0.87 cP (807 °C)[1] |
| Структура | |
| Октаедрална | |
| Геометрија на молекулата | Linear (gas) |
| Диполен момент | 7.13 D (gas) |
| Термохемија | |
| Ст. енталпија на образување ΔfH |
-408.27 kJ/mol[1] |
| Стандардна моларна ентропија S |
59.31 J/mol·K[1] |
| Специфичен топлински капацитет, C | 48.03 J/mol·K[1] |
| Опасност | |
| GHS-ознаки: | |
Пиктограми
|
 [3]
|
Сигнални зборови
|
Предупредување |
Изјави за опасност
|
H302, H315, H319, H335[3] |
Изјави за претпазливост
|
P261, P305+P351+P338[3] |
| NFPA 704 | |
| Температура на запалување | Non-flammable |
| Смртоносна доза или концентрација: | |
LD50 (средна доза)
|
526 mg/kg (орално, стаорец)[4] |
| Безбедносен лист | ICSC 0711 |
| Слични супстанци | |
| Други анјони | Литиум флуорид Литиум бромид Литиум јодид Литиум астатид |
| Други катјони | Натриум хлорид Калиум хлорид Рубидиум хлорид Цезиум хлорид Франциум хлорид |
| Дополнителни податоци | |
| (што е ова?) (провери) Освен ако не е поинаку укажано, податоците се однесуваат на материјалите во нивната стандардна состојба (25 °C, 100 kPa) | |
| Наводи | |
Хемиски својства
уреди
Солта формира кристални хидрати, за разлика од другите хлориди на алкални метали.[6] Познати се моно-, три- и пентахидрати.[7] Безводната сол може да регенерира со загревање на хидратите. LiCl, исто така, апсорбира до четири еквиваленти на амонијак/мол. Како и со секој друг јонски хлорид, растворите на литиум хлорид можат да послужат како извор на хлорид јон, на пример, да формираат талог при обработката со сребро нитрат:
- LiCl + AgNO3 → AgCl + LiNO3
Потготовка
уредиЛитиум хлоридот се произведува со третман на литиум карбонат со хлороводородна киселина.[5] Безводниот LiCl се подготвува од хидратот со загревање во проток на хлороводород.
Употреба
уредиКомерцијална употреба
уредиЛитиум хлоридот главно се користи за производство на литиум метал со електролиза на топење LiCl/KCl на 450 °C (842 °F). LiCl исто така се користи како флукс за лемење за алуминиум во автомобилски делови. Се користи како десикант за сушење воздушни струи.[5] Во повеќе специјализирани апликации, литиум хлоридот наоѓа одредена употреба во органската синтеза, на пример, како додаток во реакцијата Стил. Исто така, во биохемиски апликации, може да се користи за таложење на РНК од клеточни екстракти.[8]
Литиум хлоридот исто така се користи како боја за пламен за производство на темноцрвен пламен.
Други употреби
уредиЛитиум хлоридот се користи како стандард за релативна влажност во калибрацијата на хигрометрите. На 25 °C (77 °F) заситен раствор (45,8%) од солта ќе даде рамнотежна релативна влажност од 11,30%. Дополнително, литиум хлоридот може да се користи како хигрометар. Оваа деликатна сол формира само-раствор кога е изложена на воздух. Рамнотежната концентрација на LiCl во добиениот раствор е директно поврзана со релативната влажност на воздухот. Процентот на релативна влажност на 25 °C (77 °F) може да се процени, со минимална грешка во опсегот 10–30 °C (50–86 °F), од следнава равенка од прв ред: RH=107,93-2,11C , каде што C е концентрација на LiCl на растворот, проценти по маса.
Растопен LiCl се користи за подготовка на јаглеродни наноцевки,[9] графен[10] и литиум ниобат.[11]
Се покажа дека литиум хлоридот има силни акарицидни својства и е ефикасен против Varroa деструкторот кај популациите на медоносни пчели.[12]
Литиум хлоридот се користи како аверзивен агенс кај лабораториски животни за проучување на претпочитање и аверзија на условено место.
Мерки на претпазливост
уредиСолите на литиум влијаат на централниот нервен систем на различни начини. Додека цитратните, карбонатните и оротатните соли моментално се користат за лекување на биполарно растројство, во минатото се користеле и други соли на литиум, вклучувајќи го и хлоридот. За кратко време во 1940-тите, литиум хлоридот се произведувал како замена за сол за луѓе со хипертензија, но тоа било забрането откако биле препознаени токсичните ефекти на соединението (тремор, замор, гадење).[13][14][15] Сепак, Ј.Х. Талбот забележа дека многу симптоми кои се припишуваат на токсичноста на литиум хлорид може да се припишат и на недостаток на натриум хлорид, на диуретиците кои често се администрираат кај пациенти на кои им бил даден литиум хлорид или на основните состојби на пациентите.[13]
Наводи
уреди- ↑ 1,00 1,01 1,02 1,03 1,04 1,05 1,06 1,07 1,08 1,09 1,10 „lithium chloride“. Архивирано од изворникот на 2014-05-12. Посетено на 2023-02-27.
- ↑ 2,0 2,1 Seidell, Atherton; Linke, William F. (1952). Solubilities of Inorganic and Organic Compounds. Van Nostrand. Посетено на 2014-06-02.
- ↑ 3,0 3,1 3,2 Sigma-Aldrich Co., Lithium chloride. Посетено на 2014-05-09.
- ↑ ChemIDplus - 7447-41-8 - KWGKDLIKAYFUFQ-UHFFFAOYSA-M - Lithium chloride - Similar structures search, synonyms, formulas, resource links, and other chemical information
- ↑ 5,0 5,1 5,2 Wietelmann, Ulrich; Bauer, Richard J. (2005), „Lithium and Lithium Compounds“, Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, Weinheim: Wiley-VCH, doi:10.1002/14356007.a15_393
- ↑ Holleman, A. F.; Wiberg, E. Inorganic Chemistry Academic Press: San Diego, 2001. ISBN 0-12-352651-5.
- ↑ Hönnerscheid Andreas; Nuss Jürgen; Mühle Claus; Jansen Martin (2003). „Die Kristallstrukturen der Monohydrate von Lithiumchlorid und Lithiumbromid“. Zeitschrift für anorganische und allgemeine Chemie. 629 (2): 312–316. doi:10.1002/zaac.200390049.
- ↑ Cathala, G.; Savouret, J.; Mendez, B.; West, B. L.; Karin, M.; Martial, J. A.; Baxter, J. D. (1983). „A Method for Isolation of Intact, Translationally Active Ribonucleic Acid“. DNA. 2 (4): 329–335. doi:10.1089/dna.1983.2.329. PMID 6198133.
- ↑ Kamali, Ali Reza; Fray, Derek J. (2014). „Towards large scale preparation of carbon nanostructures in molten LiCl“. Carbon. 77: 835–845. doi:10.1016/j.carbon.2014.05.089.
- ↑ Kamali, Ali Reza; Fray, Derek J. (2015). „Large-scale preparation of graphene by high temperature insertion of hydrogen into graphite“ (PDF). Nanoscale. 7 (26): 11310–11320. doi:10.1039/c5nr01132a. PMID 26053881.
- ↑ Kamali, Ali Reza; Fray, Derek J. (2014). „Preparation of lithium niobate particles via reactive molten salt synthesis method“. Ceramics International. 40: 1835–1841. doi:10.1016/j.ceramint.2013.07.085.
- ↑ Ziegelmann, Bettina; Abele, Elisabeth (January 12, 2018). „Lithium chloride effectively kills the honey bee parasite Varroa destructor by a systemic mode of action“. Scientific Reports. 8 (1): 683. Bibcode:2018NatSR...8..683Z. doi:10.1038/s41598-017-19137-5. PMC 5766531. PMID 29330449.
- ↑ 13,0 13,1 Talbott J. H. (1950). „Use of lithium salts as a substitute for sodium chloride“. Arch Intern Med. 85 (1): 1–10. doi:10.1001/archinte.1950.00230070023001. PMID 15398859.
- ↑ L. J. Stone; M. luton; J. Gilroy (1949). „Lithium Chloride as a Substitute for Sodium Chloride in the Diet“. Journal of the American Medical Association. 139 (11): 688–692. doi:10.1001/jama.1949.02900280004002. PMID 18128981.
- ↑ „Case of trie Substitute Salt“. Time. 28 February 1949. Архивирано од изворникот на March 2, 2007.
- 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.
