Χλωριούχο λίθιο

Από τη Βικιπαίδεια, την ελεύθερη εγκυκλοπαίδεια
Μετάβαση σε: πλοήγηση, αναζήτηση
Χλωριούχο λίθιο
Lithium-chloride-3D-ionic.png
Lithium chloride.jpg
Γενικά
Όνομα IUPAC Χλωριούχο λίθιο
Χημικά αναγνωριστικά
Χημικός τύπος LiCl
Μοριακή μάζα 42,39 amu
Αριθμός CAS 7447-41-8
SMILES [Li+].[Cl-]
InChI 1S/ClH.Li/h1H;/q;+1/p-1
Αριθμός EINECS 231-212-3
Αριθμός RTECS OJ5950000
Αριθμός UN 2056
PubChem CID 433294
ChemSpider ID 22449
Δομή
Διπολική ροπή 7,13 D (αέριο)
Κρυσταλλική δομή
στερεού
οκταεδρική
Φυσικές ιδιότητες
Σημείο τήξης 605-614°C
Σημείο βρασμού 1.382°C
Πυκνότητα 2.068 kg/m³
Διαλυτότητα
στο νερό
682,9 kg/m³ (0°C)
744,8 kg/m³ (10°C)
842,5 kg/m³ (25°C)
887 kg/m³ (40°C)
1.234,4 kg/m³ (100°C)
Διαλυτότητα
σε άλλους διαλύτες
Διαλυτό σε υδραζίνη
N-μεθυλομεθαναμίδιο
1-βουτανόλη
οξυδιχλωριούχο σελήνιο
1-προπανόλη
μεθανόλη
αιθανόλη
μεθανικό οξύ
προπανόνη
υγρή αμμωνία
Ιξώδες 0,87 cP (807°C)
Δείκτης διάθλασης ,
nD
1,662 (24°C)
Τάση ατμών 1 torr (785 °C)
10 torr (934 °C)
100 torr (1.130 °C)
Εμφάνιση Λευκό στερεό, υγροσκοπικό, κοφτερό
Χημικές ιδιότητες
Επικινδυνότητα
Κίνδυνοι κατά
NFPA 704

NFPA 704.svg

0
2
0
 
Εκτός αν σημειώνεται διαφορετικά, τα δεδομένα αφορούν υλικά υπό κανονικές συνθήκες (25°C, 100 kPa).

Το χλωριούχο λίθιο (αγγλικά lithium chloride) είναι ανόργανη χημική ένωση, που περιέχει λίθιο και χλώριο, και έχει εμπειρικό τύπο LiCl. Είναι το άλας που παράγεται από την εξουδετέρωση υδροξειδίου του λιθίου (LiOH) και υδροχλωρικού οξέος (HCl). Το χημικά καθαρό χλωριούχο λίθιο, στις «συνηθισμένες συνθήκες», δηλαδή σε θερμοκρασία 25°C και υπό πίεση 1 atm, είναι άχρωμο και άκρως υγροσκοπικό στερεό. Το άλας αυτό είναι μια τυπική ιονική ένωση, παρ' όλο που το μικρό μέγεθος του κατιόντος λιθίου (Li+) του δίνει ιδιότητες που δεν παρατηρούνται στα χλωρίδια των άλλων αλκαλιμετάλλων, όπως η εξαιρετικά μεγάλη διαλυτότητά του σε πολικούς διαλύτες, όπως για παράδειγμα 830,5 kg/m³ στους 20°C, και τις υγροσκοπικές του ιδιότητες[1]. Ακόμη, είναι διαλυτό σε πολλούς οργανικούς διαλύτες. Στη βιομηχανία, το χλωριούχο λίθιο χρησιμοποιείται για την παραγωγή μεταλλικού λιθίου από ηλεκτρόλυση του τήγματός του. Εξαιτίας της ιδιότητας του να απορροφά αμμωνία, αμίνες, υδρατμούς και άλλες αέριες ουσίες, το χλωριούχο λίθιο συνήθως χρησιμοποιείται (συνήθως σε 40% διάλυμα) στον κλιματισμό καθώς και στην τήξη μετάλλων, στη συγκόλληση αργιλίου, μαγνησίου και ελαφρών κραμάτων.

Παραγωγή[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Το χλωριούχο λίθιο παράγεραι με επίδραση υδροχλωρικού οξέος σε ανθρακικό λίθιο (Li2CO3):


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

Μπορεί, επίσης, θεωρητικά να παραχθεί με τις εξαιρετικά εξώθερμες αντιδράσεις μεταλλικού λιθίου με αέριο χλώριο ή και μεταλλικού λιθίου με άνυδρο υδροχλώριο (ΗCl):


\mathrm{2Li + Cl_2 \xrightarrow{} 2LiCl}


\mathrm{2Li + 2HCl \xrightarrow{} 2LiCl + H_2 \uparrow}

Το άνυδρο χλωριούχο λίθιο παράγεται με θέρμανση ένυδρου χλωριούχου λιθίου μαζί με ρεύμα (αέριου) υδροχλωρίου.

Χημικές ιδιότητες[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Το χλωριούχο λίθιο σχηματίζει κρυσταλλικούς υδρίτες, αντίθετα από τα υπόλοιπα χλωρίδια αλκαλιμετάλλων[2] Είναι γνωστοί οι μονο- τρι και πεντα- υδρίτες του[3]. Επίσης, απορροφά ως και τέσσερα (4) ισοδύναμα αμμωνίας. Όπως και κάθε άλλο ιονικό χλωρίδιο, τα διαλύματα χλωριούχου λιθίου μπορούν να χρησιμεύσουν ως πηγή ανιόντων χλωρίου (Cl-). Για παράδειγμα, αντιδρά με το νιτρικό άργυρο (AgNO3), σχηματίζοντας ίζημα χλωριούχου αργύρου (AgCl):


\mathrm{LiCl + AgNO_3 \xrightarrow{} AgCl \downarrow + LiNO_3}

Το χλωριούχο λίθιο είναι τελείως αδιάλυτο σε διχλωρομεθάνιο (CH2Cl2).

Εφαρμογές[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Το χλωριούχο λίθιο χρησιμοποιείται κυρίως για την παραγωγή μεταλλικού λιθίου με ηλεκτρόλυση τήγματος μίγματος χλωριούχου λθίου και χλωριούχου καλίου (KCl), που τήκεται στους 450 °C. Το χλωριούχο λίθιο χρησιμοποιείται, ακόμη, για τη συγκόλληση αλουμινίου σε τμήματα αυτοκινήτων. Χρησιμοποιήθηκε, επίσης, ως ξηραντικό μέσο σε συστήματα παραγωγής ξηρού αέρα[1]. Πιο εξειδικευμένες εφαρμογές του, το χλωριούχο λίθιο βρίσκει σε οργανικές συνθέσεις, όπως για παράδειγμα ως πρόσθετο στην αντίδραση Στιλλέ (Stille reaction). Σε βιοχημικές εφαρμογές του, το χλωριούχο λίθιο μπορεί να χρησιμοποιηθεί για την καθίζηση RNA από κυτταρικά εκχυλίσματα[4].

Το χλωριούχο λίθιο χρησιμοποιήθηκε, ακόμη, ως χρωστική φλογών, και συγκεκριμένα για την παραγωγή σκοτεινών κόκκινων φλογών.

Το χλωριούχο λίθιο χρησιμοποιήθηκε ως πρότυπο σχετικής υγρασίας για βαθμονόμηση υγρομέτρων: Στους 25 °C ένα κορεσμένο διάλυμα χλωριούχου λιθίου (45,8 %) δίνει μια ισοδύναμη σχετική υγρασία 11,30%. Επιπλέον, το ίδιο το χλωριούχο λίθιο μπορεί να χρησιμοποιηθεί ως υγρόμετρο: Αυτό το υγροσκοπικό άλας σχηματίζει ένα αυτοδιάλυμα όταν εκτίθεται στον αέρα. Η ισοδύναμη συγκέντρωση χλωριούχου λιθίου στο παραγώμενο διάλυμα είναι άμεσα σχετιζόμενη με την υγρασία του αέρα. Η επί τοις εκατό σχετική υγρασία του αέρα στους 25 °C μπορεί να εκτιμηθεί με ελάχιστο λάθος στο εύρος 10–30 °C από την ακόλουθη εξίσωση πρώτου βαθμού: RH = 107,93 - 2,11C, όπου C η % κατά μάζα συγκέντρωση του διαλύματος χλωριούχου λιθίου.

Προφυλάξεις[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Τα άλατα του λιθίου επιρεάζουν το κεντρικό νευρικό σύστημα με μια ποικιλία τρόπων. Ενώ τα κιτρικά, ανθρακικά και οροτικά άλατα χρησιμοποιούνται, ακόμη, για τη θεραπεία διπολικής δυσταξίας, τα άλλα άλατα του λιθίου, συμπεριλαμβανομένου του χλωριούχου λιθίου, χρησιμοποιήθηκαν στο παρελθόν. Για μικρό χρονικό διάστημα, κατά τη δεκαετία του 1940, το χλωριούχο λίθιο παράγονταν ως υποκατάστατο λιθιούχου άλατος, αλλά αυτή η χρήση απαγορεύθηκε όταν αναγνωρίστηκαν τοξικές επιπτώσεις από τη χρήση της ένωσης[5][6][7].

Παρατηρήσεις, υποσημειώσεις και αναφορές[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

  1. 1,0 1,1 Ulrich Wietelmann, Richard J. Bauer "Lithium and Lithium Compounds" in Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry 2005, Wiley-VCH: Weinheim.
  2. Holleman, A. F.; Wiberg, E. Inorganic Chemistry Academic Press: San Diego, 2001. ISBN 0-12-352651-5.
  3. 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
  4. 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. doi:10.1089/dna.1983.2.329. PMID 6198133.
  5. Talbott J. H. (1950). "Use of lithium salts as a substitute for sodium chloride". Arch Med Interna. 85 (1): 1–10. doi:10.1001/archinte.1950.00230070023001. PMID 15398859.
  6. L. J. Stone, M. luton, lu3. 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.
  7. Case of trie Substitute Salt". Time. 28 February 1949.
Στο λήμμα αυτό έχει ενσωματωθεί κείμενο από το λήμμα Lithium chloride της Αγγλικής Βικιπαίδειας, η οποία διανέμεται υπό την GNU FDL και την CC-BY-SA 3.0. (ιστορικό/συντάκτες).