Χλωριούχο λίθιο

\( \require{mhchem} \)

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.

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

Παραγωγή

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

\( {\displaystyle \mathrm {Li_{2}CO_{3}+2HCl{\xrightarrow {}}2LiCl+H_{2}O+CO_{2}\uparrow } } \)

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

\( {\displaystyle \mathrm {2Li+Cl_{2}{\xrightarrow {}}2LiCl} } \)

\( {\displaystyle \mathrm {2Li+2HCl{\xrightarrow {}}2LiCl+H_{2}\uparrow } } \)

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

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 (ευδιάλυτο) 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):

\(} {\displaystyle \mathrm {LiCl+AgNO_{3}{\xrightarrow {}}AgCl\downarrow +LiNO_{3}} } \)

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

Εφαρμογές

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 Στιλ (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.

Το τηγμένο χλωριούχο λίθιο χρησιμοποιήθηκε για την παραγωγή νανοσωλήνων άνθρακα, [5] γραφένιου, [6] και νιοβικού λιθίου (LiNbO₃) . [7]

Προφυλάξεις

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[8][9][10].

Παρατηρήσεις, υποσημειώσεις και αναφορές

Ulrich Wietelmann, Richard J. Bauer "Lithium and Lithium Compounds" in Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry 2005, Wiley-VCH: Weinheim.
Holleman, A. F.; Wiberg, E. Inorganic Chemistry Academic Press: San Diego, 2001. ISBN 0-12-352651-5.
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
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.
.
nanoscale , 2015,7, 11310.
DOI: 10.1016/j.ceramint.2013.07.085
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.
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.
Case of trie Substitute Salt". Time. 28 February 1949.

Εγκυκλοπαίδεια Χημείας

Κόσμος

Αλφαβητικός κατάλογος

Hellenica World - Scientific Library

Από τη ελληνική Βικιπαίδεια http://el.wikipedia.org . Όλα τα κείμενα είναι διαθέσιμα υπό την GNU Free Documentation License