Русская Википедия:Хлорид лития
Шаблон:Вещество 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):
- <math>\mathsf{Li_2CO_3 + 2HCl \ \xrightarrow{\ }\ 2LiCl + CO_2\uparrow + H_2O }</math>
- Взаимодействием оксида лития или гидроксида лития с соляной кислотой:
- <math>\mathsf{Li_2O + 2HCl \ \xrightarrow{\ }\ 2LiCl + H_2O }</math>
- <math>\mathsf{LiOH + HCl \ \xrightarrow{\ }\ LiCl + H_2O }</math>
- Хлорид лития можно получить обменными реакциями:
- <math>\mathsf{Li_2SO_4 + BaCl_2 \ \xrightarrow{\ }\ 2LiCl + BaSO_4\downarrow }</math>
- Чисто теоретический интерес представляют высоко экзотермические реакции металлического лития с хлором или с безводным газообразным хлороводородом:
- <math>\mathsf{2Li + Cl_2 \ \xrightarrow{\ }\ 2LiCl }</math>
- <math>\mathsf{2Li + 2HCl \ \xrightarrow{\ }\ 2LiCl + H_2 \uparrow }</math>
- Хлорид лития образует несколько кристаллогидратов, состав которых определяется температурой:
- <math>\mathsf{LiCl\cdot 5H_2O \ \stackrelШаблон:-63^oC{\rightleftarrows} \ LiCl\cdot 3H_2O \ \stackrelШаблон:-20.5^oC{\rightleftarrows} \ LiCl\cdot 2H_2O \ \stackrelШаблон:19.5^oC{\rightleftarrows} \ LiCl\cdot H_2O \ \stackrelШаблон:93.5^oC{\rightleftarrows} \ LiCl }</math>
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)[1].
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[2]. Известны моно-, ди-, три- и пентагидраты[3]. 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:
- <math>\mathsf{LiCl + AgNO_3 \ \xrightarrow{\ }\ LiNO_3 + AgCl\downarrow }</math>
- Разрушается сильными кислотами:
- <math>\mathsf{2LiCl + H_2SO_4 \ \xrightarrow{\ }\ Li_2SO_4 + 2HCl\uparrow }</math>
- Так как некоторые соли лития малорастворимы, то хлорид лития легко вступает в обменные реакции:
- <math>\mathsf{LiCl + NH_4F \ \xrightarrow{\ }\ LiF\downarrow + NH_4Cl }</math>
- <math>\mathsf{3LiCl + K_3PO_4 \ \xrightarrow{\ }\ Li_3PO_4\downarrow + 3KCl }</math>
- С концентрированным раствором аммиака образует комплексное соединениеШаблон:Sfn:
- <math>\mathsf{LiCl + 4(NH_3*H_2O) \ \xrightarrow{\ }\ [Li(NH_3)_4]Cl + 4H_2O }</math>
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.
- 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.[4]
- 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.[5][6][7]
Литература
- Шаблон:Книга
- Шаблон:Книга
- Шаблон:Книга
- Шаблон:Книга
- 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
- ↑ 1,0 1,1 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.Шаблон:DOI
- ↑ Шаблон:Статья
- ↑ Шаблон:Статья
- ↑ Шаблон:Статья
- ↑ Шаблон:Cite web