Хлорид лития

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.

Хлорид лития
Общие
Хим. формула	LiCl
Физические свойства
Состояние	бесцветные (белые) гигроскопичные кристаллы
Молярная масса	42,394(4) г/моль
Плотность	2,068 (безводный)
Термические свойства
Температура
• плавления	605 °C
• кипения	1382 °C
Уд. теплоёмк.	1,132 Дж/(кг·К)
Энтальпия
• образования	-408,593 кДж/моль
Химические свойства
Растворимость
• в воде (0 °C)	63,7 г/100 мл
Оптические свойства
Показатель преломления	1,662
Классификация
Рег. номер CAS	7447-41-8
PubChem	433294
Рег. номер EINECS	231-212-3
SMILES	[Li+].[Cl-]
InChI	InChI=1S/ClH.Li/h1H;/q;+1/p-1 KWGKDLIKAYFUFQ-UHFFFAOYSA-M
RTECS	OJ5950000
ChEBI	48607
Номер ООН	2056
ChemSpider	22449
Безопасность
ЛД50	крысы, орально 526 мг/кг
Токсичность	умеренно-токсичен
Пиктограммы ECB
NFPA 704	0 1 0
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
Медиафайлы на Викискладе

ПолучениеПравить

• Хлорид лития получают реакцией карбоната лития Li₂CO₃ и соляной кислоты (HCl):

$\mathsf{L}{\mathsf{i}}_{\mathsf{2}}\mathsf{C}{\mathsf{O}}_{\mathsf{3}}\mathsf{+}\mathsf{2}\mathsf{H}\mathsf{C}\mathsf{l}\stackrel{}{\to }\mathsf{2}\mathsf{L}\mathsf{i}\mathsf{C}\mathsf{l}\mathsf{+}\mathsf{C}{\mathsf{O}}_{\mathsf{2}}\uparrow <!--\; \uparrow \; -->\mathsf{+}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{O}$${\mathsf {Li_{2}CO_{3}+2HCl\ {\xrightarrow {\ }}\ 2LiCl+CO_{2}\uparrow +H_{2}O}}$ 

• Взаимодействием оксида лития или гидроксида лития с соляной кислотой:

$\mathsf{L}{\mathsf{i}}_{\mathsf{2}}\mathsf{O}\mathsf{+}\mathsf{2}\mathsf{H}\mathsf{C}\mathsf{l}\stackrel{}{\to }\mathsf{2}\mathsf{L}\mathsf{i}\mathsf{C}\mathsf{l}\mathsf{+}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{O}$${\mathsf {Li_{2}O+2HCl\ {\xrightarrow {\ }}\ 2LiCl+H_{2}O}}$ 

$\mathsf{L}\mathsf{i}\mathsf{O}\mathsf{H}\mathsf{+}\mathsf{H}\mathsf{C}\mathsf{l}\stackrel{}{\to }\mathsf{L}\mathsf{i}\mathsf{C}\mathsf{l}\mathsf{+}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{O}$${\mathsf {LiOH+HCl\ {\xrightarrow {\ }}\ LiCl+H_{2}O}}$ 

• Хлорид лития можно получить обменными реакциями:

$\mathsf{L}{\mathsf{i}}_{\mathsf{2}}\mathsf{S}{\mathsf{O}}_{\mathsf{4}}\mathsf{+}\mathsf{B}\mathsf{a}\mathsf{C}{\mathsf{l}}_{\mathsf{2}}\stackrel{}{\to }\mathsf{2}\mathsf{L}\mathsf{i}\mathsf{C}\mathsf{l}\mathsf{+}\mathsf{B}\mathsf{a}\mathsf{S}{\mathsf{O}}_{\mathsf{4}}\downarrow <!--\; \downarrow \; -->$${\mathsf {Li_{2}SO_{4}+BaCl_{2}\ {\xrightarrow {\ }}\ 2LiCl+BaSO_{4}\downarrow }}$ 

• Чисто теоретический интерес представляют высоко экзотермические реакции металлического лития с хлором или с безводным газообразным хлороводородом:

$\mathsf{2}\mathsf{L}\mathsf{i}\mathsf{+}\mathsf{C}{\mathsf{l}}_{\mathsf{2}}\stackrel{}{\to }\mathsf{2}\mathsf{L}\mathsf{i}\mathsf{C}\mathsf{l}$${\mathsf {2Li+Cl_{2}\ {\xrightarrow {\ }}\ 2LiCl}}$ 

$\mathsf{2}\mathsf{L}\mathsf{i}\mathsf{+}\mathsf{2}\mathsf{H}\mathsf{C}\mathsf{l}\stackrel{}{\to }\mathsf{2}\mathsf{L}\mathsf{i}\mathsf{C}\mathsf{l}\mathsf{+}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\uparrow <!--\; \uparrow \; -->$${\mathsf {2Li+2HCl\ {\xrightarrow {\ }}\ 2LiCl+H_{2}\uparrow }}$ 

• Хлорид лития образует несколько кристаллогидратов, состав которых определяется температурой:

$\mathsf{L}\mathsf{i}\mathsf{C}\mathsf{l}\cdot <!--\; \cdot \; -->\mathsf{5}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{O}\stackrel{\mathsf{-<!--\; -\; -->}{\mathsf{63}}^{\mathsf{o}}\mathsf{C}}{\rightleftarrows <!--\; \rightleftarrows \; -->}\mathsf{L}\mathsf{i}\mathsf{C}\mathsf{l}\cdot <!--\; \cdot \; -->\mathsf{3}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{O}\stackrel{\mathsf{-<!--\; -\; -->}{\mathsf{20.5}}^{\mathsf{o}}\mathsf{C}}{\rightleftarrows <!--\; \rightleftarrows \; -->}\mathsf{L}\mathsf{i}\mathsf{C}\mathsf{l}\cdot <!--\; \cdot \; -->\mathsf{2}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{O}\stackrel{{\mathsf{19.5}}^{\mathsf{o}}\mathsf{C}}{\rightleftarrows <!--\; \rightleftarrows \; -->}\mathsf{L}\mathsf{i}\mathsf{C}\mathsf{l}\cdot <!--\; \cdot \; -->{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{O}\stackrel{{\mathsf{93.5}}^{\mathsf{o}}\mathsf{C}}{\rightleftarrows <!--\; \rightleftarrows \; -->}\mathsf{L}\mathsf{i}\mathsf{C}\mathsf{l}$${\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}}$ 

Известны сольваты с метанолом и этанолом.

Физические свойстваПравить

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).

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 свойстваПравить

• Хлорид лития образует кристаллогидраты, в отличие от других хлоридов щелочных металлов. Известны моно-, ди-, три- и пентагидраты. 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:

$\mathsf{L}\mathsf{i}\mathsf{C}\mathsf{l}\mathsf{+}\mathsf{A}\mathsf{g}\mathsf{N}{\mathsf{O}}_{\mathsf{3}}\stackrel{}{\to }\mathsf{L}\mathsf{i}\mathsf{N}{\mathsf{O}}_{\mathsf{3}}\mathsf{+}\mathsf{A}\mathsf{g}\mathsf{C}\mathsf{l}\downarrow <!--\; \downarrow \; -->$${\mathsf {LiCl+AgNO_{3}\ {\xrightarrow {\ }}\ LiNO_{3}+AgCl\downarrow }}$ 

• Разрушается сильными кислотами:

$\mathsf{2}\mathsf{L}\mathsf{i}\mathsf{C}\mathsf{l}\mathsf{+}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{S}{\mathsf{O}}_{\mathsf{4}}\stackrel{}{\to }\mathsf{L}{\mathsf{i}}_{\mathsf{2}}\mathsf{S}{\mathsf{O}}_{\mathsf{4}}\mathsf{+}\mathsf{2}\mathsf{H}\mathsf{C}\mathsf{l}\uparrow <!--\; \uparrow \; -->$${\mathsf {2LiCl+H_{2}SO_{4}\ {\xrightarrow {\ }}\ Li_{2}SO_{4}+2HCl\uparrow }}$ 

• Так как некоторые соли лития малорастворимы, то хлорид лития легко вступает в обменные реакции:

$\mathsf{L}\mathsf{i}\mathsf{C}\mathsf{l}\mathsf{+}\mathsf{N}{\mathsf{H}}_{\mathsf{4}}\mathsf{F}\stackrel{}{\to }\mathsf{L}\mathsf{i}\mathsf{F}\downarrow <!--\; \downarrow \; -->\mathsf{+}\mathsf{N}{\mathsf{H}}_{\mathsf{4}}\mathsf{C}\mathsf{l}$${\mathsf {LiCl+NH_{4}F\ {\xrightarrow {\ }}\ LiF\downarrow +NH_{4}Cl}}$ 

$\mathsf{3}\mathsf{L}\mathsf{i}\mathsf{C}\mathsf{l}\mathsf{+}{\mathsf{K}}_{\mathsf{3}}\mathsf{P}{\mathsf{O}}_{\mathsf{4}}\stackrel{}{\to }\mathsf{L}{\mathsf{i}}_{\mathsf{3}}\mathsf{P}{\mathsf{O}}_{\mathsf{4}}\downarrow <!--\; \downarrow \; -->\mathsf{+}\mathsf{3}\mathsf{K}\mathsf{C}\mathsf{l}$${\mathsf {3LiCl+K_{3}PO_{4}\ {\xrightarrow {\ }}\ Li_{3}PO_{4}\downarrow +3KCl}}$ 

• С концентрированным раствором аммиака образует комплексное соединение:

$\mathsf{L}\mathsf{i}\mathsf{C}\mathsf{l}\mathsf{+}\mathsf{4}\mathsf{(}\mathsf{N}{\mathsf{H}}_{\mathsf{3}}\mathsf{\ast <!--\; \ast \; -->}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{O}\mathsf{)}\stackrel{}{\to }\mathsf{[}\mathsf{L}\mathsf{i}\mathsf{(}\mathsf{N}{\mathsf{H}}_{\mathsf{3}}{\mathsf{)}}_{\mathsf{4}}\mathsf{]}\mathsf{C}\mathsf{l}\mathsf{+}\mathsf{4}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{O}$${\mathsf {LiCl+4(NH_{3}*H_{2}O)\ \xrightarrow {\ } \ [Li(NH_{3})_{4}]Cl+4H_{2}O}}$ 

ПрименениеПравить

• 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.

• Соль используется как осушитель.

• 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.

• Также используется в пиротехнике для придания пламени темно-красного оттенка.

• Используется как твёрдый электролит в химических источниках тока.

Меры предосторожностиПравить

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.

ЛитератураПравить

• Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И.Л. и др.. — М.: Советская энциклопедия, 1990. — Т. 2. — 671 с. — ISBN 5-82270-035-5.
• Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 2-е изд., испр. — М.—Л.: Химия, 1966. — Т. 1. — 1072 с.
• Лидин Р.А. и др. Химические свойства неорганических веществ: Учеб. пособие для вузов. — 3-е изд., испр. — М.: Химия, 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0.
• 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.