Litij hlorid

Sa Wikipedije, slobodne enciklopedije
Idi na: navigacija, traži
Litijum hlorid
Lithium-chloride-3D-ionic.png
Općenito
Hemijski spoj Litijum hlorid
Molekularna formula LiCl
CAS registarski broj (anhidrid)
85144-11-2 (hidrat)&rn=1 7447-41-8 (anhidrid)
85144-11-2 (hidrat)
Kratki opis bijeli kristal
Svojstva
Molarna masa 42,39 g/mol
Agregatno stanje čvrsto
Gustoća 2,07 g/cm3
Tačka topljenja 605 °C
Tačka ključanja iznad 1.300 °C
Rastvorljivost 67,2 g/100 ml vode
Dipolni moment 7.13 D (gas)

Litijum hlorid je hemijski spoj koji spada u litijumove soli. Ponaša se kao tipičan ionski spoj iako je ion litijuma Li+ relativno malen. Ova so je veoma higroskopna, veoma se dobro rastvara u vodi i dosta je polarna. Više se rastvara u polarnim organskim otapalima poput metanola i acetona nego u natrijum hloridu ili kalijum hloridu.

Hemijska svojstva[uredi | uredi izvor]

Litijum hlorid reaguje kao izvor iona hlora. Kao i mnogi drugi rastvorljivi ionski hloridi, on će istiskivati nerastvorljive hloride kada se u rastvor doda pogodna metalna so poput olovo-II-nitrata:

2 LiCl (t) + Pb(NO3)2 (t) → PbCl2 (č) + 2 LiNO3 (t)

Litijumov ion može se ponašati, u nekim uslovima, i kao slaba Lewisova kiselina, na primjer, jedan mol litijum hlorida može apsorbovati i do četiri mola amonijaka.

Proizvodnja[uredi | uredi izvor]

Litijum hlorid se najlakše dobija iz reakcije litijum hidroksida ili litijum karbonata sa solnom kiselinom. Također se može dobiti iz reakcije litijuma bilo sa hlorom ili anhidridom hlorvodonika, uz oslobađanje velike količine toplote. Anhidrid LiCl se može dobiti iz svog hidrata uz blago zagrijavanje u atmosferi hlorovodonika da bi se spriječila hidroliza.

Upotreba[uredi | uredi izvor]

Litijum hlorid se upotrebljava za proizvodnju čistog litijuma putem elektrolize soli LiCl pri temperaturi od 450 °C. Također se koristi u obradi aluminijuma za auto-dijelove. Upotreba litijum hlorida povećava efikasnost Stilove reakcije. Zbog svoje higroskopnosti, koristi se za apsorpciju vlage iz vazduha, koju može otpustiti zagrijavanjem. Kratko vrijeme 1940-tih se koristio kao zamijena za kuhinjsku so, ali je ubrzo zabranjen zbog svojih otrovnih osobina.[1][2][3]

Upozorenje[uredi | uredi izvor]

Ovaj spoj je veoma iritantan za ljude. Ne smije se jesti. Gutanje litijum hlorida može izazvati trovanje ili oštećenje centralnog nervnog sistema zbog sadržaja litijuma.

Reference[uredi | uredi izvor]

  • Handbook of Chemistry and Physics, 71. izdanje, CRC Press, Ann Arbor, Michigan, 1990.
  • N. N. Greenwood, A. Earnshaw: Chemistry of the Elements, 2. izdanje, 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.

Reference[uredi | uredi izvor]

  1. ^ Talbott J. H.: Use of lithium salts as a substitute for sodium chloride, Arch Med Interna., 1950, 85 (1): 1-10, PMID 15398859
  2. ^ L. W. Hanlon, M. Romaine, F. J. Gilroy, Lithium Chloride as a Substitute for Sodium Chloride in the Diet, Journal of the American Medical Association, 1949, 139 (11): str. 688-692
  3. ^ Case of trie Substitute Salt, TIME od 28.02. 1949