Litij hlorid
| Litijum hlorid | |
 |
|
| 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.
Sadržaj |
Hemijska svojstva [uredi]
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]
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]
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]
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]
- 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]
- ↑ Talbott J. H.: Use of lithium salts as a substitute for sodium chloride, Arch Med Interna., 1950, 85 (1): 1-10, PMID 15398859
- ↑ 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
- ↑ Case of trie Substitute Salt, TIME od 28.02. 1949
