Litij-hlorid
| Litij-hlorid | |
|---|---|
 | |
| Općenito | |
| Hemijski spoj | Litij-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 |
| Osobine1 | |
| 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) |
| 1 Gdje god je moguće korištene su SI jedinice. Ako nije drugačije naznačeno, dati podaci vrijede pri standardnim uslovima. | |
Litij-hlorid je hemijski spoj koji spada u litijeve soli. Ponaša se kao tipičan ionski spoj iako je ion litija 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 natrij-hloridu ili kalij-hloridu.
Hemijska svojstva
[uredi | uredi izvor]Litij-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)
Litijev ion može se ponašati, u nekim uslovima, i kao slaba Lewisova kiselina, na primjer, jedan mol litij-hlorida može apsorbovati i do četiri mola amonijaka.
Proizvodnja
[uredi | uredi izvor]Litij-hlorid se najlakše dobija iz reakcije litij-hidroksida ili litij-karbonata sa solnom kiselinom. Također se može dobiti iz reakcije litija bilo sa hlorom ili anhidridom hlorovodika, uz oslobađanje velike količine toplote. Anhidrid LiCl se može dobiti iz svog hidrata uz blago zagrijavanje u atmosferi hlorovodika da bi se spriječila hidroliza.
Upotreba
[uredi | uredi izvor]Litij-hlorid se upotrebljava za proizvodnju čistog litija putem elektrolize soli LiCl pri temperaturi od 450 °C. Također se koristi u obradi aluminija za auto-dijelove. Upotreba litij-hlorida povećava efikasnost Stilove reakcije. Zbog svoje higroskopnosti, koristi se za apsorpciju vlage iz zraka, 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 litij-hlorida može izazvati trovanje ili oštećenje centralnog nervnog sistema zbog sadržaja litija.
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]- ^ 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