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氯化鋰

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氯化鋰
IUPAC名
Lithium Chloride
識別
CAS號 7447-41-8  ✓
PubChem 4933294
ChemSpider 22449
SMILES
InChI
InChIKey KWGKDLIKAYFUFQ-UHFFFAOYSA-M
UN編號 2056
EINECS 231-212-3
ChEBI 48607
RTECS OJ5950000
MeSH Lithium+chloride
性質
化學式 LiCl (無水)
LiCl·3H2O (三水)
摩爾質量 (無水)42.394 g/mol
(三水)96.440 g·mol⁻¹
外觀 白色固體
密度 2.07 g/cm3 (無水)
熔點 605 °C (878 K)
沸點 >1300 °C (>1570 K)
溶解性 820 g/L (20 °C)
危險性
警示術語 R:R22, R36, R37, R38
安全術語 S:S26, S36, S37, S39
NFPA 704
0
1
0
 
相關物質
其他陰離子 氟化鋰溴化鋰
碘化鋰
其他陽離子 氯化鈉氯化鉀
氯化銣氯化銫
若非註明,所有數據均出自一般條件(25 ℃,100 kPa)下。

氯化鋰化學式LiCl)是一個鹼金屬鹵化物,室溫下為白色易潮解的固體。受鋰較小的離子半徑和較高的水合能的影響,氯化鋰的溶解度比其他同族氯化物都要大得多(83g/100mL,20 °C)。[1]

氯化鋰為氯化鈉型結構,其中的化學鍵並非典型的離子鍵,因此它可以溶於很多有機溶劑中,與乙醇甲醇類都可以形成組成不同的加合物。這個性質可用來從鹼金屬氯化物中分離出氯化鋰。

化學性質

氯化鋰可以形成多種水合物[2] 從LiCl-H2O的相圖可清楚看出其水合物有LiCl·H2O、LiCl·2H2O、LiCl·3H2O、LiCl·5H2O等幾種。[3]結晶水的數目取決於結晶的溫度,溫度越低,水合度越高。[4]

Li+可以與形成配離子[Li(NH3)4]+,因此氨氣在氯化鋰溶液中的溶解度比在水中的要大得多。與其他離子氯化物一樣,氯化鋰也可以在水溶液中提供氯離子和鋰離子,與其他某些離子沉澱出不溶的氯化物或鋰鹽,如氯化銀

LiCl + AgNO3 → AgCl↓ + LiNO3

製備

氯化鋰由碳酸鋰氫氧化鋰鹽酸反應製備。加熱製取無水氯化鋰時,為了防止它在高溫下水解,可以在氯化氫氣流中加熱氯化鋰的水合物。

用途

在600 °C時電解LiCl/KCl的混合熔鹽,可以製得金屬。工業上的金屬鋰就是用該法生產的。氯化鋰也用作空調系統中的除潮劑、電解製取金屬時或是在製備粉末過程中扮演良好的助熔劑(如的生產)、RNA的沉澱劑[5] 以及Stille反應中的添加劑。

安全

20世紀40年代時,曾經將氯化鋰用作食鹽的替代品,但隨後發現氯化鋰對機體有毒害,因此停止了該應用。鋰鹽會作用於中樞神經系統,類似的碳酸鋰是治療精神疾病的藥物。[6][7][8]

參考資料

  1. ^ Ulrich Wietelmann, Richard J. Bauer "Lithium and Lithium Compounds" in Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry 2005, Wiley-VCH: Weinheim.
  2. ^ Holleman, A. F.; Wiberg, E. "Inorganic Chemistry" Academic Press: San Diego, 2001. ISBN 0-12-352651-5.
  3. ^ 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.doi: 10.1002/zaac.200390049
  4. ^ 劉翊綸,任德厚。《無機化學叢書》第一卷,稀有氣體、氫、鹼金屬。北京:科學出版社,1984年。
  5. ^ Cathala, G., Savouret, J., Mendez, B., West, B.L., Karin, M., Martial, J.A., and Baxter, J.D. A Method for Isolation of Intact, Translationally Active Ribonucleic Acid. DNA. 1983, 2 (4): 329–335. PMID 6198133. 
  6. ^ Talbott J. H. Use of lithium salts as a substitute for sodium chloride. Arch Med Interna. 1950, 85 (1): 1–10. PMID 15398859. 
  7. ^ 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): 688–692. 
  8. ^ Case of trie Substitute Salt. TIME. 28 Feb 1949 [2008-07-11]. (原始內容存檔於2012-04-04). 
  • 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.
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