Chlorid lithný

Chlorid lithný
	Krystalická forma
Obecné
Systematický název	Chlorid lithný
Anglický název	Lithium chloride
Německý název	Lithiumchlorid
Sumární vzorec	LiCl
Vzhled	bílé krystalky nebo prášek
Identifikace
Registrační číslo CAS	7447-41-8
PubChem	4933294
ChEBI	48607
UN kód	2056
Číslo RTECS	OJ5950000
Vlastnosti
Molární hmotnost	42,394 g/mol
Teplota tání	605 °C
Teplota varu	1 382 °C
Hustota	2,068 g/cm3
Dynamický viskozitní koeficient	1,59 cP (637 °C); 1,21 cP (707 °C); 0,87 cP (807 °C)
Index lomu	nD= 1,662
Rozpustnost ve vodě	68,3 g/100 g (0 °C); 74,5 g/100 g (10 °C); 83,2 g/100 g (20 °C); 84,5 g/100 g (25 °C); 85,9 g/100 g (30 °C); 89,4 g/100 g (40 °C); 98,8 g/100 g (60 °C); 112,3 g/100 g (80 °C); 128,87 g/100 g (100 °C); 134,2 g/100 g (125 °C); 139,7 g/100 g (150 °C)
Rozpustnost v polárních; rozpouštědlech	methanol ; 45,2 g/100 g (0 °C); 44,2 g/100 g (10 °C); 43,8 g/100 g (20 °C); 44,1 g/100 g (40 °C); 44,6 g/100 g (60 °C); ethanol ; 14,4 g/100 g (0 °C) ; 16,8 g/100 g (10 °C); 24,3 g/100 g (20 °C); 25,4 g/100 g (40 °C); 23,5 g/100 g (60 °C); aceton ; 1,2 g/100 g (20 °C); 0,61 g/100 g (50 °C); kapalný amoniak ; 0,54 g/100 g
Rozpustnost v nepolárních; rozpouštědlech	pyridin ; 7,8 g/100 g (15 °C)
Povrchové napětí	68,3 mN/m (620 °C); 127 mN/m (650 °C); 124 mN/m (700 °C); 123 mN/m (800 °C); 114 mN/m (870 °C)
Struktura
Krystalová struktura	Krystalografická soustava#Krychlová (kubická)krychlová
Hrana krystalové mřížky	a=514 pm
Termodynamické vlastnosti
Standardní slučovací entalpie ΔHf°	−408,3 kJ/mol
Entalpie tání ΔHt	316 J/g
Entalpie varu ΔHv	3 552 J/g
Entalpie rozpouštění ΔHrozp	−855,3 J/g (18 °C)
Standardní molární entropie S°	59,3 JK−1mol−1
Standardní slučovací Gibbsova energie ΔGf°	−384,0 kJ/mol
Izobarické měrné teplo cp	1,133 JK−1g−1
Bezpečnost
	; GHS07; Varování
R-věty	R22, R36/38
S-věty	žádné nejsou
NFPA 704	0 1 0
Teplota vzplanutí	nehořlavý
	Není-li uvedeno jinak, jsou použity; jednotky SI a STP (25 °C, 100 kPa). Některá data mohou pocházet z datové položky.

Chlorid lithný je anorganická sloučenina chloru a lithia. Tato sůl je typickou iontovou sloučeninou, přestože z malé velikosti iontu Li⁺ vyplývají vlastnosti, které se u jiných chloridů alkalických kovů nevyskytují, například výjimečná rozpustnost v polárních rozpouštědlech (83 g/100 ml vody při 20 °C) a hygroskopické vlastnosti.^[2]

Chemické vlastnosti

Chlorid lithný tvoří, na rozdíl od chloridů jiných alkalických kovů, krystalické hydráty.^[3] Je znám monohydrát, trihydrát a pentahydrát.^[4] Absorbuje také až čtyři ekvivalenty amoniaku. Podobně jako u jiných iontových chloridů mohou roztoky chloridu lithného poskytovat chloridový iont a například tvořit sraženinu chloridu stříbrného působením dusičnanu stříbrného:

LiCl + AgNO₃ → AgCl + LiNO₃

Příprava

Chlorid lithný se připravuje působením kyseliny chlorovodíkové na uhličitan lithný. Lze ho principiálně připravovat také silně exotermickou reakcí kovového lithia s plynným chlorem nebo chlorovodíkem. Bezvodý LiCl se připravuje z hydrátu zahříváním v proudu chlorovodíku.

Použití

Chlorid lithný se používá hlavně pro výrobu kovového lithia elektrolýzou taveniny LiCl/KCl při 600 °C. Využívá se i jako tavidlo při pájení automobilových dílů z hliníku, dále také jako desikant při sušení proudu vzduchu.^[2] Ze specializovanějších aplikací nachází uplatnění v organické syntéze, například jako aditivum ve Stillově reakci. V biochemii ho lze využít ke srážení RNA z buněčných extraktů.^[5]

Chlorid lithný se používá i v pyrotechnice pro barvení plamene do tmavočervené barvy.

LiCl je standardem relativní vlhkosti při kalibraci vlhkoměrů. Při 25 °C má nasycený roztok (koncentrace 45,81 %) soli ekvilibrium relativní vlhkosti 11,30 %. Chlorid lithný může i sám sloužit jako vlhkoměr. Tato navlhavá sůl se při vystavení vzduchu rozpouští v pohlcené vodě. Rovnovážná koncentrace je přímo závislá na relativní vlhkosti vzduchu.^[6] Relativní vlhkost při 25 °C, s minimální odchylkou v rozmezí 10 až 30 °C, lze zjistit z koncentrace pomocí této lineární rovnice: RH = 107,93 – 2,11 C, kde C je hmotnostní koncentrace LiCl.

Bezpečnost

Soli lithia ovlivňují centrální nervový systém. Ve 40. letech 20. století se chlorid lithný krátce vyráběl jako náhražka kuchyňské soli, bylo to však zakázáno poté, co byly zjištěny toxické účinky sloučeniny.^[7]^[8]^[9]

Odkazy

Reference

V tomto článku byl použit překlad textu z článku Lithium chloride na anglické Wikipedii.

↑ ^a ^b Lithium chloride. pubchem.ncbi.nlm.nih.gov [online]. PubChem [cit. 2021-05-23]. Dostupné online. (anglicky)
↑ ^a ^b Ulrich Wietelmann, Richard J. Bauer "Lithium and Lithium Compounds" in Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry 2005, Wiley-VCH: Weinheim.
↑ Holleman, A. F.; Wiberg, E. "Inorganic Chemistry" Academic Press: San Diego, 2001. ISBN 0-12-352651-5.
↑ 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
↑ 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, s. 329–335. DOI 10.1089/dna.1983.2.329. PMID 6198133.
↑ ČERMÁK, Jan. Snímač vlhkosti vzduchu [online]. [cit. 2023-10-12]. S. 17–18. Dostupné online.
↑ Talbott J. H. Use of lithium salts as a substitute for sodium chloride. Arch Med Interna.. 1950, s. 1–10. PMID 15398859.
↑ L. J. Stone, M. luton, lu3. J. Gilroy. Lithium Chloride as a Substitute for Sodium Chloride in the Diet. Journal of the American Medical Association. 1949, s. 688–692. PMID 18128981.
↑ Case of trie Substitute Salt [online]. TIME, 28 February 1949 [cit. 2011-06-04]. Dostupné v archivu pořízeném dne 2012-04-04.

Literatura

VOHLÍDAL, JIŘÍ; ŠTULÍK, KAREL; JULÁK, ALOIS. Chemické a analytické tabulky. 1. vyd. Praha: Grada Publishing, 1999. ISBN 80-7169-855-5.
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.

Externí odkazy

Obrázky, zvuky či videa k tématu chlorid lithný na Wikimedia Commons

[pubchem_cid_433294-1] Lithium chloride. pubchem.ncbi.nlm.nih.gov [online]. PubChem [cit. 2021-05-23]. Dostupné online. (anglicky)

[Ullmann-2] Ulrich Wietelmann, Richard J. Bauer "Lithium and Lithium Compounds" in Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry 2005, Wiley-VCH: Weinheim.

[3] Holleman, A. F.; Wiberg, E. "Inorganic Chemistry" Academic Press: San Diego, 2001. ISBN 0-12-352651-5.

[4] 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

[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, s. 329–335. DOI 10.1089/dna.1983.2.329. PMID 6198133.

[6] ČERMÁK, Jan. Snímač vlhkosti vzduchu [online]. [cit. 2023-10-12]. S. 17–18. Dostupné online.

[7] Talbott J. H. Use of lithium salts as a substitute for sodium chloride. Arch Med Interna.. 1950, s. 1–10. PMID 15398859.

[8] L. J. Stone, M. luton, lu3. J. Gilroy. Lithium Chloride as a Substitute for Sodium Chloride in the Diet. Journal of the American Medical Association. 1949, s. 688–692. PMID 18128981.

[9] Case of trie Substitute Salt [online]. TIME, 28 February 1949 [cit. 2011-06-04]. Dostupné v archivu pořízeném dne 2012-04-04.

[2]

[1]

[3]

[4]

[5]

[6]

[7]

[8]

[9]