Хлорид лития — Википедия
Материал из Википедии — свободной энциклопедии
Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 22 января 2018; проверки требуют 5 правок. Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 22 января 2018; проверки требуют 5 правок.Хлорид лития — химическое соединение щелочного металла лития и хлора с формулой LiCl. Белые, гигроскопические кристаллы, расплывающиеся на воздухе. Хорошо растворяется в воде, образует несколько кристаллогидратов.
- Li2CO3+2HCl → 2LiCl+CO2↑+h3O{\displaystyle {\mathsf {Li_{2}CO_{3}+2HCl\ {\xrightarrow {\ }}\ 2LiCl+CO_{2}\uparrow +H_{2}O}}}
- Li2O+2HCl → 2LiCl+h3O{\displaystyle {\mathsf {Li_{2}O+2HCl\ {\xrightarrow {\ }}\ 2LiCl+H_{2}O}}}
- LiOH+HCl → LiCl+h3O{\displaystyle {\mathsf {LiOH+HCl\ {\xrightarrow {\ }}\ LiCl+H_{2}O}}}
- Хлорид лития можно получить обменными реакциями:
- Li2SO4+BaCl2 → 2LiCl+BaSO4↓{\displaystyle {\mathsf {Li_{2}SO_{4}+BaCl_{2}\ {\xrightarrow {\ }}\ 2LiCl+BaSO_{4}\downarrow }}}
- 2Li+Cl2 → 2LiCl{\displaystyle {\mathsf {2Li+Cl_{2}\ {\xrightarrow {\ }}\ 2LiCl}}}
- 2Li+2HCl → 2LiCl+h3↑{\displaystyle {\mathsf {2Li+2HCl\ {\xrightarrow {\ }}\ 2LiCl+H_{2}\uparrow }}}
- Хлорид лития образует несколько кристаллогидратов, состав которых определяется температурой:
- LiCl⋅5h3O ⇄−63oC LiCl⋅3h3O ⇄−20.5oC LiCl⋅2h3O ⇄19.5oC LiCl⋅h3O ⇄93.5oC LiCl{\displaystyle {\mathsf {LiCl\cdot 5H_{2}O\ {\stackrel {-63^{o}C}{\rightleftarrows }}\ LiCl\cdot 3H_{2}O\ {\stackrel {-20.5^{o}C}{\rightleftarrows }}\ LiCl\cdot 2H_{2}O\ {\stackrel {19.5^{o}C}{\rightleftarrows }}\ LiCl\cdot H_{2}O\ {\stackrel {93.5^{o}C}{\rightleftarrows }}\ LiCl}}}
Известны сольваты с метанолом и этанолом.
Безводный хлорид лития образует белые, очень гигроскопические кристаллы, кубической сингонии, пространственная группа F m3m, параметры ячейки а = 0,513988 нм, Z = 4.
Хорошо растворяется в воде (83 г/100 мл воды при 20 °C)[3].
Образует легкоплавкие сплавы с хлоридами других щелочных металлов: LiCl•NaCl — температура плавления 575°С; LiCl•2NaCl — 610°С; LiCl•KCl — 350°С; LiCl•RbCl — 324°С; LiCl•CsCl — 352°С; LiCl•2CsCl — 382°С.
- Хлорид лития образует кристаллогидраты, в отличие от других хлоридов щелочных металлов[4]. Известны моно-, ди-, три- и пентагидраты[5]. В растворах аммиака образует ионы [Li(NH3)4]+. Сухой хлорид лития абсорбирует газообразный аммиак, образуя LiCl•xNH3, где x=1÷5.
- Как и любой другой ионный хлорид, хлорид лития в растворе даёт стандартные реакции на хлорид-ион:
- LiCl+AgNO3 → LiNO3+AgCl↓{\displaystyle {\mathsf {LiCl+AgNO_{3}\ {\xrightarrow {\ }}\ LiNO_{3}+AgCl\downarrow }}}
- Разрушается сильными кислотами:
- 2LiCl+h3SO4 → Li2SO4+2HCl↑{\displaystyle {\mathsf {2LiCl+H_{2}SO_{4}\ {\xrightarrow {\ }}\ Li_{2}SO_{4}+2HCl\uparrow }}}
- Так как некоторые соли лития малорастворимы, то хлорид лития легко вступает в обменные реакции:
- LiCl+Nh5F → LiF↓+Nh5Cl{\displaystyle {\mathsf {LiCl+NH_{4}F\ {\xrightarrow {\ }}\ LiF\downarrow +NH_{4}Cl}}}
- 3LiCl+K3PO4 → Li3PO4↓+3KCl{\displaystyle {\mathsf {3LiCl+K_{3}PO_{4}\ {\xrightarrow {\ }}\ Li_{3}PO_{4}\downarrow +3KCl}}}
- Также используется в пиротехнике для придания пламени темно-красного оттенка.
- Используется как твёрдый электролит в химических источниках тока.
Соли лития влияют на центральную нервную систему. В течение некоторого времени в первой половине XX века хлорид лития производился как заменитель соли, но затем был запрещен после открытия его токсических эффектов.
- Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И.Л. и др.. — М.: Советская энциклопедия, 1990. — Т. 2. — 671 с. — ISBN 5-82270-035-5.
- Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 2-е изд., испр. — М.-Л.: Химия, 1966. — Т. 1. — 1072 с.
- Лидин Р.А. и др. Химические свойства неорганических веществ: Учеб. пособие для вузов. — 3-е изд., испр. — М.: Химия, 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0.
- Рипан Р., Четяну И. Неорганическая химия. Химия металлов. — М.: Мир, 1971. — Т. 1. — 561 с.
- 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.
- ↑ Pradyot Patnaik. Handbook of Inorganic Chemicals. McGraw-Hill, 2002, ISBN 0-07-049439-8
- ↑ http://fscimage.fishersci.com/msds/12885.htm
- ↑ 1 2 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.
- ↑ Talbott J. H. Use of lithium salts as a substitute for sodium chloride (англ.) // Arch Med Interna. : journal. — 1950. — Vol. 85, no. 1. — P. 1—10. — PMID 15398859.
- ↑ L. W. Hanlon, M. Romaine, F. J. Gilroy. Lithium Chloride as a Substitute for Sodium Chloride in the Diet (англ.) // Journal of the American Medical Association : journal. — 1949. — Vol. 139, no. 11. — P. 688—692. — PMID 18128981.
- ↑ Case of trie Substitute Salt (неопр.). TIME (28 февраля 1949).
ru.wikipedia.org
Хлорид лития — это… Что такое Хлорид лития?
Хлорид лития — химическое соединение щелочного металла лития и хлора с формулой LiCl. Белые, гигроскопические кристаллы, расплывающиеся на воздухе. Хорошо растворяется в воде, образует несколько кристаллогидратов.
Получение
- Хлорид лития можно получить обменными реакциями:
- Хлорид лития образует несколько кристаллогидратов, состав которых определяется температурой:
Известны сольваты с метанолом и этанолом.
Физические свойства
- Хлорид лития — это типичное ионное соединение, небольшой размер иона лития обуславливает свойства, отличные от свойств хлоридов щелочных металлов, как то: очень хорошую растворимость в полярных растворителях (83 г/100 мл воды при 20°C) и большую гигроскопичность[3].
- Сплавы с хлоридами других щелочных металлов образуют легкоплавкий растворы: LiCl•NaCl — температура плавления 575°С, LiCl•2NaCl — 610°С, LiCl•KCl — 350°С, LiCl•RbCl — 324°С, LiCl•CsCl — 352°С, LiCl•2CsCl — 382°С.
Химические свойства
- Как и любой другой ионный хлорид, хлорид лития в растворе даёт стандартные реакции на хлорид-ион:
- Разрушается сильными кислотами:
- Так как некоторые cоли лития малорастворимы, то хлорид лития легко вступает в обменные реакции:
Применение
- Соль используется как осушитель[3].
- Также используется в пиротехнике для придания пламени темно-красного оттенка.
- Используется как твёрдый электролит в химических источниках тока.
Меры предосторожности
Соли лития влияют на центральную нервную систему. В течение некоторого времени в первой половине XX века хлорид лития производился как заменитель соли, но затем был запрещен после открытия его токсических эффектов.[7][8][9]
Литература
- Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И.Л. и др.. — М.: Советская энциклопедия, 1990. — Т. 2. — 671 с. — ISBN 5-82270-035-5
- Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 2-е изд., испр. — М.-Л.: Химия, 1966. — Т. 1. — 1072 с.
- Лидин Р.А. и др. Химические свойства неорганических веществ: Учеб. пособие для вузов. — 3-е изд., испр. — М.: Химия, 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0
- Рипан Р., Четяну И. Неорганическая химия. Химия металлов. — М.: Мир, 1971. — Т. 1. — 561 с.
- 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.
Примечания
- ↑ Pradyot Patnaik. Handbook of Inorganic Chemicals. McGraw-Hill, 2002, ISBN 0-07-049439-8
- ↑ http://fscimage.fishersci.com/msds/12885.htm
- ↑ 1 2 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. (1983). «A Method for Isolation of Intact, Translationally Active Ribonucleic Acid». DNA 2 (4): 329–335. PMID 6198133.
- ↑ Talbott J. H. (1950). «Use of lithium salts as a substitute for sodium chloride». Arch Med Interna. 85 (1): 1–10. PMID 15398859.
- ↑ L. W. Hanlon, M. Romaine, F. J. Gilroy. (1949). «Lithium Chloride as a Substitute for Sodium Chloride in the Diet».
- ↑ Case of trie Substitute Salt. TIME (28 February 1949). Архивировано из первоисточника 4 апреля 2012.
dic.academic.ru
Википедия — свободная энциклопедия
Избранная статья
Первое сражение при реке Булл-Ран (англ. First Battle of Bull Run), также Первое сражение при Манассасе) — первое крупное сухопутное сражение Гражданской войны в США. Состоялось 21 июля 1861 года возле Манассаса (штат Виргиния). Федеральная армия под командованием генерала Ирвина Макдауэлла атаковала армию Конфедерации под командованием генералов Джонстона и Борегара, но была остановлена, а затем обращена в бегство. Федеральная армия ставила своей целью захват важного транспортного узла — Манассаса, а армия Борегара заняла оборону на рубеже небольшой реки Булл-Ран. 21 июля Макдауэлл отправил три дивизии в обход левого фланга противника; им удалось атаковать и отбросить несколько бригад конфедератов. Через несколько часов Макдауэлл отправил вперёд две артиллерийские батареи и несколько пехотных полков, но южане встретили их на холме Генри и отбили все атаки. Федеральная армия потеряла в этих боях 11 орудий, и, надеясь их отбить, командование посылало в бой полк за полком, пока не были израсходованы все резервы. Между тем на поле боя подошли свежие бригады армии Юга и заставили отступить последний резерв северян — бригаду Ховарда. Отступление Ховарда инициировало общий отход всей федеральной армии, который превратился в беспорядочное бегство. Южане смогли выделить для преследования всего несколько полков, поэтому им не удалось нанести противнику существенного урона.
Хорошая статья
«Хлеб» (укр. «Хліб») — одна из наиболее известных картин украинской советской художницы Татьяны Яблонской, созданная в 1949 году, за которую ей в 1950 году была присуждена Сталинская премия II степени. Картина также была награждена бронзовой медалью Всемирной выставки 1958 года в Брюсселе, она экспонировалась на многих крупных международных выставках.
В работе над полотном художница использовала наброски, сделанные летом 1948 года в одном из наиболее благополучных колхозов Советской Украины — колхозе имени В. И. Ленина Чемеровецкого района Каменец-Подольской области, в котором в то время было одиннадцать Героев Социалистического Труда. Яблонская была восхищена масштабами сельскохозяйственных работ и людьми, которые там трудились. Советские искусствоведы отмечали, что Яблонская изобразила на своей картине «новых людей», которые могут существовать только в социалистическом государстве. Это настоящие хозяева своей жизни, которые по-новому воспринимают свою жизнь и деятельность. Произведение было задумано и создано художницей как «обобщённый образ радостной, свободной творческой работы». По мнению французского искусствоведа Марка Дюпети, эта картина стала для своего времени программным произведением и образцом украинской реалистической живописи XX столетия.
Изображение дня
Рассвет в деревне Бёрнсте в окрестностях Дюльмена, Северный Рейн-Вестфалия
ru.wikipedia.green
хлорид лития — Lithium chloride
 | |
 | |
 __ Li + __ Cl — | |
| имена | |
|---|---|
| Предпочтительное название IUPAC | |
| Систематическое название IUPAC Литий (1+) хлорид | |
| Идентификаторы | |
| 3D модель ( JSmol ) | |
| ChEBI | |
| ChEMBL | |
| ChemSpider | |
| ИКГВ InfoCard | 100.028.375 |
| Номер EC | 231-212-3 |
| MeSH | Литий хлорид + |
| номер RTECS | OJ5950000 |
| UNII | |
| номер ООН | 2056 |
| |
| свойства | |
| LiCl | |
| Молярная масса | 7001423900000000000 ♠42,39 г · моль -1 |
| Внешность | белого твердого вещества гигроскопичны , острый |
| плотность | 2,068 г / см 3 |
| Температура плавления | 605-614 ° С (1,121-1,137 ° F, 878-887 К) |
| Точка кипения | 1382 ° С (2520 ° F, К тысяче шестьсот пятьдесят пять) |
| 68,29 г / 100 мл (0 ° C) 74,48 г / 100 мл (10 ° С) 84,25 г / 100 мл (25 ° С) 88,7 г / 100 мл (40 ° С) 123,44 г / 100 мл (100 ° C) | |
| Растворимость | растворим в гидразином , метилформамид , бутанол , селен (IV) , оксихлорид , пропанол |
| Растворимость в метаноле | 45,2 г / 100 г (0 ° С) 43,8 г / 100 г (20 ° С) 42,36 г / 100 г (25 ° С) 44,6 г / 100 г (60 ° С) |
| Растворимость в этаноле | 14,42 г / 100 г (0 ° С) 24,28 г / 100 г (20 ° С) 25,1 г / 100 г (30 ° С) 23,46 г / 100 г (60 ° С) |
| Растворимость в муравьиной кислоте | 26,6 г / 100 г (18 ° С) 27,5 г / 100 г (25 ° С) |
| Растворимость в ацетоне | 1,2 г / 100 г (20 ° С) 0,83 г / 100 г (25 ° С) 0,61 г / 100 г (50 ° С) |
| Растворимость в жидком аммиаке | 0,54 г / 100 г (-34 ° С) 3,02 г / 100 г (25 ° С) |
| Давление газа | 1 торр (785 ° С) 10 торр (934 ° С) 100 торр (1130 ° С) |
| -24,3 · 10 -6 см 3 / моль | |
| 1,662 (24 ° С) | |
| вязкость | 0,87 сП (807 ° С) |
| Состав | |
| восьмигранный | |
| Линейный (газ) | |
| 7,13 D (газ) | |
| термохимия | |
| 48,03 Дж / моль · К | |
| 59,31 Дж / моль · К | |
| -408,27 кДж / моль | |
| -384 кДж / моль | |
| опасности | |
| Паспорт безопасности | См: данные страницы ICSC 0711 |
| СГС пиктограммы |  |
| сигнальное слово СГС | Предупреждение |
| h402 , h415 , h419 , h435 | |
| P261 , P305 + 351 + 338 | |
| NFPA 704 |  |
| точка возгорания | Негорючий |
| Смертельная доза или концентрация ( LD , LC ): | |
| 526 мг / кг (перорально, крыса) | |
| Родственные соединения | |
| Литий фторид бромид Литий Литий йодистый литий astatide | |
| Натрия хлорид калия хлорид рубидия хлорид цезий хлорида хлорид Франций | |
| Дополнительная страница данных | |
| Показатель преломления ( п ), Диэлектрическая постоянная (ε г ) и т.д. | |
Термодинамические | Фазовое поведение твердое тело-жидкость-газ |
| УФ , ИК , ЯМР , МС | |
| За исключением случаев, когда указано иное, данные приведены для материалов в их стандартном состоянии (при 25 ° C [77 ° F], 100 кПа). | |
 N проверить ( что ?)  Y N | |
| ссылки Infobox | |
Хлорид лития представляет собой химическое соединение с формулой Li Cl . Соль представляет собой типичное ионное соединение , хотя небольшой размер Li + ион приводит к свойствам не видели для других хлоридов щелочных металлов, такие как экстраординарная растворимость в полярных растворителях (83,05 г / 100 мл воды при 20 ° С) и ее гигроскопические свойства.
Химические свойства
Цвет производится, когда хлорид лития нагреваютСоль образует кристаллические гидраты , в отличие от других хлоридов щелочных металлов. Моно-, три- и pentahydrates известны. Безводная соль можно регенерировать путем нагрева гидраты. Расплавленный LiCl гидролизуется с получением LiOH и HCl. LiCl также поглощает до четырех эквивалентов аммиака / моль. Как и в случае любого другого ионного хлорида, растворы хлорида лития может служить в качестве источника хлорида иона, например, с образованием осадка при обработке нитратом серебра :
- LiCl + AgNO 3 → AgCl + LiNO 3
подготовка
Литий хлорид получают путем обработкой карбоната лития с соляной кислотой . Это в принципе может также быть получено путем высоко экзотермической реакцией металлического лития либо с хлором или безводным хлористым водородом газом. Безводный LiCl получают из гидрата при нагревании с потоком хлористого водорода .
Пользы
Хлорид лития в основном используется для производства лития металла путем электролиза в виде LiCl / KCl расплава при 450 ° C (842 ° F). LiCl , также используются в качестве твердого припоя потока для алюминия в автомобильных деталях. Он используется в качестве осушителя для сушки воздушных потоков. В более специализированных приложений, хлорид лития находит некоторое применение в органическом синтезе , например, в качестве добавки в реакции Stille . Кроме того , в биохимических приложениях, он может быть использован для осаждения РНК из клеточных экстрактов.
Хлорид лития также используется в качестве красящего вещества в пламени с получением темно — красного пламени.
Хлорид лития используется в качестве стандарта относительной влажности в калибровке гигрометров . При температуре 25 ° C (77 ° F) насыщенный раствор (45,8%) соли будет получением относительной влажности равновесной 11,30%. Кроме того, хлорид лития может сама по себе быть использованы в качестве гигрометра. Эта гигроскопичен соль образует самостоятельное решение при контакте с воздухом. Равновесная концентрация LiCl в полученном растворе непосредственно связана с относительной влажностью воздуха. Относительная влажность процентов при 25 ° C (77 ° F) может быть оценена с минимальной погрешностью в диапазоне 10-30 ° C (50-86 ° F), из следующего уравнения первого порядка: RH = 107.93-2.11C, где с концентрация раствора LiCl, в процентах по массе.
Расплавленный LiCl используется для получения углеродных нанотрубок , графена и ниобата лития .
Хлорид лития было показано, имеют сильные акарицидные свойства, будучи эффективными против Varroa деструктор в популяциях медоносной пчелы с.
Меры предосторожности
Соли лития влияют на центральную нервную систему в различных направлениях. В то время как цитрат , карбонат и оротат соли в настоящее время используются для лечения биполярного расстройства , другие соли лития , включая хлорид использовались в прошлом. В течение короткого промежутка времени в хлорид лития 1940 — х годов было изготовлено в качестве заменитель соли , но это было запрещено после того, как были признаны токсические эффекты соединения.
Смотрите также
Рекомендации
- Справочник по химии и физике , 71 -е издание, CRC Press, Анн — Арбор, штат Мичиган, 1990.
- Н. Гринвуд, А. Эрншо, химия элементов , 2 — е изд., Butterworth-Heinemann, Оксфорд, Великобритания, 1997.
- Р. Vatassery, титрование анализа LiCl, насыщенный раствор в этаноле с AgNO 3 для осаждения AgCl (ы). ЕР этого титрования дает% Cl по массе.
- H. Nechamkin, Химия элементов , McGraw-Hill, Нью — Йорк, 1968.
внешняя ссылка
[1]
<img src=»https://en.wikipedia.org//en.wikipedia.org/wiki/Special:CentralAutoLogin/start?type=1×1″ alt=»» title=»»>ru.qwe.wiki
Хлорид лития — Википедия
Материал из Википедии — свободной энциклопедии
Хлорид лития — химическое соединение щелочного металла лития и хлора с формулой LiCl. Белые, гигроскопические кристаллы, расплывающиеся на воздухе. Хорошо растворяется в воде, образует несколько кристаллогидратов.
Получение
- Li2CO3+2HCl → 2LiCl+CO2↑+h3O{\displaystyle {\mathsf {Li_{2}CO_{3}+2HCl\ {\xrightarrow {\ }}\ 2LiCl+CO_{2}\uparrow +H_{2}O}}}
- Li2O+2HCl → 2LiCl+h3O{\displaystyle {\mathsf {Li_{2}O+2HCl\ {\xrightarrow {\ }}\ 2LiCl+H_{2}O}}}
- LiOH+HCl → LiCl+h3O{\displaystyle {\mathsf {LiOH+HCl\ {\xrightarrow {\ }}\ LiCl+H_{2}O}}}
- Хлорид лития можно получить обменными реакциями:
- Li2SO4+BaCl2 → 2LiCl+BaSO4↓{\displaystyle {\mathsf {Li_{2}SO_{4}+BaCl_{2}\ {\xrightarrow {\ }}\ 2LiCl+BaSO_{4}\downarrow }}}
- 2Li+Cl2 → 2LiCl{\displaystyle {\mathsf {2Li+Cl_{2}\ {\xrightarrow {\ }}\ 2LiCl}}}
- 2Li+2HCl → 2LiCl+h3↑{\displaystyle {\mathsf {2Li+2HCl\ {\xrightarrow {\ }}\ 2LiCl+H_{2}\uparrow }}}
- Хлорид лития образует несколько кристаллогидратов, состав которых определяется температурой:
- LiCl⋅5h3O ⇄−63oC LiCl⋅3h3O ⇄−20.5oC LiCl⋅2h3O ⇄19.5oC LiCl⋅h3O ⇄93.5oC LiCl{\displaystyle {\mathsf {LiCl\cdot 5H_{2}O\ {\stackrel {-63^{o}C}{\rightleftarrows }}\ LiCl\cdot 3H_{2}O\ {\stackrel {-20.5^{o}C}{\rightleftarrows }}\ LiCl\cdot 2H_{2}O\ {\stackrel {19.5^{o}C}{\rightleftarrows }}\ LiCl\cdot H_{2}O\ {\stackrel {93.5^{o}C}{\rightleftarrows }}\ LiCl}}}
Известны сольваты с метанолом и этанолом.
Физические свойства
Безводный хлорид лития образует белые, очень гигроскопические кристаллы, кубической сингонии, пространственная группа F m3m, параметры ячейки а = 0,513988 нм, Z = 4.
Хорошо растворяется в воде (83 г/100 мл воды при 20 °C)[3].
Образует легкоплавкие сплавы с хлоридами других щелочных металлов: LiCl•NaCl — температура плавления 575°С; LiCl•2NaCl — 610°С; LiCl•KCl — 350°С; LiCl•RbCl — 324°С; LiCl•CsCl — 352°С; LiCl•2CsCl — 382°С.
Химические свойства
- Хлорид лития образует кристаллогидраты, в отличие от других хлоридов щелочных металлов[4]. Известны моно-, ди-, три- и пентагидраты[5]. В растворах аммиака образует ионы [Li(NH3)4]+. Сухой хлорид лития абсорбирует газообразный аммиак, образуя LiCl•xNH3, где x=1÷5.
- Как и любой другой ионный хлорид, хлорид лития в растворе даёт стандартные реакции на хлорид-ион:
- LiCl+AgNO3 → LiNO3+AgCl↓{\displaystyle {\mathsf {LiCl+AgNO_{3}\ {\xrightarrow {\ }}\ LiNO_{3}+AgCl\downarrow }}}
- Разрушается сильными кислотами:
- 2LiCl+h3SO4 → Li2SO4+2HCl↑{\displaystyle {\mathsf {2LiCl+H_{2}SO_{4}\ {\xrightarrow {\ }}\ Li_{2}SO_{4}+2HCl\uparrow }}}
- Так как некоторые соли лития малорастворимы, то хлорид лития легко вступает в обменные реакции:
- LiCl+Nh5F → LiF↓+Nh5Cl{\displaystyle {\mathsf {LiCl+NH_{4}F\ {\xrightarrow {\ }}\ LiF\downarrow +NH_{4}Cl}}}
- 3LiCl+K3PO4 → Li3PO4↓+3KCl{\displaystyle {\mathsf {3LiCl+K_{3}PO_{4}\ {\xrightarrow {\ }}\ Li_{3}PO_{4}\downarrow +3KCl}}}
Применение
- Также используется в пиротехнике для придания пламени темно-красного оттенка.
- Используется как твёрдый электролит в химических источниках тока.
Меры предосторожности
Соли лития влияют на центральную нервную систему. В течение некоторого времени в первой половине XX века хлорид лития производился как заменитель соли, но затем был запрещен после открытия его токсических эффектов.[7][8][9]
Литература
- Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И.Л. и др.. — М.: Советская энциклопедия, 1990. — Т. 2. — 671 с. — ISBN 5-82270-035-5.
- Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 2-е изд., испр. — М.-Л.: Химия, 1966. — Т. 1. — 1072 с.
- Лидин Р.А. и др. Химические свойства неорганических веществ: Учеб. пособие для вузов. — 3-е изд., испр. — М.: Химия, 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0.
- Рипан Р., Четяну И. Неорганическая химия. Химия металлов. — М.: Мир, 1971. — Т. 1. — 561 с.
- 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.
Примечания
- ↑ Pradyot Patnaik. Handbook of Inorganic Chemicals. McGraw-Hill, 2002, ISBN 0-07-049439-8
- ↑ http://fscimage.fishersci.com/msds/12885.htm
- ↑ 1 2 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. (1983). «A Method for Isolation of Intact, Translationally Active Ribonucleic Acid». DNA. 2 (4): 329–335. PMID 6198133.
- ↑ Talbott J. H. (1950). «Use of lithium salts as a substitute for sodium chloride». Arch Med Interna. 85 (1): 1–10. PMID 15398859.
- ↑ L. W. Hanlon, M. Romaine, F. J. Gilroy. (1949). «Lithium Chloride as a Substitute for Sodium Chloride in the Diet». Journal of the American Medical Association. 139 (11): 688–692. PMID 18128981.
- ↑ Case of trie Substitute Salt. TIME (28 February 1949). Архивировано 4 апреля 2012 года.
wikipedia.green
Хлорид лития: противоречивое вещество
Хлорид лития – вещество, завоевавшее большую популярность среди химиков, медиков и даже… мастеров по изготовлению свечей. В чем же кроется секрет обычного и незатейливого, на первый взгляд, кристаллического белого порошка?
Хлорид лития: что это такое
По сути своей – это литиевая соль, что представляет собой белые, гигроскопичные, мелкие кристаллы, расплывающиеся на свежем воздухе. Хлорид лития отлично растворим в воде, и обладает свойством образовывать несколько видов кристаллогидратов. При взаимодействии с другими хлоридами щелочных металлов, хлорид лития образует легкоплавкие растворы.
Хлорид лития: химические способы получения
- Карбонат лития + соляная кислота. В итоге данной реакции образуется водный раствор хлорида лития и выделяется углекислый газ.
- Оксид лития (гидроксид лития) + соляная кислота. В результате реакции обмена образуется водный раствор хлорида лития.
- Литиевая кислота + хлорид бария. В результате обмена между двумя веществами, образуется бариевая кислота и хлорид лития.
- Хлор + литий. Данная реакция сопровождается выделением теплоты. В результате образуется хлорид лития.
- Хлороводород + литий. Итог – образование хлорида лития и выделение газа, водорода.
Хлорид лития: применение
Лишь в 20-м веке ученым удалось детально изучить свойства хлорида лития и найти веществу полезное применения в самых разных сферах.
- Медицина. Хлорид лития – известное лекарство, что способно излечивать человека от… нет, не от физических, а душевных недугов! Впервые, причем совершенно случайно, этот интересный факт удалось обнаружить австралийскому психиатру Джону Кейду. Его опыты на морских свинках, а позже, и применение литиевой терапии в психиатрических больницах, показали, что лечение карбонатом лития ведет к стабилизации состояния душевнобольных и благотворно влияет на больную психику.
- Пиротехника и изготовление свечей. Свойство хлорида лития окрашивать в яркий малиновый цвет пламя фейерверков и свечей, пришлось очень кстати создателям невероятных пиротехнических эффектов и любителям необычных декоративных свечей.
- Металлургическая промышленность. Вещество применяется в качестве сварочного флюса при плавке и пайке таких металлов, как алюминий и магний. Кроме того, хлорид лития используется для получения чистого лития с помощью электролиза.
Хлорид лития: обратная сторона медали
Невзирая на хвалебные оды веществу со стороны многих ученых и его широкое применение в самых различных сферах, следует признать, что порой хлорид лития – не так уж и безобиден, как кажется.
«Минусы» связаны с применением вещества в медицинских целях, т.е. при лечении психических недугов.
- Хлорид лития способствует прогрессированию катаракты у больных, принимающих литиевые соли
- Противопоказан при проблемах с сердечно-сосудистой системой, заболеваниях желудочно-кишечного тракта.
- Беременным и кормящим женщинам медики также не рекомендуют применять литиевую терапию.
- Соль лития – вещество токсичное. Поэтому, вскоре после провозглашения хлорида лития равноценным заменителем поваренной соли, медики наложили запрет на столь массовое употребление вещества и доказали его токсичность. При злоупотреблении в больших дозах, хлорид лития приводил к проблемам с центральной нервной системой.
Хлорид лития в изготовлении свечей
Всего одна чайная ложка хлорида лития, добавленная в раствор для вымачивания фитиля – и Ваша свеча получит необыкновенный, насыщенный, малиновый оттенок. Можно воспользоваться, к примеру, таким рецептом:
100 г борной кислоты растворить в 3,7 л воды и добавить к раствору 1 ч.л. порошка хлорида лития. Вымачивать фитиль следует в течение нескольких часов, желательно на холоде. Высушивается фитиль в течение нескольких дней при температуре 40-50 градусов. Затем можно приступать к формированию декоративных свечей на основе одного из готовых свечных наборов.
Хлорид лития — не единственное вещество, способное окрасить пламя свечи в необычный цвет. Аналогичными свойствами обладают: хлорид стронция, хлорид калия, хлорид кальция и даже квасцы. А на основе хлорида меди и вовсе можно создать уникальную сине-зеленую свечу.
Хлорид лития: где купить
Вещество можно найти в магазинах промышленной химии или в Интернете.
Понравилась статья? Посоветуй друзьям:
makecandles.ru
Хлорид лития — Википедия. Что такое Хлорид лития
Материал из Википедии — свободной энциклопедииХлорид лития — химическое соединение щелочного металла лития и хлора с формулой LiCl. Белые, гигроскопические кристаллы, расплывающиеся на воздухе. Хорошо растворяется в воде, образует несколько кристаллогидратов.
Получение
- Li2CO3+2HCl → 2LiCl+CO2↑+h3O{\displaystyle {\mathsf {Li_{2}CO_{3}+2HCl\ {\xrightarrow {\ }}\ 2LiCl+CO_{2}\uparrow +H_{2}O}}}
- Li2O+2HCl → 2LiCl+h3O{\displaystyle {\mathsf {Li_{2}O+2HCl\ {\xrightarrow {\ }}\ 2LiCl+H_{2}O}}}
- LiOH+HCl → LiCl+h3O{\displaystyle {\mathsf {LiOH+HCl\ {\xrightarrow {\ }}\ LiCl+H_{2}O}}}
- Хлорид лития можно получить обменными реакциями:
- Li2SO4+BaCl2 → 2LiCl+BaSO4↓{\displaystyle {\mathsf {Li_{2}SO_{4}+BaCl_{2}\ {\xrightarrow {\ }}\ 2LiCl+BaSO_{4}\downarrow }}}
- 2Li+Cl2 → 2LiCl{\displaystyle {\mathsf {2Li+Cl_{2}\ {\xrightarrow {\ }}\ 2LiCl}}}
- 2Li+2HCl → 2LiCl+h3↑{\displaystyle {\mathsf {2Li+2HCl\ {\xrightarrow {\ }}\ 2LiCl+H_{2}\uparrow }}}
- Хлорид лития образует несколько кристаллогидратов, состав которых определяется температурой:
- LiCl⋅5h3O ⇄−63oC LiCl⋅3h3O ⇄−20.5oC LiCl⋅2h3O ⇄19.5oC LiCl⋅h3O ⇄93.5oC LiCl{\displaystyle {\mathsf {LiCl\cdot 5H_{2}O\ {\stackrel {-63^{o}C}{\rightleftarrows }}\ LiCl\cdot 3H_{2}O\ {\stackrel {-20.5^{o}C}{\rightleftarrows }}\ LiCl\cdot 2H_{2}O\ {\stackrel {19.5^{o}C}{\rightleftarrows }}\ LiCl\cdot H_{2}O\ {\stackrel {93.5^{o}C}{\rightleftarrows }}\ LiCl}}}
Известны сольваты с метанолом и этанолом.
Физические свойства
Безводный хлорид лития образует белые, очень гигроскопические кристаллы, кубической сингонии, пространственная группа F m3m, параметры ячейки а = 0,513988 нм, Z = 4.
Хорошо растворяется в воде (83 г/100 мл воды при 20 °C)[3].
Образует легкоплавкие сплавы с хлоридами других щелочных металлов: LiCl•NaCl — температура плавления 575°С; LiCl•2NaCl — 610°С; LiCl•KCl — 350°С; LiCl•RbCl — 324°С; LiCl•CsCl — 352°С; LiCl•2CsCl — 382°С.
Химические свойства
- Хлорид лития образует кристаллогидраты, в отличие от других хлоридов щелочных металлов[4]. Известны моно-, ди-, три- и пентагидраты[5]. В растворах аммиака образует ионы [Li(NH3)4]+. Сухой хлорид лития абсорбирует газообразный аммиак, образуя LiCl•xNH3, где x=1÷5.
- Как и любой другой ионный хлорид, хлорид лития в растворе даёт стандартные реакции на хлорид-ион:
- LiCl+AgNO3 → LiNO3+AgCl↓{\displaystyle {\mathsf {LiCl+AgNO_{3}\ {\xrightarrow {\ }}\ LiNO_{3}+AgCl\downarrow }}}
- Разрушается сильными кислотами:
- 2LiCl+h3SO4 → Li2SO4+2HCl↑{\displaystyle {\mathsf {2LiCl+H_{2}SO_{4}\ {\xrightarrow {\ }}\ Li_{2}SO_{4}+2HCl\uparrow }}}
- Так как некоторые соли лития малорастворимы, то хлорид лития легко вступает в обменные реакции:
- LiCl+Nh5F → LiF↓+Nh5Cl{\displaystyle {\mathsf {LiCl+NH_{4}F\ {\xrightarrow {\ }}\ LiF\downarrow +NH_{4}Cl}}}
- 3LiCl+K3PO4 → Li3PO4↓+3KCl{\displaystyle {\mathsf {3LiCl+K_{3}PO_{4}\ {\xrightarrow {\ }}\ Li_{3}PO_{4}\downarrow +3KCl}}}
Применение
- Также используется в пиротехнике для придания пламени темно-красного оттенка.
- Используется как твёрдый электролит в химических источниках тока.
Меры предосторожности
Соли лития влияют на центральную нервную систему. В течение некоторого времени в первой половине XX века хлорид лития производился как заменитель соли, но затем был запрещен после открытия его токсических эффектов.[7][8][9]
Литература
- Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И.Л. и др.. — М.: Советская энциклопедия, 1990. — Т. 2. — 671 с. — ISBN 5-82270-035-5.
- Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 2-е изд., испр. — М.-Л.: Химия, 1966. — Т. 1. — 1072 с.
- Лидин Р.А. и др. Химические свойства неорганических веществ: Учеб. пособие для вузов. — 3-е изд., испр. — М.: Химия, 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0.
- Рипан Р., Четяну И. Неорганическая химия. Химия металлов. — М.: Мир, 1971. — Т. 1. — 561 с.
- 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.
Примечания
- ↑ Pradyot Patnaik. Handbook of Inorganic Chemicals. McGraw-Hill, 2002, ISBN 0-07-049439-8
- ↑ http://fscimage.fishersci.com/msds/12885.htm
- ↑ 1 2 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. (1983). «A Method for Isolation of Intact, Translationally Active Ribonucleic Acid». DNA 2 (4): 329–335. PMID 6198133.
- ↑ Talbott J. H. (1950). «Use of lithium salts as a substitute for sodium chloride». Arch Med Interna. 85 (1): 1–10. PMID 15398859.
- ↑ L. W. Hanlon, M. Romaine, F. J. Gilroy. (1949). «Lithium Chloride as a Substitute for Sodium Chloride in the Diet». Journal of the American Medical Association 139 (11): 688–692. PMID 18128981.
- ↑ Case of trie Substitute Salt. TIME (28 February 1949). Архивировано 4 апреля 2012 года.
wiki.sc