Хлор литий – Составить уравнения хим. реакций. Химия, 8 класс, параграф 47, 6 вопрос. Рудзитис и Фельдман

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.[7][8][9]

  • 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.
  1. ↑ Pradyot Patnaik. Handbook of Inorganic Chemicals. McGraw-Hill, 2002, ISBN 0-07-049439-8
  2. ↑ http://fscimage.fishersci.com/msds/12885.htm
  3. 1 2 Ulrich Wietelmann, Richard J. Bauer «Lithium and Lithium Compounds» in Ullmann’s Encyclopedia of Industrial Chemistry 2005, Wiley-VCH: Weinheim.
  4. ↑ Holleman, A. F.; Wiberg, E. «Inorganic Chemistry» Academic Press: San Diego, 2001. ISBN 0-12-352651-5.
  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
  6. 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 (англ.) // DNA : journal. — 1983. — Vol. 2, no. 4. — P. 329—335. — PMID 6198133.
  7. 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.
  8. 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.
  9. ↑ Case of trie Substitute Salt (неопр.). TIME (28 февраля 1949). Архивировано 4 апреля 2012 года.

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

  • 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 Li•xNH3, где x=1÷5.
  • 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

  1. Pradyot Patnaik. Handbook of Inorganic Chemicals
    . McGraw-Hill, 2002, ISBN 0-07-049439-8
  2. http://fscimage.fishersci.com/msds/12885.htm
  3. 1 2 Ulrich Wietelmann, Richard J. Bauer «Lithium and Lithium Compounds» in Ullmann’s Encyclopedia of Industrial Chemistry 2005, Wiley-VCH: Weinheim.
  4. Holleman, A. F.; Wiberg, E. «Inorganic Chemistry» Academic Press: San Diego, 2001. ISBN 0-12-352651-5.
  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
  6. 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.
  7. Talbott J. H. (1950). «Use of lithium salts as a substitute for sodium chloride». Arch Med Interna. 85 (1): 1–10. PMID 15398859.
  8. 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.
  9. 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

хлорид лития
Модель элементарной ячейки хлорида лития
Образец хлорида лития в часовом стекле
NaCl polyhedra.png
__ 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
  • InChI = 1S / ClH.Li / Х1Х; / д + 1 / п-1 Н ☒ Ключ: KWGKDLIKAYFUFQ-UHFFFAOYSA-M N ☒
  • InChI = 1S / ClH.Li / Х1Х; / д + 1 / п-1

    Ключ: KWGKDLIKAYFUFQ-UHFFFAOYSA-M

  • InChI = 1 / ClH.Li / Х1Х; / д + 1 / п-1

    Ключ: KWGKDLIKAYFUFQ-REWHXWOFAB

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 Восклицательный знак пиктограммы в согласованной на глобальном уровне системы классификации и маркировки химических веществ (СГС)
сигнальное слово СГС Предупреждение
h402 , h415 , h419 , h435
P261 , P305 + 351 + 338
NFPA 704 NFPA 704 четыре цвета алмаза
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
данные

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 нагревают

Соль 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

  1. ↑ Pradyot Patnaik. Handbook of Inorganic Chemicals. McGraw-Hill, 2002, ISBN 0-07-049439-8
  2. ↑ http://fscimage.fishersci.com/msds/12885.htm
  3. 1 2 Ulrich Wietelmann, Richard J. Bauer «Lithium and Lithium Compounds» in Ullmann’s Encyclopedia of Industrial Chemistry 2005, Wiley-VCH: Weinheim.
  4. ↑ Holleman, A. F.; Wiberg, E. «Inorganic Chemistry» Academic Press: San Diego, 2001. ISBN 0-12-352651-5.
  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
  6. 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.
  7. Talbott J. H. (1950). «Use of lithium salts as a substitute for sodium chloride». Arch Med Interna. 85 (1): 1–10. PMID 15398859.
  8. 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.
  9. ↑ 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.

  1. 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.
  2. 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.
  3. 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 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

  1. ↑ Pradyot Patnaik. Handbook of Inorganic Chemicals. McGraw-Hill, 2002, ISBN 0-07-049439-8
  2. ↑ http://fscimage.fishersci.com/msds/12885.htm
  3. 1 2 Ulrich Wietelmann, Richard J. Bauer «Lithium and Lithium Compounds» in Ullmann’s Encyclopedia of Industrial Chemistry 2005, Wiley-VCH: Weinheim.
  4. ↑ Holleman, A. F.; Wiberg, E. «Inorganic Chemistry» Academic Press: San Diego, 2001. ISBN 0-12-352651-5.
  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
  6. 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.
  7. Talbott J. H. (1950). «Use of lithium salts as a substitute for sodium chloride». Arch Med Interna. 85 (1): 1–10. PMID 15398859.
  8. 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.
  9. ↑ Case of trie Substitute Salt. TIME (28 February 1949). Архивировано 4 апреля 2012 года.

wiki.sc

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *