Litiumklorid

Litiumklorid
Litiumklorid
Systematiskt namnLitiumklorid
Kemisk formelLiCl
Molmassa42,394 g/mol
UtseendeVita kristaller
CAS-nummer7447-41-8
SMILES[Li+].[Cl-]
Egenskaper
Densitet2,068 g/cm³
Löslighet (vatten)68,29 g/100 ml (0 °C)
74,48 g/100 ml (10 °C)
84,25 g/100 ml (25 °C)
88,7 g/100 ml (40 °C)
123,44 g/100 mL (100 °C)[1] g/l
Smältpunkt605-614 °C
Kokpunkt1 382 °C (sönderfaller)
Faror
Huvudfara
Hälsovådlig Hälsovådlig
NFPA 704

0
2
0
LD50526 mg/kg (oralt, råtta)[2]
SI-enheter & STP används om ej annat angivits

Litiumklorid är ett salt med den kemiska formeln LiCl. Litiumklorid är en utpräglad jonförening och Li+-jonens ringa storlek gör den mycket löslig i polära lösningsmedel (> 830 g/L vid 20 °C). I likhet med många andra salter är litiumklorid hygroskopiskt.[3]

Egenskaper

Färg som uppstår när litiumklorid hettas upp

Litiumklorid bildar kristallina hydrater, till skillnad från de andra alkalimetallkloriderna.[4] Mono-, tri- och pentahydrater är kända.[5] Det vattenfria saltet kan regenereras genom upphettning av hydraterna. LiCl absorberar också upp till fyra ekvivalenter ammoniak/mol. Som med alla andra jonklorider kan lösningar av litiumklorid fungera som en källa till kloridjon, till exempel bilda en fällning vid behandling med silvernitrat:

LiCl + AgNO3 → AgCl + LiNO3

Framställning

Litiumklorid framställs genom behandling av litiumkarbonat med saltsyra.[3] Vattenfri LiCl framställs från hydratet genom upphettning i en ström av väteklorid.

Användning

Kommersiell användning

Litiumklorid används huvudsakligen för produktion av litiummetall genom elektrolys vid 450 °C av en LiCl/KCl-smälta. LiCl används också som lödflöde för aluminium i bildelar. Det används som torkmedel för torkning av luftströmmar.[3] I mer specialiserade applikationer finner litiumklorid viss användning i organisk syntes, till exempel som tillsats i Stille-reaktionen. I biokemiska applikationer kan den också användas för att fälla ut RNA från cellulära extrakt.[6]

Litiumklorid används också som flamfärgämne inom pyroteknik för att producera mörkröda lågor.

Nischanvändning

Litiumklorid används som en relativ fuktighetsstandard vid kalibrering av hygrometrar. Vid 25 °C kommer en mättad lösning (45,8 procent) av saltet att ge en jämvikt relativ fuktighet på 11,30 procent. Dessutom kan litiumklorid användas som hygrometer. Detta deliquescentsalt bildar en självlösning när det utsätts för luft. Jämvikts-LiCl-koncentrationen i den resulterande lösningen är direkt relaterad till luftens relativa fuktighet. Den procentuella relativa luftfuktigheten vid 25 °C kan uppskattas, med minimalt fel i intervallet 10–30 °C, från ekvationen RH = 107,93-2,11C, där C är lösningens LiCl-koncentration i viktprocent.

Smält LiCl används för beredning av kolnanorör,[7] grafen[8] och litiumniobat.[9]

Litiumklorid har visat sig ha starka akaricidegenskaper, vilket är effektivt mot Varroa destructor i populationer av honungsbin.[10]

Litiumklorid används som ett aversivt medel i försöksdjur för att studera konditionerad platspreferens och aversion.

Säkerhet

Litiumsalter påverkar centrala nervsystemet på olika sätt. Medan citrat-, karbonat- och orotatsalter för närvarande används för att behandla bipolär sjukdom, användes andra litiumsalter inklusive kloriden tidigare. Under en kort tid på 1940-talet tillverkades litiumklorid som ett saltsubstitut för personer med högt blodtryck, men detta förbjöds efter att de toxiska effekterna av föreningen (skakningar, trötthet, illamående) upptäckts.[11][12][13]

Se även

Referenser

Den här artikeln är helt eller delvis baserad på material från engelskspråkiga Wikipedia, Lithium chloride, 9 november 2022.
  • 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.

Noter

  1. ^ lithium chloride
  2. ^ ChemIDplus - 7447-41-8 - KWGKDLIKAYFUFQ-UHFFFAOYSA-M - Lithium chloride - Similar structures search, synonyms, formulas, resource links, and other chemical information
  3. ^ [a b c] Wietelmann, Ulrich; Bauer, Richard J. (2005). "Lithium and Lithium Compounds". Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. Weinheim: Wiley-VCH. doi:10.1002/14356007.a15_393.
  4. ^ Holleman, A. F.; Wiberg, E. Inorganic Chemistry Academic Press: San Diego, 2001. ISBN 0-12-352651-5.
  5. ^ Hönnerscheid Andreas; Nuss Jürgen; Mühle Claus; Jansen Martin (2003). ”Die Kristallstrukturen der Monohydrate von Lithiumchlorid und Lithiumbromid”. Zeitschrift für anorganische und allgemeine Chemie 629 (2): sid. 312–316. doi:10.1002/zaac.200390049. 
  6. ^ Cathala, G.; Savouret, J.; Mendez, B.; West, B. L.; Karin, M.; Martial, J. A.; Baxter, J. D. (1983). ”A Method for Isolation of Intact, Translationally Active Ribonucleic Acid”. DNA 2 (4): sid. 329–335. doi:10.1089/dna.1983.2.329. PMID 6198133. 
  7. ^ Kamali, Ali Reza; Fray, Derek J. (2014). ”Towards large scale preparation of carbon nanostructures in molten LiCl”. Carbon 77: sid. 835–845. doi:10.1016/j.carbon.2014.05.089. 
  8. ^ Kamali, Ali Reza; Fray, Derek J. (2015). ”Large-scale preparation of graphene by high temperature insertion of hydrogen into graphite”. Nanoscale 7 (26): sid. 11310–11320. doi:10.1039/c5nr01132a. PMID 26053881. https://www.repository.cam.ac.uk/bitstream/1810/248812/1/Kamali%20%26%20Fray%202015%20Nanoscale.pdf. 
  9. ^ Kamali, Ali Reza; Fray, Derek J. (2014). ”Preparation of lithium niobate particles via reactive molten salt synthesis method”. Ceramics International 40: sid. 1835–1841. doi:10.1016/j.ceramint.2013.07.085. 
  10. ^ Ziegelmann, Bettina; Abele, Elisabeth (January 12, 2018). ”Lithium chloride effectively kills the honey bee parasite Varroa destructor by a systemic mode of action”. Scientific Reports 8 (1): sid. 683. doi:10.1038/s41598-017-19137-5. PMID 29330449. Bibcode: 2018NatSR...8..683Z. 
  11. ^ Talbott J. H. (1950). ”Use of lithium salts as a substitute for sodium chloride”. Arch Intern Med 85 (1): sid. 1–10. doi:10.1001/archinte.1950.00230070023001. PMID 15398859. 
  12. ^ L. J. Stone; M. luton; J. Gilroy (1949). ”Lithium Chloride as a Substitute for Sodium Chloride in the Diet”. Journal of the American Medical Association 139 (11): sid. 688–692. doi:10.1001/jama.1949.02900280004002. PMID 18128981. 
  13. ^ ”Case of trie Substitute Salt”. Time. 28 February 1949. http://www.time.com/time/magazine/article/0,9171,799873,00.html.  Arkiverad 24 mars 2012 hämtat från the Wayback Machine. ”Arkiverade kopian”. Arkiverad från originalet den 24 mars 2012. https://web.archive.org/web/20120324192158/http://www.time.com/time/magazine/article/0,9171,799873,00.html. Läst 4 januari 2023. 

Externa länkar

Auktoritetsdata

Media som används på denna webbplats

NFPA 704.svg
The "fire diamond" as defined by NFPA 704. It is a blank template, so as to facilitate populating it using CSS.