Chlorure de lithium - Lithium chloride
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| Noms | |
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Nom IUPAC préféré
Chlorure de lithium |
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Nom IUPAC systématique
Chlorure de lithium(1+) |
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| Identifiants | |
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Modèle 3D ( JSmol )
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| ChEBI | |
| ChEMBL | |
| ChemSpider | |
| Carte d'information de l'ECHA |
100.028.375 
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| Numéro CE | |
| Engrener | Lithium+chlorure |
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CID PubChem
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| Numéro RTECS | |
| UNII | |
| Numéro ONU | 2056 |
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Tableau de bord CompTox ( EPA )
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| Propriétés | |
| LiCl | |
| Masse molaire | 42,39 g·mol -1 |
| Apparence | blanc solide hygroscopique , tranchant |
| Densité | 2,068 g / cm 3 |
| Point de fusion | 605 à 614 °C (1 121 à 1 137 °F ; 878 à 887 K) |
| Point d'ébullition | 1 382 °C (2 520 °F; 1 655 K) |
| 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) |
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| Solubilité | soluble dans l' hydrazine , le méthylformamide , le butanol , l' oxychlorure de sélénium(IV) , le propanol |
| Solubilité dans le méthanol | 45,2 g/100 g (0 °C) 43,8 g/100 g (20 °C) 42,36 g/100 g (25 °C) 44,6 g/100 g (60 °C) |
| Solubilité dans l' éthanol | 14,42 g/100 g (0 °C) 24,28 g/100 g (20 °C) 25,1 g/100 g (30 °C) 23,46 g/100 g (60 °C) |
| Solubilité dans l'acide formique | 26,6 g/100 g (18 °C) 27,5 g/100 g (25 °C) |
| Solubilité dans l' acétone | 1,2 g/100 g (20 °C) 0,83 g/100 g (25 °C) 0,61 g/100 g (50 °C) |
| Solubilité dans l' ammoniac liquide | 0,54 g/100 g (-34 °C) 3,02 g/100 g (25 °C) |
| La pression de vapeur | 1 torr (785 °C) 10 torr (934 °C) 100 torr (1130 °C) |
| −24,3.10 −6 cm 3 /mol | |
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Indice de réfraction ( n D )
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1,662 (24 °C) |
| Viscosité | 0,87 cP (807 °C) |
| Structure | |
| octaédrique | |
| Linéaire (gaz) | |
| 7.13 D (gaz) | |
| Thermochimie | |
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Capacité calorifique ( C )
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48,03 J/mol·K |
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Entropie molaire standard ( S |
59,31 J/mol·K |
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Std enthalpie de
formation (Δ f H ⦵ 298 ) |
-408,27 kJ/mol |
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Énergie libre de Gibbs (Δ f G ˚)
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-384 kJ/mol |
| Dangers | |
| Fiche de données de sécurité |
Voir : page de données ICSC 0711 |
| Pictogrammes SGH |
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| Mention d'avertissement SGH | Avertissement |
| H302 , H315 , H319 , H335 | |
| P261 , P305+351+338 | |
| NFPA 704 (diamant de feu) | |
| point de rupture | Ininflammable |
| Dose ou concentration létale (LD, LC) : | |
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DL 50 ( dose médiane )
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526 mg/kg (orale, rat) |
| Composés apparentés | |
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Autres anions
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Fluorure de lithium Bromure de lithium Iodure de lithium Astatide de lithium |
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Autres cations
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Chlorure de sodium Chlorure de potassium Chlorure de rubidium Chlorure de césium Chlorure de francium |
| Page de données supplémentaires | |
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Indice de réfraction ( n ), Constante diélectrique (ε r ), etc. |
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Données thermodynamiques |
Comportement des phases solide-liquide-gaz |
| UV , IR , RMN , MS | |
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Sauf indication contraire, les données sont données pour les matériaux dans leur état standard (à 25 °C [77 °F], 100 kPa). |
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 vérifier ( qu'est-ce que c'est ?)
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| Références de l'infobox | |
Le chlorure de lithium est un composé chimique de formule Li Cl . Le sel est un composé ionique typique (avec certains caractères covalents), bien que la petite taille de l' ion Li + donne lieu à des propriétés non observées pour d'autres chlorures de métaux alcalins, comme une solubilité extraordinaire dans les solvants polaires (83,05 g/100 ml d'eau à 20 °C) et ses propriétés hygroscopiques .
Propriétés chimiques
Le sel forme des hydrates cristallins , contrairement aux autres chlorures de métaux alcalins. Les mono-, tri- et pentahydrates sont connus. Le sel anhydre peut être régénéré en chauffant les hydrates. LiCl absorbe également jusqu'à quatre équivalents d' ammoniac /mol. Comme pour tout autre chlorure ionique, les solutions de chlorure de lithium peuvent servir de source d' ions chlorure , par exemple, formant un précipité lors du traitement avec du nitrate d'argent :
- LiCl + AgNO 3 → AgCl + LiNO 3
Préparation
Le chlorure de lithium est produit par traitement du carbonate de lithium avec de l'acide chlorhydrique . Le LiCl anhydre est préparé à partir de l'hydrate par chauffage dans un courant de chlorure d'hydrogène .
Les usages
Applications commerciales
Le chlorure de lithium est principalement utilisé pour la production de lithium métal par électrolyse d'un bain de fusion LiCl/ KCl à 450 °C (842 °F). LiCl est également utilisé comme flux de brasage pour l' aluminium dans les pièces automobiles . Il est utilisé comme déshydratant pour sécher les courants d'air. Dans des applications plus spécialisées, le chlorure de lithium trouve une certaine utilisation dans la synthèse organique , par exemple, comme additif dans la réaction de Stille . De plus, dans les applications biochimiques, il peut être utilisé pour précipiter l' ARN à partir d'extraits cellulaires.
Le chlorure de lithium est également utilisé comme colorant de flamme pour produire des flammes rouge foncé.
Utilisations de niche
Le chlorure de lithium est utilisé comme étalon d'humidité relative dans l'étalonnage des hygromètres . À 25 °C (77 °F), une solution saturée (45,8 %) de sel donnera une humidité relative d'équilibre de 11,30 %. De plus, le chlorure de lithium peut lui-même être utilisé comme hygromètre. Ce sel déliquescent forme une auto-solution lorsqu'il est exposé à l'air. La concentration de LiCl à l'équilibre dans la solution résultante est directement liée à l'humidité relative de l'air. Le pourcentage d'humidité relative à 25 °C (77 °F) peut être estimé, avec une erreur minimale dans la plage de 10 à 30 °C (50 à 86 °F), à partir de l'équation du premier ordre suivante : RH=107,93-2,11 C, où C est la concentration en LiCl de la solution, en pourcentage en masse.
Molten LiCl est utilisé pour la préparation de nanotubes de carbone , de graphène et de niobate de lithium .
Il a été démontré que le chlorure de lithium a de fortes propriétés acaricides , étant efficace contre Varroa destructor dans les populations d' abeilles mellifères .
Le chlorure de lithium est utilisé comme agent aversif chez les animaux de laboratoire pour étudier la préférence et l'aversion pour un lieu conditionné .
Précautions
Les sels de lithium affectent le système nerveux central de diverses manières. Alors que les sels de citrate , de carbonate et d' orotate sont actuellement utilisés pour traiter le trouble bipolaire , d'autres sels de lithium, y compris le chlorure, ont été utilisés dans le passé. Pendant une courte période dans les années 1940, le chlorure de lithium a été fabriqué comme substitut du sel , mais cela a été interdit après que les effets toxiques du composé ( tremblements , fatigue , nausées ) aient été reconnus.
Voir également
Les références
- Handbook of Chemistry and Physics , 71e édition, CRC Press, Ann Arbor, Michigan, 1990.
- NN Greenwood, A. Earnshaw, Chimie des éléments , 2e éd., Butterworth-Heinemann, Oxford, Royaume-Uni, 1997.
- R. Vatassery, analyse de titrage de LiCl, saturé dans l'éthanol par AgNO 3 pour précipiter AgCl(s). EP de ce titrage donne %Cl en masse.
- H. Nechamkin, La chimie des éléments , McGraw-Hill, New York, 1968.
Liens externes