氯化锂
化合物
氯化锂（化学式：LiCl）是一个碱金属卤化物，室温下为白色易潮解的固体。受锂较小的离子半径和较高的水合能的影响，氯化锂的溶解度比其他同族氯化物都要大得多（83g/100mL，20 °C）。[1]
| 氯化锂 | |||
|---|---|---|---|
| |||
| IUPAC名 Lithium Chloride | |||
| 识别 | |||
| CAS号 | 7447-41-8 
| ||
| PubChem | 4933294 | ||
| ChemSpider | 22449 | ||
| SMILES |
| ||
| InChI |
| ||
| InChIKey | KWGKDLIKAYFUFQ-UHFFFAOYSA-M | ||
| UN编号 | 2056 | ||
| EINECS | 231-212-3 | ||
| ChEBI | 48607 | ||
| RTECS | OJ5950000 | ||
| MeSH | Lithium+chloride | ||
| 性质 | |||
| 化学式 | LiCl (无水) LiCl·3H2O (三水) | ||
| 摩尔质量 | (无水)42.394 g/mol (三水)96.440 g·mol⁻¹ | ||
| 外观 | 白色固体 | ||
| 密度 | 2.07 g/cm3 (无水) | ||
| 熔点 | 605 °C (878 K) | ||
| 沸点 | >1300 °C (>1570 K) | ||
| 溶解性（水） | 820 g/L (20 °C) | ||
| 结构 | |||
| 配位几何 | 八面体 | ||
| 分子构型 | 直线形 | ||
| 偶极矩 | 7.13 D (气) | ||
| 危险性 | |||
| 警示术语 | R：R22, R36, R37, R38 | ||
| 安全术语 | S：S26, S36, S37, S39 | ||
| NFPA 704 |
 0
1
0
| ||
| 相关物质 | |||
| 其他阴离子 | 氟化锂、溴化锂 碘化锂 | ||
| 其他阳离子 | 氯化钠、氯化钾 氯化铷、氯化铯 | ||
| 若非注明，所有数据均出自标准状态（25 ℃，100 kPa）下。 | |||
氯化锂为氯化钠型结构，其中的化学键并非典型的离子键，因此它可以溶于很多有机溶剂中，与乙醇、甲醇、胺类都可以形成组成不同的加合物。这个性质可用来从碱金属氯化物中分离出氯化锂。
化学性质
编辑氯化锂可以形成多种水合物，[2] 从LiCl-H2O的相图可清楚看出其水合物有LiCl·H2O、LiCl·2H2O、LiCl·3H2O、LiCl·5H2O等几种。[3]结晶水的数目取决于结晶的温度，温度越低，水合度越高。[4]
Li+可以与氨形成配离子[Li(NH3)4]+，因此氨气在氯化锂溶液中的溶解度比在水中的要大得多。与其他离子氯化物一样，氯化锂也可以在水溶液中提供氯离子和锂离子，与其他某些离子沉淀出不溶的氯化物或锂盐，如氯化银：
- LiCl + AgNO3 → AgCl↓ + LiNO3
制备
编辑氯化锂由碳酸锂与盐酸反应制备。[1] 加热制取无水氯化锂时，为了防止它在高温下水解，可以在氯化氢气流中加热氯化锂的水合物。
用途
编辑在600 °C时电解LiCl/KCl的混合熔盐，可以制得金属锂。工业上的金属锂就是用该法生产的。氯化锂也用作空调系统中的除潮剂、电解制取金属时或是在制备粉末过程中扮演良好的助熔剂（如钛和铝的生产）、RNA的沉淀剂[5] 以及Stille反应中的添加剂。
安全
编辑20世纪40年代时，曾经将氯化锂用作食盐的替代品，但随后发现氯化锂对机体有毒害，因此停止了该应用。锂盐会作用于中枢神经系统，类似的碳酸锂是治疗精神疾病的药物。[6][7][8]
参考资料
编辑- ^ 1.0 1.1 Ulrich Wietelmann, Richard J. Bauer "Lithium and Lithium Compounds" in Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry 2005, Wiley-VCH: Weinheim. 引用错误：带有name属性“Ullmann”的
<ref>标签用不同内容定义了多次 - ^ 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
- ^ 刘翊纶，任德厚。《无机化学丛书》第一卷，稀有气体、氢、碱金属。北京：科学出版社，1984年。
- ^ 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, 2 (4): 329–335. PMID 6198133.
- ^ Talbott J. H. Use of lithium salts as a substitute for sodium chloride. Arch Med Interna. 1950, 85 (1): 1–10. PMID 15398859.
- ^ L. W. Hanlon, M. Romaine, F. J. Gilroy. Lithium Chloride as a Substitute for Sodium Chloride in the Diet. Journal of the American Medical Association. 1949, 139 (11): 688–692.
- ^ Case of trie Substitute Salt. TIME. 28 Feb 1949 [2008-07-11]. （原始内容存档于2012-04-04）.
- 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.