Chlorure de lithium

Chlorure de lithium
Identification
Nom UICPA	Chlorure de lithium
No CAS	7447-41-8
No ECHA	100.028.375
No CE	231-212-3
No RTECS	OJ5950000
PubChem	433294
ChEBI	48607
SMILES	[Li+].[Cl-] PubChem, vue 3D
InChI	InChI : vue 3D InChI=1S/ClH.Li/h1H;/q;+1/p-1 InChIKey : KWGKDLIKAYFUFQ-UHFFFAOYSA-M
Apparence	cristaux incolores à blancs, hygroscopiques et déliquescents ou poudre[1].
Propriétés chimiques
Formule	ClLiLiCl
Masse molaire[3]	42,394 ± 0,004 g/mol Cl 83,63 %, Li 16,37 %,
Moment dipolaire	7,128 87 D[2]
Propriétés physiques
T° fusion	613 °C[1]
T° ébullition	1 360 °C[1]
Solubilité	769 g l−1 eau froide, 1 250 g l−1 eau chaude.[réf. souhaitée] Sol. dans acétone, alcool, alcool amylique, pyridine, solvants organiques polaires.
Masse volumique	2,07 g cm−3[4]
Pression de vapeur saturante	1 mmHg (547 °C)[4]
Thermochimie
ΔfH0solide	−408,6 kJ mol−1 (25 °C)[4]
ΔfusH°	19,9 kJ mol−1[4]
Cp	48,0 J K−1 mol−1 (25 °C)[4]
Cristallographie
Système cristallin	Cubique
Symbole de Pearson	${\displaystyle cF8\,}$[5]
Classe cristalline ou groupe d’espace	Fm3m (no 225)[5]
Strukturbericht	B1[5]
Structure type	NaCl[5]
Propriétés optiques
Indice de réfraction	${\displaystyle n_{}^{}}$ 1,662[4]
Précautions
SGH
Directive 67/548/EEC
Xn Symboles : Xn : Nocif Phrases R : R22 : Nocif en cas d’ingestion. R36/38 : Irritant pour les yeux et la peau. Phrases R : 22, 36/38,
Écotoxicologie
DL50	1 165 mg kg−1 (souris, oral) 757 mg kg−1 (rat, oral)[réf. souhaitée]
Composés apparentés
Autres cations	Chlorure de sodium Chlorure de potassium Chlorure de rubidium Chlorure de césium
Autres anions	Fluorure de lithium Bromure de lithium Iodure de lithium
Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire.
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Le chlorure de lithium est un composé chimique de formule LiCl. Il est un composé typiquement ionique. La petite taille de l'ion Li⁺donne lieu à des propriétés que n'ont pas les autres chlorures de métaux alcalins, comme une extraordinaire solubilité dans les solvants polaires (830 g/l d'eau à 20 °C) et ses propriétés hygroscopiques^[6].

Propriétés chimiques

Le sel forme des hydrates cristallins, contrairement aux autres métaux alcalins^[7]. On connaît des mono-, tri- et pentahydrates^[8]. Il absorbe jusqu'à quatre équivalents d'ammonium comme n'importe quel chlorure ionique, les solutions de chlorure de lithium sont des sources d'ion chlorure par exemple pour former un précipité avec le nitrate d'argent :

LiCl + AgNO₃ → AgCl + LiNO₃

Préparation

Le chlorure de lithium est produit par attaque du carbonate de lithium avec l'acide chlorhydrique. En principe, on peut utiliser la réaction très exothermique du lithium avec le chlore ou le chlorure d'hydrogène anhydre. Pour diminuer l'hydrolyse, le LiCl anhydre est préparé à partir de l'hydrate avec du chlorure d'hydrogène chaud.

Utilisation

• Le chlorure de lithium est utilisé principalement pour produire du lithium métallique par électrolyse d'un bain de LiCl/KCl fondus à 600 °C. Il forme un eutectique avec KCl à 59,2 %m, qui fond à 353 °C^[9].
• LiCl est utilisé comme fondant de soudure pour l'aluminium dans les pièces d'automobile.
• Il est utilisé comme desséchant pour l'air^[6].
• Dans des applications plus spécialisées, le LiCl est utilisé en synthèse organique par exemple dans la réaction de Stille.
• Il est utilisé pour la précipitation de l'ARN d'extraits cellulaires^[10].
• Il est aussi utilisé dans les cycles frigorifiques (H₂O/LiCl) des machines à absorption.

Dangers

Les sels de lithium affectent le système nerveux central. À un certain moment, dans les années 1940, le chlorure de lithium fut produit pour substituer le sel de cuisine mais il fut interdit après que l'on s'aperçut de sa toxicité.

En tératogenèse, des doses de 50 mg ont été administrées pendant les jours 1, 4, 7, 9 de la gestation de rates puis de 20 mg jusqu'au 17^e jour. Ont été constatées des malformations des yeux, de l'oreille externe ainsi que des fentes palatines^{[réf. nécessaire]}.

Références

• (en) Cet article est partiellement ou en totalité issu de l’article de Wikipédia en anglais intitulé « Lithium chloride » (voir la liste des auteurs).

Bibliographie

• (en) Handbook of Chemistry and Physics, 71^e éd., CRC Press, Ann Arbor, Michigan, 1990.
• (en) N. N. Greenwood et A. Earnshaw, Chemistry of the Elements, 2^e éd., Butterworth-Heinemann, Oxford, UK, 1997.
• (en) R. Vatassery, Titration analysis of LiCl, sat'd in Ethanol by AgNO3 to precipitate AgCl(s). EP of this titration gives %Cl by mass.
• (en) H. Nechamkin, The Chemistry of the Elements, McGraw-Hill, New York, 1968.
• (en) Ulrich Wietelmann et Richard J. Bauer, Lithium and Lithium Compounds, dans Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, 2005, Wiley-VCH, Weinheim.
• (en) Talbott J. H. (1950), Use of lithium salts as a substitute for sodium chloride, Arch. Intern. Med., 85 (1), 1-10, PMID 15398859.
• (en) L. W. Hanlon, M. Romaine et 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.

Voir aussi

Articles connexes

• Liste de solubilités et de pK_s de sels dans l'eau

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