Chlorure de lithium

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Chlorure de lithium
Chlorure de lithium
Identification
Nom IUPAC Chlorure de lithium
No CAS 7447-41-8
No EINECS 231-212-3
Apparence cristaux incolores a blancs, hygroscopiques et déliquescents ou poudre[1].
Propriétés chimiques
Formule brute ClLiLiCl
Masse molaire[3] 42,394 ± 0,004 g/mol
Cl 83,63 %, Li 16,37 %,
Moment dipolaire 7,12887 D [2]
Propriétés physiques
fusion 613 °C[1]
ébullition 1 360 °C[1]
Solubilité 769 g·l-1 eau froide
1 250 g·l-1 eau chaude.
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]
Δfus 19,9 kJ·mol-1 [4]
Cp 48,0 J·K-1·mol-1 (25 °C)[4]
Cristallographie
Symbole de Pearson cF8\, [5]
Classe cristalline ou groupe d’espace Fm3m (n°225) [5]
Strukturbericht B1[5]
Structure type NaCl[5]
Propriétés optiques
Indice de réfraction n^{  }_{  }  1,662 [4]
Précautions
Directive 67/548/EEC
Nocif
Xn


Écotoxicologie
DL50 1 165 mg·kg-1 (souris, oral)
757 mg·kg-1 (rat, oral)
Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire.

Le chlorure de lithium est un composé chimique de formule LiCl. Ce sel 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-1 d'eau à 20 °C) et ses propriétés hygroscopiques[6].

Propriétés chimiques[modifier | modifier le code]

Le sel forme des hydrates cristallins, contrairement aux autres métaux alcalins[7]. On connait 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[modifier | modifier le code]

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[modifier | modifier le code]

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 aussi 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 aussi utilisé pour la précipitation de l'ARN d'extraits cellulaires[10]. Il est utilisé aussi dans les cycles frigorifiques (H2O/LiCl) des machines à absorption.

Dangers[modifier | modifier le code]

Les sels de lithium affectent le système nerveux central. À un certain moment, dans les années 40, le chlorure de lithium fut produit pour substituer le sel de cuisine mais il fut interdit après que l'on s'aperçu de sa toxicité

Tératogénèse, doses : 50 mg pendant les jours 1, 4, 7, 9 de la gestation des rates et 20 mg jusqu'au 17e jr : malformations des yeux, de l'oreille externe, des fentes palatines.

Références[modifier | modifier le code]

  1. a, b et c CHLORURE DE LITHIUM, fiche de sécurité du Programme International sur la Sécurité des Substances Chimiques, consultée le 9 mai 2009
  2. (en) David R. Lide, Handbook of chemistry and physics, CRC,‎ 16 juin 2008, 89e éd., 2736 p. (ISBN 142006679X et 978-1420066791), p. 9-50
  3. Masse molaire calculée d’après « Atomic weights of the elements 2007 », sur www.chem.qmul.ac.uk.
  4. a, b, c, d, e et f « Lithium chloride » dans la base de données Hazardous Substances Data Bank, consulté le 22 juillet 2010
  5. a, b, c et d « The NaCl (B1) Structure », sur http://cst-www.nrl.navy.mil/ (consulté en 17 décembre 2009)
  6. a et b Ulrich Wietelmann, Richard J. Bauer "Lithium and Lithium Compounds" in Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry 2005, Wiley-VCH: Weinheim.
  7. Holleman, A. F.; Wiberg, E. "Inorganic Chemistry" Academic Press: San Diego, 2001. ISBN 0-12-352651-5
  8. 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
  9. http://www.factsage.cn/fact/documentation/FTsalt/KCl-LiCl.jpg
  10. (en) 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, vol. 2, no 4,‎ 1983, p. 329–335 (PMID 6198133)
  • 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. Ulrich Wietelmann, Richard J. Bauer "Lithium and Lithium Compounds" in Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry 2005, Wiley-VCH: Weinheim.
  • Talbott J. H. (1950). "Use of lithium salts as a substitute for sodium chloride.". Arch Med Interna. 85 (1): 1-10. PMID 15398859.
  • 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.