Chlorure de lithium
composé chimique
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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].
| Chlorure de lithium | |
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| Identification | |
|---|---|
| Nom UICPA | Chlorure de lithium |
| No CAS | |
| No ECHA | 100.028.375 |
| No CE | 231-212-3 |
| No RTECS | OJ5950000 |
| PubChem | 433294 |
| ChEBI | 48607 |
| SMILES | |
| InChI | |
| Apparence | cristaux incolores à blancs, hygroscopiques et déliquescents ou poudre[1]. |
| Propriétés chimiques | |
| Formule | LiCl |
| Masse molaire[2] | 42,394 ± 0,004 g/mol Cl 83,63 %, Li 16,37 %, |
| Moment dipolaire | 7,128 87 D[3] |
| 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 | [5] |
| Classe cristalline ou groupe d’espace | Fm3m (no 225)[5] |
| Strukturbericht | B1[5] |
| Structure type | NaCl[5] |
| Propriétés optiques | |
| Indice de réfraction | 1,662[4] |
| Précautions | |
| SGH | |
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| Directive 67/548/EEC | |
 Xn |
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| 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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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 17e jour. Ont été constatées des malformations des yeux, de l'oreille externe ainsi que des fentes palatines[réf. nécessaire].
