كلوريد الليثيوم مركب كيميائي له الصيغة LiCl، ويكون على شكل بلورات بيضاء لها قدرة على الاسترطاب.[3] وهو ملح الليثيوم لحمض الهيدروكلوريك.
| كلوريد الليثيوم | |
|---|---|
 | |
 | |
| الاسم النظامي (IUPAC) | |
كلوريد الليثيوم |
|
| المعرفات | |
| رقم CAS | 7447-41-8 |
| بوب كيم (PubChem) | 433294 |
| الخواص | |
| الصيغة الجزيئية | LiCl |
| الكتلة المولية | 42.39 غ/مول |
| المظهر | بلورات بيضاء |
| الكثافة | 2.07 غ/سم3 |
| نقطة الانصهار | 605 °س |
| نقطة الغليان | 1360 °س |
| الذوبانية في الماء | 83.2 غ/100 مل ماء |
| الذوبانية | الكحول |
| المخاطر | |
| ترميز المخاطر |  Xn |
| توصيف المخاطر | |
| تحذيرات وقائية | |
| في حال عدم ورود غير ذلك فإن البيانات الواردة أعلاه معطاة بالحالة القياسية (عند 25 °س و 100 كيلوباسكال) | |
التحضير
يحضر كلوريد الليثيوم من تفاعل هيدروكسيد أو كربونات الليثيوم مع حمض الهيدروكلوريك:
الخواص
يؤدي صغر حجم أيون الليثيوم + Li إلى ظهور صفات مثل الانحلالية العالية في المحلات القطبية، وإلى قدرته العالية على الاسترطاب، والتي لا نكون بهذا الشكل في كلوريدات الفلزات القلوية الأخرى.[4][5] فمركب كلوريد الليثيوم ينحل بشكل جيد في الماء، كما ينحل بشكل جيد في الإيثانول والبيريدين. يوجد المركب على شكل هيدرات مختلفة LiCl · n H2O حيث n= 1 و 3 و 5 .[6] تكون قدرة كلوريد الليثيوم على الاسترطاب عالية إلى درجة أنه يخفض ضغط بخار الماء حوالي 90%، كما يستطيع امتصاص حوالي أربع مكافئات من الأمونياك. يحصل على الشكل الخالي من الماء بإجراء عملية تبلور لمحاليل مائية عند درجات حرارة تتجاوز 98°س. أما بإجراء عملية التبلور عند درجات حرارة منخفضة نحصل على أشكال الهيدرات المختلفة.
الاستخدامات
- يستخدم كلوريد الليثيوم بشكل أساسي في تحضير فلز الليثيوم عن طريق التحليل الكهربائي لمصهور المركب مع كلوريد البوتاسيوم KCl عند الدرجة 600°س.[7]
- يستخدم كصهارة Flux أثناء تعدين الألومنيوم.
- في المجال المخبري يستخدم كلوريد الليثيوم كمادة مضافة إلى تفاعل ستايل Stille reaction، كما أن له تطبيقات كيميائية حيوية حيث يستخدم لترسيب الحمض الريبي النووي RNA من المستخلصات الخلوية.[8]
- يستخدم كلوريد الليثيوم كملون للهب، حيث يعطي اللهب لوناً أحمراً داكناً.
السلامة
لأملاح الليثيوم بشكل عام تأثير على الجهاز العصبي المركزي. استعمل كلوريد الليثيوم لفترة قصيرة في أربعينيات القرن العشرين كبديل لملح الطعام، لكنه منع فيما بعد بسبب الآثار المؤذية للمركب على الجسم.[9][10][11]
المراجع
- معرف بوب كيم: https://pubchem.ncbi.nlm.nih.gov/compound/433294 — تاريخ الاطلاع: 6 أكتوبر 2016 — العنوان : LITHIUM CHLORIDE — الرخصة: محتوى حر
- معرف المكون الفريد: https://fdasis.nlm.nih.gov/srs/unii/G4962QA067 — تاريخ الاطلاع: 14 فبراير 2018 — المحرر: إدارة الأغذية والأدوية — العنوان : Unique Ingredient Identifier
- Pradyot Patnaik. Handbook of Inorganic Chemicals. McGraw-Hill, 2002,
- Ulrich Wietelmann, Richard J. Bauer "Lithium and Lithium Compounds" in Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry 2005, Wiley-VCH: Weinheim.
- Holleman, A. F.; Wiberg, E. "Inorganic Chemistry" Academic Press: San Diego, 2001. .
- A. Hönnerscheid, J. Nuss, C. Mühle, M. Jansen: Die Kristallstrukturen der Monohydrate von Lithiumchlorid und Lithiumbromid, in: Zeitschrift für Anorganische und Allgemeine Chemie 2003, 629, 312–316.
- Jander, Blasius, Strähle: Einführung in das anorganisch-chemische Praktikum. 14. Auflage. Hirzel, Stuttgart 1995, , S. 386–387.
- Cathala, G., Savouret, J., Mendez, B., West, B.L., Karin, M., Martial, J.A., and Baxter, J.D. (1983). "A Method for Isolation of Intact, Translationally Active Ribonucleic Acid". DNA. 2 (4): 329–335. doi:10.1089/dna.1983.2.329. PMID 6198133.
- Talbott J. H. (1950). "Use of lithium salts as a substitute for sodium chloride". Arch Med Interna. 85 (1): 1–10. PMID 15398859.
- L. J. Stone, M. luton, lu3. J. Gilroy. (1949). "Lithium Chloride as a Substitute for Sodium Chloride in the Diet". Journal of the American Medical Association. 139 (11): 688–692 pmid= 18128981.
- "Case of trie Substitute Salt". [[تايم (مجلة)|]]. 28 February 1949. مؤرشف من الأصل في 21 يوليو 2013.