Хлорид лития

• Хлорид лития получают реакцией карбоната лития Li₂CO₃ и соляной кислоты (HCl):

${\displaystyle {\mathsf {Li_{2}CO_{3}+2HCl\ {\xrightarrow {\ }}\ 2LiCl+CO_{2}\uparrow +H_{2}O}}}$

• Взаимодействием оксида лития или гидроксида лития с соляной кислотой:

${\displaystyle {\mathsf {Li_{2}O+2HCl\ {\xrightarrow {\ }}\ 2LiCl+H_{2}O}}}$

${\displaystyle {\mathsf {LiOH+HCl\ {\xrightarrow {\ }}\ LiCl+H_{2}O}}}$

• Хлорид лития можно получить обменными реакциями:

${\displaystyle {\mathsf {Li_{2}SO_{4}+BaCl_{2}\ {\xrightarrow {\ }}\ 2LiCl+BaSO_{4}\downarrow }}}$

• Чисто теоретический интерес представляют высоко экзотермические реакции металлического лития с хлором или с безводным газообразным хлороводородом:

${\displaystyle {\mathsf {2Li+Cl_{2}\ {\xrightarrow {\ }}\ 2LiCl}}}$

${\displaystyle {\mathsf {2Li+2HCl\ {\xrightarrow {\ }}\ 2LiCl+H_{2}\uparrow }}}$

• Хлорид лития образует несколько кристаллогидратов, состав которых определяется температурой:

${\displaystyle {\mathsf {LiCl\cdot 5H_{2}O\ {\stackrel {-63^{o}C}{\rightleftarrows }}\ LiCl\cdot 3H_{2}O\ {\stackrel {-20.5^{o}C}{\rightleftarrows }}\ LiCl\cdot 2H_{2}O\ {\stackrel {19.5^{o}C}{\rightleftarrows }}\ LiCl\cdot H_{2}O\ {\stackrel {93.5^{o}C}{\rightleftarrows }}\ LiCl}}}$

Известны сольваты с метанолом и этанолом.

Безводный хлорид лития образует белые, очень гигроскопические кристаллы, кубической сингонии, пространственная группа F m3m, параметры ячейки а = 0,513988 нм, Z = 4.

Хорошо растворяется в воде (83 г/100 мл воды при 20 °C)[3].

Образует легкоплавкие сплавы с хлоридами других щелочных металлов: LiCl•NaCl — температура плавления 575°С; LiCl•2NaCl — 610°С; LiCl•KCl — 350°С; LiCl•RbCl — 324°С; LiCl•CsCl — 352°С; LiCl•2CsCl — 382°С.

• Хлорид лития образует кристаллогидраты, в отличие от других хлоридов щелочных металлов[4]. Известны моно-, ди-, три- и пентагидраты[5]. В растворах аммиака образует ионы [Li(NH₃)₄]⁺. Сухой хлорид лития абсорбирует газообразный аммиак, образуя LiCl•xNH₃, где x=1÷5.

• Как и любой другой ионный хлорид, хлорид лития в растворе даёт стандартные реакции на хлорид-ион:

${\displaystyle {\mathsf {LiCl+AgNO_{3}\ {\xrightarrow {\ }}\ LiNO_{3}+AgCl\downarrow }}}$

• Разрушается сильными кислотами:

${\displaystyle {\mathsf {2LiCl+H_{2}SO_{4}\ {\xrightarrow {\ }}\ Li_{2}SO_{4}+2HCl\uparrow }}}$

• Так как некоторые соли лития малорастворимы, то хлорид лития легко вступает в обменные реакции:

${\displaystyle {\mathsf {LiCl+NH_{4}F\ {\xrightarrow {\ }}\ LiF\downarrow +NH_{4}Cl}}}$

${\displaystyle {\mathsf {3LiCl+K_{3}PO_{4}\ {\xrightarrow {\ }}\ Li_{3}PO_{4}\downarrow +3KCl}}}$

• Используется для получения лития электролизом расплава смеси хлорида лития с хлоридом калия при 600 °C. Также используется как флюс при плавке и пайке алюминия и магния.

• Соль используется как осушитель[3].

• Хлорид лития используется в органическом синтезе, например, как добавка в реакции Стилле. Ещё одним применением является использование хлорида лития для осаждения РНК из клеточных экстрактов.[6]

• Также используется в пиротехнике для придания пламени темно-красного оттенка.

• Используется как твёрдый электролит в химических источниках тока.

Соли лития влияют на центральную нервную систему. В течение некоторого времени в первой половине XX века хлорид лития производился как заменитель соли, но затем был запрещен после открытия его токсических эффектов.[7][8][9]

• Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И.Л. и др.. — М.: Советская энциклопедия, 1990. — Т. 2. — 671 с. — ISBN 5-82270-035-5.
• Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 2-е изд., испр. — М.—Л.: Химия, 1966. — Т. 1. — 1072 с.
• Лидин Р.А. и др. Химические свойства неорганических веществ: Учеб. пособие для вузов. — 3-е изд., испр. — М.: Химия, 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0.
• Рипан Р., Четяну И. Неорганическая химия. Химия металлов. — М.: Мир, 1971. — Т. 1. — 561 с.
• 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.