Cloruro di litio
| Cloruro di litio | |
|---|---|
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| Caratteristiche generali | |
| Formula bruta o molecolare | LiCl |
| Massa molecolare (u) | 42,39 g/mol |
| Aspetto | solido incolore |
| Numero CAS | |
| Numero EINECS | 231-212-3 |
| PubChem | 433294 |
| DrugBank | DBDB16607 |
| SMILES | [Li+].[Cl-] |
| Proprietà chimico-fisiche | |
| Densità (g/cm3, in c.s.) | 2,07 (20 °C) |
| Solubilità in acqua | 832 g/l (20 °C) |
| Temperatura di fusione | 614 °C (887 K) |
| Temperatura di ebollizione | 1.360 °C (1.633 K) |
| Indicazioni di sicurezza | |
| Simboli di rischio chimico | |
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| attenzione | |
| Frasi H | 302 - 315 - 319 |
| Consigli P | 302+352 - 305+351+338 [1] |
Il cloruro di litio è il sale di litio dell'acido cloridrico, di formula LiCl.
A temperatura ambiente si presenta come un solido incolore (bianco) inodore. È un composto nocivo, irritante. Saggiandolo alla fiamma, la colora di rosso carminio.
Per preparare una soluzione satura evitare di aggiungere l'intero quantitativo in acqua, ma farlo gradatamente, aspettando che si sciolga prima di continuare l'aggiunta (reazione esotermica, agitare in bagno di acqua e ghiaccio). La soluzione satura è igroscopica e tende ad aumentare il suo volume, quindi chiudere bene il contenitore per evitare fuoriuscite.
Proprietà chimiche
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Il LiCl forma sali idrati,[2] al contrario degli altri cloruri di metalli alcalini.[3] In particolare sono note le forme cristalline, mono-, tri- e pentaidrate. Il sale anidro può essere rigenerato, per semplice riscaldamento degli idrati. Inoltre, il LiCl è in grado di assorbire fino a quattro equivalenti di ammoniaca. Come per gli altri cloruri ionici, le soluzioni di LiCl possono servire come fonte di ioni Cl-, per esempio formando un precipitato dopo trattamento con AgNO3.
- LiCl + AgNO3 → AgCl + LiNO3
Sintesi
[modifica | modifica wikitesto]Il cloruro di litio può essere prodotto per reazione fra gli elementi litio e cloro.
![{\displaystyle {2\,\mathrm {Li} {}+{}\mathrm {Cl} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}\mathrel {\longrightarrow } {}2\,\mathrm {LiCl} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/397c10956207cc7bef1e83ce9e83654669eaf083)
Può essere prodotto anche mettendo litio metallico in acido cloridrico, questa reazione oltre a produrre cloruro di litio sprigionerà anche idrogeno gassoso.
![{\displaystyle {2\,\mathrm {Li} {}+{}2\,\mathrm {HCl} {}\mathrel {\longrightarrow } {}2\,\mathrm {LiCl} {}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/f929b811fdb58ffdbfe30dcd828f52504faad950)
Usi
[modifica | modifica wikitesto]Usi commerciali
[modifica | modifica wikitesto]Il cloruro di Litio è usato principalmente per la produzione di Litio metallico per elettrolisi di una miscela fusa di LiCl/KCl a 450 °C. LiCl è anche usato come fondente per brasatura per l'alluminio, in alcune parti per veicoli. È usato come essiccante per flussi d'aria. [4] Altri ambienti in cui può essere utilizzato sono la sintesi organica, per esempio come additivo nella reazione di Stille e come sale complessante per la rimozione di DMF. Infine, in biochimica può essere utilizzato per precipitare RNA da estratti cellulari.
Il LiCl può servire anche come colorante per produrre fiamme rosso scuro.
Altri usi
[modifica | modifica wikitesto]Il LiCl è usato come standard per misurare l'umidità relativa nella calibrazione degli igrometri. A 25 °C una soluzione satura (45,8%) del sale darà un equilibrio di umidità relativa dell'11,30%. Oltretutto, può anche essere utilizzato direttamente come igrometro, vista la sua proprietà di liquefarsi e formare una soluzione salina per assorbimento dell'umidità atmosferica. La concentrazione del LiCl nella soluzione, in particolare, è direttamente correlata con l'umidità relativa dell'aria.
Il LiCl fuso può essere utilizzato nella produzione di nanotubi di carbonio[5], grafene[6] e LiNbO3[7].
Si può ricordare nell'ambito della biologia anche una forte attività acaricida del LiCl, in particolare contro Varroa destructor all'interno delle popolazioni di api[8] e il suo uso come agente avversivo per animali da laboratorio negli studi del condizionamento del comportamento.
Precauzioni
[modifica | modifica wikitesto]È sconsigliata l'ingestione di cloruro di litio a causa degli effetti negativi che può avere sul sistema nervoso centrale[senza fonte]. Per un breve periodo degli anni quaranta venne prodotto come sostituto del cloruro di sodio, il normale sale da cucina, però dopo la comparsa di sintomi di tossicità la produzione venne bloccata[9][10][11].
Note
[modifica | modifica wikitesto]- ↑ scheda del cloruro di litio su IFA-GESTIS Archiviato il 16 ottobre 2019 in Internet Archive.
- ↑ Holleman, A. F.; Wiberg, E. Inorganic Chemistry Academic Press: San Diego, 2001. ISBN 0-12-352651-5
- ↑ Hönnerscheid Andreas, Die Kristallstrukturen der Monohydrate von Lithiumchlorid und Lithiumbromid, in Zeitschrift für anorganische und allgemeine Chemie, vol. 629, 2003, pp. 312–316, Bibcode:2003ZAACh.629..312H, DOI:10.1002/zaac.200390049.
- ↑ (EN) Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, 1ª ed., Wiley, 11 marzo 2003, DOI:10.1002/14356007.a15_393, ISBN 978-3-527-30385-4. URL consultato il 19 maggio 2026.
- ↑ (EN) Ali Reza Kamali e Derek J. Fray, Towards large scale preparation of carbon nanostructures in molten LiCl, in Carbon, vol. 77, 2014-10, pp. 835–845, DOI:10.1016/j.carbon.2014.05.089. URL consultato il 19 maggio 2026.
- ↑ (EN) Ali Reza Kamali e Derek J. Fray, Large-scale preparation of graphene by high temperature insertion of hydrogen into graphite, in Nanoscale, vol. 7, n. 26, 2015, pp. 11310–11320, DOI:10.1039/C5NR01132A. URL consultato il 19 maggio 2026.
- ↑ (EN) Ali Reza Kamali e Derek J. Fray, Preparation of lithium niobate particles via reactive molten salt synthesis method, in Ceramics International, vol. 40, n. 1, 2014-01, pp. 1835–1841, DOI:10.1016/j.ceramint.2013.07.085. URL consultato il 19 maggio 2026.
- ↑ (EN) Bettina Ziegelmann, Elisabeth Abele e Stefan Hannus, Lithium chloride effectively kills the honey bee parasite Varroa destructor by a systemic mode of action, in Scientific Reports, vol. 8, n. 1, 12 gennaio 2018, DOI:10.1038/s41598-017-19137-5. URL consultato il 19 maggio 2026.
- ↑ (EN) Talbott J. H., Use of lithium salts as a substitute for sodium chloride, in Arch Med Interna., vol. 85, n. 1, 1950, pp. 1-10, PMID 15398859.
- ↑ (EN) L. J. Stone, M. luton, lu3. J. Gilroy., Lithium Chloride as a Substitute for Sodium Chloride in the Diet, in Journal of the American Medical Association, vol. 139, n. 11, 1949, pp. 688-692, PMID 18128981.
- ↑ (EN) Case of trie Substitute Salt, su time.com, Time, 28 febbraio 1949. URL consultato il 17 febbraio 2011 (archiviato dall'url originale il 4 aprile 2012).
Altri progetti
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Wikimedia Commons contiene immagini o altri file su cloruro di litio
Collegamenti esterni
[modifica | modifica wikitesto]- (EN) lithium chloride, su Enciclopedia Britannica, Encyclopædia Britannica, Inc.
| Controllo di autorità | LCCN (EN) sh85077583 · GND (DE) 4167904-0 · J9U (EN, HE) 987007531488305171 |
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