Cloreto de lítio
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Cloreto de lítio, fórmula LiCl, comporta-se claramente como um composto iônico típico, apesar do íon Li+ ser muito pequeno. O sal é higroscópico, altamente soluvel em água e polar. Ele é mais soluvel em solventes orgânicos polares, como metanol e acetona do que o cloreto de sódio ou o cloreto de potássio.
Propriedades químicas[editar | editar código-fonte]
Pode ser usado como fonte de íons cloreto[carece de fontes]. Com algum outro cloreto solúvel ele irá precipitar[carece de fontes]. Ele precipita cloretos insolúveis quando adicionado à solução salina de um metal apropriado, como em nitratos[carece de fontes].
O íon lítio age como um ácido de Lewis fraco sobre certas circunstâncias, por exemplo: um mol de cloreto de lítio é capaz de consumir quatro mols de amônia[carece de fontes].
| Solubilidade do LiCl em vários solventes[2] (g LiCl / 100 g de solvente à 25 °C) | |
|---|---|
| Água | 55 |
| Amônia líquida | 3,02 |
| Dióxido de enxofre líquido | 0,012 |
| Metanol | 21 - 41 |
| Ácido fórmico | 27,5 |
| Sulfolane | 1,5 |
| Acetonitrila | 0,14 |
| Acetona | 0,83 |
| Formamida | 28,2 |
| Dimetilformamida | 11 - 28 |
Preparação[editar | editar código-fonte]
Cloreto de lítio pode ser preparado facilmente pela reação do hidróxido de lítio ou carbonato de lítio com ácido clorídrico[carece de fontes]. Pode também ser preparado pela reação altamente exotérmica do lítio metálico com cloro ou cloreto de hidrogênio anidro gasoso[carece de fontes]. LiCl anidro é preparado a partir de hidratos gentilmente aquecidos sob atmosfera de cloreto de hidrogênio, usado para prevenir a hidrólise[carece de fontes].
Usos[editar | editar código-fonte]
O cloreto de lítio é utilizado na produção do Lítio metálico, através da eletrólise do LiCl/KCl fundido a 450 °C (eletrólise ígnea)[carece de fontes]. Cloreto de lítio também é utilizado como um agente abrasivo do alumínio em peças automotivas[carece de fontes]. Pode ser usado para aumentar a eficiência da reação de Stille[carece de fontes]. Suas propriedades dessecantes podem ser usadas para gerar água potável pela absorção da mistura com o ar, que então libera a água potável pelo aquecimento do sal[carece de fontes]. Por um curto período na década de 40 o cloreto de lítio foi manufaturado com um substituto do sal de cozinha (NaCl), mas seu uso foi proibido depois de efeitos tóxicos do composto serem reconhecidos.[3]
Precauções[editar | editar código-fonte]
É uma substância irritante[carece de fontes]. Sua ingestão deve ser evitada. Mesmo doses não tóxicas a curto prazo provocam um tipo de intoxicação acumulativa que é determinada na litemia.[4][5]
Referências
- ↑ LIDE M. D (1990). Handbook of Chemistry and Physics (em inglês) 71 ed. Michigan: CRC Press
- ↑ BURGESS, J (1978). Metal Ions in Solution (em inglês). Nova Iórque: Ellis Horwood. ISBN 0-85312-027-7
- ↑ «Revista Time (online)»
- ↑ N. N. Greenwood, A. Earnshaw, Chemistry of the Elements, 2nd ed., Butterworth-Heinemann, Oxford, UK, 1997.
- ↑ H. Nechamkin, The Chemistry of the Elements, McGraw-Hill, New York, 1968.
