Cloreto de lítio

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Cloreto de lítio
Alerta sobre risco à saúde
Aparência macroscópica Estrutura atômica
Identificadores
Número CAS 7447-41-8
Número EINECS 231-212-3
Número RTECS OJ5950000
Propriedades
Fórmula molecular LiCl
Massa molar 42,39 g.mL−1[1]
Aparência Sólido branco cristalino higroscópico
Densidade 2,07 g.cm−3
Ponto de fusão

605 °C (878 K)

Ponto de ebulição

1382 °C (1655 K, decompõe)

Solubilidade 63,7 g/100 mL (H2O, 0 °C)
42,4 g/100 mL (EtOH)
4,11 g/100 mL (acetona)
Estrutura
Forma molecular Octaédrica
Farmacologia
Riscos associados
Principais riscos
associados
Irritante
NFPA 704
NFPA 704.svg
0
2
0
 
Frases R R22, R36/37/38
Frases S S26, S36/37/39
Compostos relacionados
Outros aniões/ânions Fluoreto de lítio
Brometo de lítio
Iodeto de lítio
Sulfeto de lítio
Perclorato de lítio
Outros catiões/cátions Cloreto de sódio
Cloreto de potássio
Cloreto de cálcio
Cloreto de magnésio
Exceto onde denotado, os dados referem-se a
materiais sob condições normais de temperatura e pressão

Referências e avisos gerais sobre esta caixa.
Alerta sobre risco à saúde.

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. Com algum outro cloreto solúvel ele irá precipitar. Ele precipita cloretos insolúveis quando adicionado à solução salina de um metal apropriado, como em nitratos.

2 LiCl(aq) + Pb(NO3)2(aq) → PbCl2(s) + 2 LiNO3(aq)

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.

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. Pode também ser preparado pela reação altamente exotérmica do lítio metálico com cloro ou cloreto de hidrogênio anidro gasoso. LiCl anidro é preparado a partir de hidratos gentilmente aquecidos sob atmosfera de cloreto de hidrogênio, usado para prevenir a hidrólise.

LiOH(aq) + HCl(aq) → LiCl(aq) + H2O(l)
Li2CO3(aq) + 2 HCl(aq) → 2 LiCl(aq) + CO2(g) + H2O(l)
2 Li(s) + Cl2(g) → 2 LiCl(s)
Li(s) + HCl(g) → LiCl(s) + H2(g)

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). Cloreto de lítio também é utilizado como um agente abrasivo do alumínio em peças automotivas. Pode ser usado para aumentar a eficiência da reação de Stille. 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. 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. 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

  1. LIDE M. D. Handbook of Chemistry and Physics (em inglês). 71 ed. Michigan: CRC Press, 1990.
  2. BURGESS, J. Metal Ions in Solution (em inglês). Nova Iórque: Ellis Horwood, 1978. ISBN 0-85312-027-7
  3. Revista Time (online).
  4. N. N. Greenwood, A. Earnshaw, Chemistry of the Elements, 2nd ed., Butterworth-Heinemann, Oxford, UK, 1997.
  5. . [S.l.: s.n.].H. Nechamkin, The Chemistry of the Elements, McGraw-Hill, New York, 1968.