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[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?].

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[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?].

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)[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

  1. LIDE M. D (1990). Handbook of Chemistry and Physics (em inglês) 71 ed. (Michigan: CRC Press). 
  2. BURGESS, J (1978). Metal Ions in Solution (em inglês) (Nova Iórque: Ellis Horwood). 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. H. Nechamkin, The Chemistry of the Elements, McGraw-Hill, New York, 1968.
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