كلوريد الليثيوم

مركب كيميائي

كلوريد الليثيوم مركب كيميائي له الصيغة LiCl، ويكون على شكل بلورات بيضاء لها قدرة على الاسترطاب.[2] وهو ملح الليثيوم لحمض الهيدروكلوريك.

كلوريد الليثيوم
كلوريد الليثيوم
كلوريد الليثيوم
كلوريد الليثيوم
كلوريد الليثيوم
الاسم النظامي (IUPAC)

كلوريد الليثيوم

المعرفات
رقم CAS 7447-41-8
بوب كيم (PubChem) 433294
مواصفات الإدخال النصي المبسط للجزيئات
  • [Li+].[Cl-][1]  تعديل قيمة خاصية (P233) في ويكي بيانات
الخواص
الصيغة الجزيئية LiCl
الكتلة المولية 42.39 غ/مول
المظهر بلورات بيضاء
الكثافة 2.07 غ/سم3
نقطة الانصهار 605 °س
نقطة الغليان 1360 °س
الذوبانية في الماء 83.2 غ/100 مل ماء
الذوبانية الكحول
المخاطر
ترميز المخاطر
مادة مؤذية Xn
توصيف المخاطر
تحذيرات وقائية
في حال عدم ورود غير ذلك فإن البيانات الواردة أعلاه معطاة بالحالة القياسية (عند 25 °س و 100 كيلوباسكال)

التحضير

عدل

يحضر كلوريد الليثيوم من تفاعل هيدروكسيد أو كربونات الليثيوم مع حمض الهيدروكلوريك:

 
 

الخواص

عدل

يؤدي صغر حجم أيون الليثيوم + Li إلى ظهور صفات مثل الانحلالية العالية في المحلات القطبية، وإلى قدرته العالية على الاسترطاب، والتي لا نكون بهذا الشكل في كلوريدات الفلزات القلوية الأخرى.[3][4] فمركب كلوريد الليثيوم ينحل بشكل جيد في الماء، كما ينحل بشكل جيد في الإيثانول والبيريدين. يوجد المركب على شكل هيدرات مختلفة LiCl · n H2O حيث n= 1 و 3 و 5 .[5] تكون قدرة كلوريد الليثيوم على الاسترطاب عالية إلى درجة أنه يخفض ضغط بخار الماء حوالي 90%، كما يستطيع امتصاص حوالي أربع مكافئات من الأمونياك. يحصل على الشكل الخالي من الماء بإجراء عملية تبلور لمحاليل مائية عند درجات حرارة تتجاوز 98°س. أما بإجراء عملية التبلور عند درجات حرارة منخفضة نحصل على أشكال الهيدرات المختلفة.

الاستخدامات

عدل

السلامة

عدل

لأملاح الليثيوم بشكل عام تأثير على الجهاز العصبي المركزي. استعمل كلوريد الليثيوم لفترة قصيرة في أربعينيات القرن العشرين كبديل لملح الطعام، لكنه منع فيما بعد بسبب الآثار المؤذية للمركب على الجسم.[8][9][10]

المراجع

عدل
  1. ^ ا ب ج LITHIUM CHLORIDE (بالإنجليزية), QID:Q278487
  2. ^ Pradyot Patnaik. Handbook of Inorganic Chemicals. McGraw-Hill, 2002, ISBN 0-07-049439-8
  3. ^ Ulrich Wietelmann, Richard J. Bauer "Lithium and Lithium Compounds" in Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry 2005, Wiley-VCH: Weinheim.
  4. ^ Holleman, A. F.; Wiberg, E. "Inorganic Chemistry" Academic Press: San Diego, 2001. ISBN 0-12-352651-5.
  5. ^ A. Hönnerscheid, J. Nuss, C. Mühle, M. Jansen: Die Kristallstrukturen der Monohydrate von Lithiumchlorid und Lithiumbromid, in: Zeitschrift für Anorganische und Allgemeine Chemie 2003, 629, 312–316.
  6. ^ Jander, Blasius, Strähle: Einführung in das anorganisch-chemische Praktikum. 14. Auflage. Hirzel, Stuttgart 1995, ISBN 978-3-7776-0672-9, S. 386–387.
  7. ^ Cathala, G., Savouret, J., Mendez, B., West, B.L., Karin, M., Martial, J.A., and Baxter, J.D. (1983). "A Method for Isolation of Intact, Translationally Active Ribonucleic Acid". DNA. ج. 2 ع. 4: 329–335. DOI:10.1089/dna.1983.2.329. PMID:6198133.{{استشهاد بدورية محكمة}}: صيانة الاستشهاد: أسماء متعددة: قائمة المؤلفين (link)
  8. ^ Talbott J. H. (1950). "Use of lithium salts as a substitute for sodium chloride". Arch Med Interna. ج. 85 ع. 1: 1–10. PMID:15398859.
  9. ^ L. J. Stone, M. luton, lu3. J. Gilroy. (1949). "Lithium Chloride as a Substitute for Sodium Chloride in the Diet". Journal of the American Medical Association. ج. 139 ع. 11: 688–692 pmid= 18128981. {{استشهاد بدورية محكمة}}: عمود مفقود في: |صفحات= (مساعدة)صيانة الاستشهاد: أسماء عددية: قائمة المؤلفين (link) صيانة الاستشهاد: أسماء متعددة: قائمة المؤلفين (link)
  10. ^ "Case of trie Substitute Salt". تايم (مجلة). 28 February 1949. مؤرشف من الأصل في 21 يوليو 2013. اطلع عليه بتاريخ أكتوبر 2020. {{استشهاد ويب}}: تحقق من التاريخ في: |تاريخ الوصول= (مساعدة)