Chlorure de lithium

Chlorure de lithium
Général
Nom IUPAC	Chlorure de lithium
No CAS	7447-41-8
No EINECS	231-212-3
Apparence	cristaux incolores a blancs, hygroscopiques et déliquescents ou poudre[1].
Propriétés chimiques
Formule brute	ClLiLiCl
Masse molaire[3]	42,394 ± 0,004 g·mol-1 Cl 83,63 %, Li 16,37 %,
Moment dipolaire	7,12887 D [2]
Propriétés physiques
T° fusion	613 °C[1]
T° ébullition	1 360 °C[1]
Solubilité	769 g·l-1 eau froide 1 250 g·l-1 eau chaude. Sol dans acétone, alcool, alcool amylique, pyridine, solvants organiques polaires.
Masse volumique	2,07 g·cm-3 [4]
Pression de vapeur saturante	1 mmHg (547 °C)[4]
Thermochimie
ΔfH0solide	-408,6 kJ·mol-1 (25 °C)[4]
ΔfusH°	19,9 kJ·mol-1 [4]
Cp	48,0 J·K-1·mol-1 (25 °C)[4]
Cristallographie
symbole de Pearson	$cF8\,$ [5]
Classe cristalline ou groupe d’espace	Fm3m (n°225) [5]
Strukturbericht	B1[5]
Structure type	NaCl[5]
Propriétés optiques
Indice de réfraction	$n^{ }_{ }$ 1,662 [4]
Précautions
Directive 67/548/EEC
Xn
Symboles : Xn : Nocif Phrases R : R22 : Nocif en cas d’ingestion. R36/38 : Irritant pour les yeux et la peau.
Phrases R : 22, 36/38,
Écotoxicologie
DL50	1 165 mg·kg-1 (souris, oral) 757 mg·kg-1 (rat, oral)
Unités du SI & CNTP, sauf indication contraire.

Le chlorure de lithium est un composé chimique de formule LiCl. Ce sel est un composé typiquement ionique. La petite taille de l'ion Li⁺donne lieu à des propriétés que n'ont pas les autres chlorures de métaux alcalins comme une extraordinaire solubilité dans les solvants polaires (830 g·l^-1 d'eau à 20 °C) et ses propriétés hygroscopiques^[6].

Propriétés chimiques

Le sel forme des hydrates cristallins, contrairement aux autres métaux alcalins^[7]. On connait des mono-, tri- et pentahydrates^[8]. Il absorbe jusqu'à quatre équivalents d'ammonium comme n'importe quel chlorure ionique, les solutions de chlorure de lithium sont des sources d'ion chlorure par exemple pour former un précipité avec le nitrate d'argent :

LiCl + AgNO₃ → AgCl + LiNO₃

Préparation

Le chlorure de lithium est produit par attaque du carbonate de lithium avec l'acide chlorhydrique. En principe, on peut utiliser la réaction très exothermique du lithium avec le chlore ou le chlorure d'hydrogène anhydre. Pour diminuer l'hydrolyse, le LiCl anhydre est préparé à partir de l'hydrate avec du chlorure d'hydrogène chaud.

Utilisation

Le chlorure de lithium est utilisé principalement pour produire du lithium métallique par électrolyse d'un bain de LiCl/KCl fondus à 600 °C. Il forme un eutectique avec KCl à 59.2 %m, qui fond à 353 °C ^[9]. LiCl est aussi utilisé comme fondant de soudure pour l'aluminium dans les pièces d'automobile. Il est utilisé comme desséchant pour l'air^[6]. Dans des applications plus spécialisées, le LiCl est utilisé en synthèse organique par exemple dans la réaction de Stille. Il est aussi utilisé pour la précipitation de l'ARN d'extraits cellulaires^[10].

Dangers

Les sels de lithium affectent le système nerveux central. À un certain moment, dans les années 40 , le chlorure de lithium fut produit pour substituer le sel de cuisine mais il fut interdit après que l'on s'aperçu de sa toxicité

Tératogénèse, doses : 50 mg pendant les jours 1, 4, 7, 9 de la gestation des rates et 20 mg jusqu'au 17e jr : malformations des yeux, de l'oreille externe, des fentes palatines.

Références

• (en) Cet article est partiellement ou en totalité issu de l’article de Wikipédia en anglais intitulé « Lithium chloride » (voir la liste des auteurs)

1. ↑ ^{a, b et c} CHLORURE DE LITHIUM, fiche de sécurité du Programme International sur la Sécurité des Substances Chimiques, consultée le 9 mai 2009
2. ↑ (en) David R. Lide, Handbook of chemistry and physics, CRC, 16 juin 2008, 89^e éd., 2736 p. (ISBN 142006679X et 978-1420066791), p. 9-50 
3. ↑ Masse molaire calculée d’après Atomic weights of the elements 2007 sur www.chem.qmul.ac.uk.
4. ↑ ^{a, b, c, d, e et f} « Lithium chloride » dans la base de données Hazardous Substances Data Bank, consulté le 22 juillet 2010
5. ↑ ^{a, b, c et d} The NaCl (B1) Structure sur http://cst-www.nrl.navy.mil/. Consulté le 17 décembre 2009
6. ↑ ^{a et b} Ulrich Wietelmann, Richard J. Bauer "Lithium and Lithium Compounds" in Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry 2005, Wiley-VCH: Weinheim.
7. ↑ Holleman, A. F.; Wiberg, E. "Inorganic Chemistry" Academic Press: San Diego, 2001. ISBN 0-12-352651-5
8. ↑ Andreas Hönnerscheid, Jürgen Nuss, Claus Mühle, Martin Jansen "Die Kristallstrukturen der Monohydrate von Lithiumchlorid und Lithiumbromid" Zeitschrift für anorganische und allgemeine Chemie, 2003, volume 629, p. 312-316.DOI:10.1002/zaac.200390049
9. ↑ http://www.factsage.cn/fact/documentation/FTsalt/KCl-LiCl.jpg
10. ↑ Cathala, G., Savouret, J., Mendez, B., West, B.L., Karin, M., Martial, J.A., and Baxter, J.D., « A Method for Isolation of Intact, Translationally Active Ribonucleic Acid », dans DNA, vol. 2, n^o 4, 1983, p. 329–335 [lien PMID] 

• Handbook of Chemistry and Physics, 71st edition, CRC Press, Ann Arbor, Michigan, 1990.

• N. N. Greenwood, A. Earnshaw, Chemistry of the Elements, 2^nd ed., Butterworth-Heinemann, Oxford, UK, 1997

• R. Vatassery, titration analysis of LiCl, sat'd in Ethanol by AgNO3 to precipitate AgCl(s). EP of this titration gives%Cl by mass.

• H. Nechamkin, The Chemistry of the Elements, McGraw-Hill, New York, 1968. Ulrich Wietelmann, Richard J. Bauer "Lithium and Lithium Compounds" in Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry 2005, Wiley-VCH: Weinheim.

• Talbott J. H. (1950). "Use of lithium salts as a substitute for sodium chloride.". Arch Med Interna. 85 (1): 1-10. PMID 15398859.

• L. W. Hanlon, M. Romaine, F. J. Gilroy. (1949). "Lithium Chloride as a Substitute for Sodium Chloride in the Diet". Journal of the American Medical Association 139 (11): 688-692.