كلوريد الليثيوم
| كلوريد الليثيوم | |
|---|---|
 | |
 | |
| الاسم النظامي (IUPAC) | |
كلوريد الليثيوم |
|
| المعرفات | |
| رقم CAS | 7447-41-8 |
| بوب كيم (PubChem) | 433294 |
مواصفات الإدخال النصي المبسط للجزيئات
|
|
| 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 |  Xn |
| توصيف المخاطر | |
| تحذيرات وقائية | |
| في حال عدم ورود غير ذلك فإن البيانات الواردة أعلاه معطاة بالحالة القياسية (عند 25 °س و 100 كيلوباسكال) | |
تعديل مصدري - تعديل  | |
كلوريد الليثيوم مركب كيميائي له الصيغة LiCl، ويكون على شكل بلورات بيضاء لها قدرة على الاسترطاب.[2] وهو ملح الليثيوم لحمض الهيدروكلوريك.
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]- يستخدم كلوريد الليثيوم بشكل أساسي في تحضير فلز الليثيوم عن طريق التحليل الكهربائي لمصهور المركب مع كلوريد البوتاسيوم KCl عند الدرجة 600°س.[6]
- يستخدم كصهارة Flux أثناء تعدين الألومنيوم.
- في المجال المخبري يستخدم كلوريد الليثيوم كمادة مضافة إلى تفاعل ستايل Stille reaction، كما أن له تطبيقات كيميائية حيوية حيث يستخدم لترسيب الحمض الريبي النووي RNA من المستخلصات الخلوية.[7]
- يستخدم كلوريد الليثيوم كملون للهب، حيث يعطي اللهب لوناً أحمراً داكناً.
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]- ^ ا ب ج LITHIUM CHLORIDE (بالإنجليزية), QID:Q278487
- ^ Pradyot Patnaik. Handbook of Inorganic Chemicals. McGraw-Hill, 2002, ISBN 0-07-049439-8
- ^ Ulrich Wietelmann, Richard J. Bauer "Lithium and Lithium Compounds" in Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry 2005, Wiley-VCH: Weinheim.
- ^ Holleman, A. F.; Wiberg, E. "Inorganic Chemistry" Academic Press: San Diego, 2001. ISBN 0-12-352651-5.
- ^ 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.
- ^ Jander, Blasius, Strähle: Einführung in das anorganisch-chemische Praktikum. 14. Auflage. Hirzel, Stuttgart 1995, ISBN 978-3-7776-0672-9, S. 386–387.
- ^ 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) - ^ 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.
- ^ 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) - ^ "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)
