Chlorure de lithium

Le chlorure de lithium est un composé chimique de formule LiCl. Il 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].

Chlorure de lithium
Identification
Nom UICPA Chlorure de lithium
No CAS 7447-41-8
No ECHA 100.028.375
No CE 231-212-3
Apparence cristaux incolores a blancs, hygroscopiques et déliquescents ou poudre[1].
Propriétés chimiques
Formule ClLiLiCl
Masse molaire[2] 42,394 ± 0,004 g/mol
Cl 83,63 %, Li 16,37 %,
Moment dipolaire 7,128 87 D [3]
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
S0gaz, 1 bar J K−1 mol−1
S0liquide, 1 bar J K−1 mol−1
S0solide J K−1 mol−1
ΔfH0gaz kJ mol−1
ΔfH0liquide kJ mol−1
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 [5]
Classe cristalline ou groupe d’espace Fm3m (n°225) [5]
Strukturbericht B1[5]
Structure type NaCl[5]
Propriétés optiques
Indice de réfraction  1,662 [4]
Précautions
Directive 67/548/EEC

Xn
Écotoxicologie
DL50 1 165 mg kg−1 (souris, oral)
757 mg kg−1 (rat, oral)
Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire.

Propriétés chimiques

Le sel forme des hydrates cristallins, contrairement aux autres métaux alcalins[7]. On connaît 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]. Il est aussi utilisé dans les cycles frigorifiques (H2O/LiCl) des machines à absorption.

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'aperçut de sa toxicité.

En tératogenèse, des doses de 50 mg ont été administrées pendant les jours 1, 4, 7, 9 de la gestation des rates puis de 20 mg jusqu'au 17e jour. Ont été constatées des malformations des yeux, de l'oreille externe ainsi que des fentes palatines[réf. nécessaire].

Références
  1. CHLORURE DE LITHIUM, fiche(s) de sécurité du Programme International sur la Sécurité des Substances Chimiques, consultée(s) le 9 mai 2009
  2. Masse molaire calculée d’après « Atomic weights of the elements 2007 », sur www.chem.qmul.ac.uk.
  3. (en) David R. Lide, Handbook of chemistry and physics, Boca Raton, CRC, , 89e éd., 2736 p. (ISBN 978-1-4200-6679-1 et 1-4200-6679-X), p. 9-50
  4. « Lithium chloride » dans la base de données Hazardous Substances Data Bank, consulté le 22 juillet 2010
  5. « The NaCl (B1) Structure », sur http://cst-www.nrl.navy.mil/ (consulté le )
  6. (en) Ulrich Wietelmann, Richard J. Bauer "Lithium and Lithium Compounds" in Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry 2005, Wiley-VCH: Weinheim.
  7. (en) Holleman, A. F.; Wiberg, E. "Inorganic Chemistry" Academic Press: San Diego, 2001. (ISBN 0-12-352651-5).
  8. (de) 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. (en) « KCl - LiCl », diagramme de phase [image], sur factsage.cn.
  10. (en) 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 », DNA, vol. 2, no 4,‎ , p. 329–335 (PMID 6198133).
  • (en) Handbook of Chemistry and Physics, 71st edition, CRC Press, Ann Arbor, Michigan, 1990.
  • (en) N. N. Greenwood, A. Earnshaw, Chemistry of the Elements, 2d ed., Butterworth-Heinemann, Oxford, UK, 1997
  • (en) R. Vatassery, titration analysis of LiCl, sat'd in Ethanol by AgNO3 to precipitate AgCl(s). EP of this titration gives%Cl by mass.
  • (en) 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.
  • (en) Talbott J. H. (1950). "Use of lithium salts as a substitute for sodium chloride.". Arch Med Interna. 85 (1): 1-10. PMID 15398859.
  • (en) 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.
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