Nitrate de lithium

Le nitrate de lithium est un composé inorganique, de formule LiNO3. C'est le sel de lithium de l'acide nitrique.

Nitrate de lithium

Formule développée et apparence du nitrate de lithium

Structure cristalline : __ Li+     __ N     __ O
Identification
No CAS 7790-69-4
No ECHA 100.029.290
No CE 232-218-9
No RTECS QU9200000
PubChem 10129889
SMILES
InChI
Apparence cristaux blancs à incolores, inodores[1],[2], déliquescents.
Propriétés chimiques
Formule LiNO3  [Isomères]
Masse molaire[3] 68,946 ± 0,003 g/mol
Li 10,07 %, N 20,32 %, O 69,62 %,
Propriétés physiques
T° fusion 255 °C[1]
T° ébullition Pas de point d'ébullition. Se décompose à une température supérieure à 450 °C[1]
Solubilité 522 g·L-1 (eau, 20 °C)[1],[2]
Masse volumique 2,36 g·cm-3 (20 °C)[1]
Précautions
SGH
H272, H302, H319, P210, P301+P312 et P305+P351+P338
SIMDUTFiche CSST du composé Nitrate de lithium, consultée le 22 novembre 2015.

C,
NFPA 704[2]
Transport[1]
50
   2722   
Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire.

Propriétés

Le nitrate de lithium se présente sous la forme de cristaux blancs à incolores, inodores fortement hygroscopiques. On le trouve d'ailleurs plus souvent sous sa forme de trihydrate LiNO3•H20 ; cette forme redevient anhydre à 28,8 °C[4], libérant son eau de cristallisation. Il fond vers 255 °C mais ne possède pas de température d'ébullition car il se décompose thermiquement au-delà de 450 °C[1] (600 °C selon d'autres sources[5]) en oxyde de lithium, dioxyde d'azote et dioxygène : 4 LiNO3 → 2 Li2O + 4 NO2 + O2

Il est à ce titre différent des autres nitrates de groupe I qui se décomposent eux en sels de nitrite et en dioxygène. Cela s'explique par la taille relativement petite du cation lithium ce qui le rend très polarisant, et favorise la formation d'oxyde. Le nitrate de lithium est d'ailleurs un très bon oxydant[6].

Le nitrate de lithium est très soluble dans l'eau et dans l'éthanol.

Synthèse

Le nitrate de lithium peut être synthétisé par réaction entre l'acide nitrique et le carbonate de lithium : Li2CO3 + 2 HNO3 → 2 LiNO3 + H2O + CO2

Il peut aussi être obtenu par réaction de l'acide nitrique avec l'hydroxyde de lithium : LiOH + HNO3 → LiNO3 + H2O

Lorsqu'il est synthétisé, on ajoute en général au mélange réaction un indicateur de pH pour déterminer quand tout l'acide a été neutralisé. Dans le cas de la réaction avec le carbonate, elle peut aussi être évaluée via la production de dioxyde de carbone[7]. Afin de se débarrasser de l'eau, le produit final est chauffé pour la faire évaporer.

Utilisation

Contrairement à l'idée reçue, le nitrate de lithium n'est pas utilisé dans les engins pyrotechniques et les feux d'artifice rouge[8], les composés à base de calcium lui sont préférés pour obtenir une teinte rouge-orangée[9].

Le nitrate de lithium fait l'objet d'étude comme composé de transfert de chaleur[10], et d'agir comme un four solaire en captant l'énergie solaire et en s'en servant pour cuire des aliments. Dans un tel dispositif, une lentille de Fresnel servirait à faire fondre du nitrate de lithium solide qui servirait alors de « batterie solaire », permettant de restituer plus tard cette chaleur par convection[11].

Le nitrate de lithium fait l'objet d'étude visant à déterminer si son inclusion dans les dalles de béton au sol lui permet de résister aux effets des intempéries[12].

En laboratoire, LiNO3 est souvent associé à des ions trihydrates pour tester les liaisons hydrogène bifurquées à l'intérieur des cristaux moléculaires ce qui permet d'évaluer leur force[13].

Le nitrate de lithium est utilisé comme catalyseur pour accélérer la destruction de oxydes d'azote présents dans les suies [14].

Le Sabalith, un eutectique à bas point de fusion du nitrate de lithium et du nitrate de potassium est notamment utilisé dans la vulcanisation du caoutchouc.

Enfin, le nitrate de lithium peut servir de réactif pour produire d'autres composés du lithium.

Toxicité

Le nitrate de lithium est toxique si ingéré, s'attaquant au système nerveux central, à la thyroïde, aux reins et au système cardio-vasculaire[2]. Il cause des irritations sur la peau, les yeux et les muqueuses[6].

Notes et références
  1. Entrée « Lithium nitrate » dans la base de données de produits chimiques GESTIS de la IFA (organisme allemand responsable de la sécurité et de la santé au travail) (allemand, anglais), accès le 21 novembre 2015 (JavaScript nécessaire)
  2. Fiche Sigma-Aldrich du composé Lithium nitrate, consultée le 21 novembre 2015.
  3. Masse molaire calculée d’après « Atomic weights of the elements 2007 », sur www.chem.qmul.ac.uk.
  4. A. N. Campbell: The Systems: LiNO3-NH4NO3 and LiNO3-NH4NO3-H2O. In: Journal of the American Chemical Society. 64, 1942, S. 2680–2684, DOI:10.1021/ja01263a043.
  5. « Fiche Nitrate de lithium », Merck [PDF] (consulté le ).
  6. « Chemical Datasheet », CAMEO Chemicals (consulté le )
  7. « Synthesis database: Lithium nitrate synthesis »(Archive • Wikiwix • Archive.is • Google • Que faire ?), Amateur Science Network (consulté le )
  8. (de) A. F. Holleman, E. Wiberg (de), N. Wiberg, Lehrbuch der Anorganischen Chemie (de), Berlin, de Gruyter, (ISBN 3-11-012641-9), p. 1154
  9. E.-C. Koch, Evaluation of Lithium Compounds as Color Agents for Pyrotechnic Flames, J. Pyrotech 13, 2001
  10. Brevet européen EP0363678 1989, Metzler GmbH.
  11. (en) « A Solar Cooker Prototype for a Greener Tomorrow - BarbequeLovers.com », sur BarbequeLovers.com, (consulté le ).
  12. M Kelly et al., American Society of Civil Engineers, vol. 191, , 625–635 p.
  13. M Muniz, et al., G Cardini et R Righini, « Bifurcated hydrogen bond in lithium nitrate trihydrate probed by ab initio molecular dynamics », The Journal of Physical Chemistry, vol. 116, no 9,‎ , p. 2147–2153 (PMID 22309150, DOI 10.1021/jp2120115)
  14. M Ruiz et al., I and EC research, vol. 51, , 1150–1157 p.
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