Lithiumchlorid

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Kristallstruktur
Struktur von Lithiumchlorid
__ Li+     __ Cl
Kristallsystem

kubisch

Raumgruppe

Fm3m (Nr. 225)Vorlage:Raumgruppe/225

Gitterkonstanten

514 pm

Koordinationszahlen

Li[6], Cl[6]

Allgemeines
Name Lithiumchlorid
Verhältnisformel LiCl
Kurzbeschreibung

weißer Feststoff[1]

Externe Identifikatoren/Datenbanken
CAS-Nummer
  • 7447-41-8 (wasserfrei)
  • 16712-20-2 (Monohydrat)
PubChem 433294
Wikidata Q422930
Eigenschaften
Molare Masse 42,39 g·mol−1
Aggregatzustand

fest

Dichte

2,07 g·cm−3[2]

Schmelzpunkt

614 °C (wasserfrei)[1]

Siedepunkt

1360 °C[2]

Löslichkeit
  • leicht in Wasser (832 g·l−1 bei 20 °C)[1]
  • löslich in DMSO (102 g·l−1 bei 25 °C)[3]
  • löslich in Methanol[2]
Brechungsindex

1,662[4]

Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung [1]
07 – Achtung

Achtung

H- und P-Sätze H: 302​‐​315​‐​319
P: 302+352​‐​305+351+338 [1]
Toxikologische Daten

526 mg·kg−1 (LD50Ratteoral)[2]

Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen. Brechungsindex: Na-D-Linie, 20 °C

Lithiumchlorid LiCl, das Lithiumsalz der Chlorwasserstoffsäure, bildet farblose, stark hygroskopische[1] Kristalle. Neben dem wasserfreien Lithiumchlorid existieren noch verschiedene Hydrate, bekannt sind LiCl · n H2O mit n=1, 3 und 5.[5]

Eigenschaften[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Lithiumchloridlösungen sind stark hygroskopisch. Sie reduzieren den Wasserdampfdruck um ca. 90 %. Aus konzentrierten wässrigen Lösungen kristallisiert wasserfreies Lithiumchlorid erst bei Temperaturen oberhalb von 98 °C aus. Bei niedrigeren Temperaturen erhält man eine der Hydratformen. Die Löslichkeit in Wasser beträgt ca. 450 g LiCl/kg Lösung. Gasförmiges Lithiumchlorid bildet planare Ringe aus mehreren Lithiumchloridmolekülen (Di-, Tri- und Oligomere).

Lithiumchloridlösungen sind sehr korrosiv. Zur Handhabung konzentrierter Lösungen sind geeignete Werkstoffe auszuwählen. Lithiumchloridlösungen schädigen auch Beton.

Die Standardbildungsenthalpie des kristallinen Lithiumchlorids beträgt ΔfH0298 = −408,27 kJ/mol.[6]

Herstellung[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Die Gewinnung von Lithiumchlorid erfolgt durch Umsetzung einer wässrigen Lithiumhydroxid- oder Lithiumcarbonatlösung mit Chlorwasserstoff und anschließender Aufkonzentrierung und Trocknung.

Technisch relevant ist zurzeit nur die Umsetzung von Lithiumcarbonat mit Salzsäure mit anschließender Einengung unter Kristallisation von Lithiumchlorid in Vakuumverdampfern.

Außerdem fällt Lithiumchlorid häufig bei metallorganischen Synthesen als Nebenprodukt an (Salzmetathese).

Da die Synthese aus wässrigen Medien bei Raumbedingungen immer eine kristallwasserhaltige Verbindung ergibt, wird das wasserfreie Salz über Umsetzung des Hydrates mit Thionylchlorid dargestellt[7]:

Verwendung[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Lithiumchlorid kann zur Herstellung von Lithium benutzt werden. Hierzu wird eine Mischung aus Lithiumchlorid und Kaliumchlorid in einer Schmelzflusselektrolyse eingesetzt.[8] Wegen der stark hygroskopischen Wirkung kann es als Trocknungsmittel und auch zur Raumentfeuchtung verwendet werden.[9][10] Des Weiteren kann es als Flussmittel in der Löt- und Schweißtechnik eingesetzt werden.[10] Auf Grund seiner Hygroskopie kann es in Taupunktsensoren oder -hygrometern verwendet werden. Die elektrische Leitfähigkeit des Salzes ist stark abhängig von der Wasserkonzentration, weshalb die Umgebungsfeuchte aus der Leitfähigkeit des Lithiumchlorids bestimmt werden kann.[9] In chemischen oder geologischen Untersuchungen kann Lithiumchlorid als Tracer eingesetzt werden.[11] Lithiumchlorid kann in Enteiserlösungen verwendet werden. Da diese jedoch korrosiv sind, sind sie beispielsweise zur Anwendung an Fluggeräten in den USA verboten.[12] Auch die Textilindustrie verwendet Lithiumchlorid.[13] In Kältebädern können Lithiumchloridlösungen mit 25–30 % LiCl zum Einsatz kommen. Solche Kältebäder können bis −70 °C flüssig bleiben.

Am 12. Januar 2018 veröffentlichten Bettina Ziegelmann et.al. von der Universität Hohenheim in der Zeitschrift Scientific Reports einen Artikel, in dem sie berichteten, das man die Varroamilbe, einen gefährlichen Parasiten der Honigbiene, mit der oralen Gabe von Lithiumchlorid gut bekämpfen kann.[14][15] Es wirkt jedoch tödlich auf offene Brut.[16]

Einzelnachweise[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

  1. a b c d e f Eintrag zu Lithiumchlorid in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 22. Februar 2017 (JavaScript erforderlich).
  2. a b c d Datenblatt Lithiumchlorid (PDF) bei Carl Roth, abgerufen am 14. Dezember 2010.
  3. Dimethyl Sulfoxide (DMSO) Solubility Data. Gaylord Chemical Company, L.L.C.; Bulletin 102, Juni 2014, S. 15. (PDF)
  4. David R. Lide (Hrsg.): CRC Handbook of Chemistry and Physics. 90. Auflage. (Internet-Version: 2010), CRC Press/Taylor and Francis, Boca Raton, FL, Index of Refraction of Inorganic Crystals, S. 10-246.
  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. Dissertation: "Untersuchung organischer Festkörperreaktionen am Beispiel von Substitutions- und Polykondensationsreaktionen", Oliver Herzberg, Universität Hamburg 2000. Volltext
  7. Alfred R. Pray: Anhydrous metal chlorides. In: Therald Moeller (Hrsg.): Inorganic Syntheses. Band 5. McGraw-Hill, Inc., 1957, S. 153–156 (englisch).
  8. Jander, Blasius, Strähle: Einführung in das anorganisch-chemische Praktikum. 14. Auflage. Hirzel, Stuttgart 1995, ISBN 978-3-7776-0672-9, S. 386–387.
  9. a b Skript Universität Duisburg-Essen (PDF; 268 kB)
  10. a b Skript Universität Karlsruhe (PDF; 2,1 MB)
  11. Skript Universität von Colorado
  12. Airport Winter Safety and Operations (PDF; 432 kB)
  13. Patent DE 19638319C1 1998
  14. Universität Hohenheim: Forscher entdecken Medikament gegen Varroa-Milbe. 12. Januar 2018, abgerufen am 14. Januar 2018.
  15. Bettina Ziegelmann, Elisabeth Abele, Stefan Hannus, Michaela Beitzinger, Stefan Berg: Lithium chloride effectively kills the honey bee parasite Varroa destructor by a systemic mode of action. In: Scientific Reports. Band 8, Nr. 1, 12. Januar 2018, ISSN 2045-2322, doi:10.1038/s41598-017-19137-5 (nature.com [abgerufen am 14. Januar 2018]).
  16. Mellifera e. V.: Kritische Resonanz auf Artikel über Lithiumchlorid als Anti-Varroa-Mittel - Mellifera e. V., abgerufen am 20. Februar 2018

Weblinks[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]