Lithiumchlorid

Kristallstruktur
__ Li+     __ Cl−
Kristallsystem	kubisch
Raumgruppe	$Fm\bar{3}m$
Koordinationszahlen	Li[6], Cl[6]
Allgemeines
Name	Lithiumchlorid
Verhältnisformel	LiCl
CAS-Nummer	7447-41-8 16712-20-2 Monohydrat
PubChem	433294
Kurzbeschreibung	weißer Feststoff[1]
Eigenschaften
Molare Masse	42,39 g·mol−1
Aggregatzustand	fest
Dichte	2,07 g·cm−3[2]
Schmelzpunkt	615 °C[2]
Siedepunkt	1360 °C[2]
Löslichkeit	gut in Wasser: 832 g·l−1 (20 °C)[1] löslich in Methanol[2]
Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung [1] Achtung H- und P-Sätze H: 302-315-319 EUH: keine EUH-Sätze P: 302+352-​305+351+338 [1] EU-Gefahrstoffkennzeichnung [1] Gesundheits- schädlich (Xn) R- und S-Sätze R: 22-36/38 S: keine S-Sätze
LD50	526 mg·kg−1[2]
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

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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.^[3]

Eigenschaften

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 Δ_fH⁰₂₉₈ = -408,27 kJ/mol.^[4]

Darstellung

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.

$\mathrm{LiOH + HCl \longrightarrow LiCl + H_2O}$

$\mathrm{Li_2CO_3 + 2 \ HCl \longrightarrow 2 \ LiCl + H_2O + CO_2 \uparrow}$

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

Verwendung

Lithiumchlorid kann zur Herstellung von Lithium benutzt werden. Hierzu wird eine Mischung aus Lithiumchlorid und Kaliumchlorid in einer Schmelzflusselektrolyse eingesetzt.^[5] Wegen der stark hygroskopischen Wirkung kann es als Trocknungsmittel und auch zur Raumentfeuchtung verwendet werden.^[6][7] Des Weiteren kann es als Flussmittel in der Löt- und Schweißtechnik eingesetzt werden.^[7] Auf Grund seiner Hygroskopie kann es in Taupunktsensor oder -hygrometer verwendet werden. Die elektrische Leitfähigkeit des Salzes ist stark abhängig von der Wasserkonzentration, weshalb die Umgebungsfeuchte aus der Leitfähigkeit des Lithiumchlorids bestimmt werden kann.^[6] In chemischen oder geologischen Untersuchungen kann Lithiumchlorid als Tracer eingesetzt werden.^[8] Lithiumchlorid kann in Enteiserlösungen verwendet werden. Da diese jedoch korrosiv sind, sind sie beispielsweise zur Anwendung an Fluggeräten in den USA verboten.^[9] Auch die Textilindustrie verwendet Lithiumchlorid.^[10] In Kältebädern können Lithiumchloridlösungen mit 25–30 % LiCl zum Einsatz kommen. Solche Kältebäder können bis −70 °C flüssig bleiben.

Einzelnachweise

1. ↑ ^{a b c d e f} Eintrag zu Lithiumchlorid in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 8. November 2007 (JavaScript erforderlich).
2. ↑ ^{a b c d e} Datenblatt Lithiumchlorid bei Carl Roth, abgerufen am 14. Dezember 2010.
3. ↑ 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.
4. ↑ Dissertation: "Untersuchung organischer Festkörperreaktionen am Beispiel von Substitutions- und Polykondensationsreaktionen", Oliver Herzberg, Universität Hamburg 2000. Volltext
5. ↑ Jander, Blasius, Strähle: Einführung in das anorganisch-chemische Praktikum. 14. Auflage. Hirzel, Stuttgart 1995, ISBN 978-3-7776-0672-9, S. 386–387.
6. ↑ ^{a b} Skript Universität Duisburg-Essen
7. ↑ ^{a b} Skript Universität Karlsruhe
8. ↑ Skript Universität von Colorado
9. ↑ [1]
10. ↑ Patent DE 19638319C1 1998

Weblinks

• B. Schwan / technology review: Sonnenwärme im Absorber

Lithiumhalogenide

Lithiumfluorid | Lithiumchlorid | Lithiumbromid | Lithiumiodid