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Cloruro de litio
Nombre IUPAC
	Cloruro de litio
General
Fórmula molecular	LiCl
Identificadores
Número CAS	7447-41-8
ChEBI	CHEBI:48607
ChEMBL	CHEMBL69710
ChemSpider	22449
PubChem	433294
UNII	G4962QA067
	SMILES [Li+].[Cl-]
	InChI InChI=InChI=1S/ClH.Li/h1H;/q;+1/p-1; Key: KWGKDLIKAYFUFQ-UHFFFAOYSA-M
Propiedades físicas
Apariencia	blanco cristalino
Densidad	2068 kg/m³; 2,068 g/cm³
Masa molar	4239 g/mol
Punto de fusión	610 °C (883 K)
Punto de ebullición	1382 °C (1655 K)
Índice de refracción (nD)	1,662
Propiedades químicas
Solubilidad en agua	68,29 g/100 mL (0 °C); 74,48 g/100 mL (10 °C); 84,25 g/100 mL (25 °C); 88,7 g/100 mL (40 °C); 123,44 g/100 mL (100 °C)
Momento dipolar	7,13 D D
Peligrosidad
SGA
Frases H	H302 H312 H315 H319 H335 H360
Frases P	P201 P202 P261 P264 P270 P271 P280 P281 P301+P312 P302+P352 P304+P340 P305+P351+P338 P308+P313 P321 P322 P330 P332+P313 P337+P313 P362 P403+P233 P405 P501
Compuestos relacionados
Cloruros	Cloruro potásico (KCl), Cloruro sódico (NaCl), Cloruro de rubidio (RbCl), Cloruro de cesio (CsCl)
Halogenuros	Fluoruro de litio (LiF), Bromuro de litio (LiBr), Yoduro de litio (LiI)
	Valores en el SI y en condiciones estándar; (25 ℃ y 1 atm), salvo que se indique lo contrario.
	[editar datos en Wikidata]

El cloruro de litio, cuya fórmula química es LiCl, es una sal formada por cloro y litio en proporción 1:1. Se comporta como un compuesto iónico típico (tiene características parecidas a la sal común), aunque el ion Li⁺ es muy pequeño. Es un compuesto inorgánico. Presenta una gran avidez por el agua, es decir, posee una elevada higroscopicidad, por lo que es un muy buen secante. Es más soluble en disolventes orgánicos polares como el metanol y la acetona que el cloruro sódico o el cloruro potásico.^[3]

Propiedades químicas

Color producido cuando se calienta a la llama el cloruro de litio

El cloruro de litio puede proporcionar una fuente de iones de cloruro. Como cualquier otro cloruro iónico soluble, precipita cloruros cuando es añadido a una disolución de una cierta sal metálica, como el nitrato de plomo (II):

\mathrm {2\ LiCl(ac)+Pb(NO_{3})_{2}(ac)\longrightarrow PbCl_{2}(s)+2\ LiNO_{3}(ac)}

Otro ejemplo, es la formación de un precipitado tras el tratamiento con nitrato de plata:

\mathrm {LiCl(ac)+AgNO_{3}(ac)\longrightarrow AgCl(s)+LiNO_{3}(ac)}

El ion Li⁺ actúa como un ácido de Lewis débil bajo ciertas circunstancias. Por ejemplo, un mol de cloruro de litio es capaz de absorber algo más de 4 moles de amoníaco.

La sal forma hidratos cristalinos, a diferencia de otros cloruros de metales alcalinos.^[4] Se conocen mono, tri y pentahidratos.^[5] La sal anhidra se puede regenerar calentando los hidratos.

Obtención

El cloruro de litio puede prepararse haciendo reaccionar una disolución acuosa de hidróxido de litio o carbonato de litio con ácido clorhídrico. También puede obtenerse mediante la reacción (altamente exotérmica) del litio metálico con cloro o cloruro de hidrógeno gaseoso anhidro.

Solo la reacción del carbonato de litio con ácido clorhídrico con concentración posterior por cristalización de cloruro de litio en evaporadores al vacío es actualmente técnicamente relevante:

\mathrm {LiOH+HCl\longrightarrow LiCl+H_{2}O}

\mathrm {Li_{2}CO_{3}+2\ HCl\longrightarrow 2\ LiCl+H_{2}O+CO_{2}\uparrow }

Además, el cloruro de litio es a menudo un subproducto de la síntesis organometálica (metátesis de sal).

Dado que la síntesis en medios acuosos siempre da como resultado un compuesto cristalino que contiene agua en condiciones ambientales, la sal anhidra da la forma hidratada al hacerlo reaccionar con cloruro de tionilo según la siguiente reacción:^[6]

{\ce {LiCl * H2O + SOCl2 -> LiCl + SO2 + 2 HCl}}

Usos

El cloruro de litio se usa principalmente en la producción del litio metálico mediante electrólisis de LiCl/KCl fundido a 450 °C. El LiCl se usa también como fundente en las soldaduras de aluminio realizadas en los automóviles. Se utiliza como desecante para secar corrientes de aire.^[3] En aplicaciones más especializadas, el cloruro de litio encuentra algún uso en la síntesis orgánica, por ejemplo, como aditivo en la reacción de Stille. Además, en aplicaciones bioquímicas, puede usarse para precipitar ARN de extractos celulares.^[7]

También posee usos cotidianos como en la creación de fuegos pirotécnicos, ya que produce llamas de color rojo oscuro.

El LiCl fundido se usa para la preparación de nanotubos de carbono,^[8] grafeno^[9] y niobato de litio.^[10]

Fabricantes

Sigma-Aldrich
Alfa Archivado el 23 de agosto de 2005 en Wayback Machine.
Fisher
VWR
Strem

Precauciones

Las sales de litio afectan el sistema nervioso central de varias maneras. Mientras que las sales de citrato y carbonato se usan actualmente para tratar el trastorno bipolar, otras sales de litio, incluido el cloruro, se usaron en el pasado. Durante un corto período de tiempo en la década de 1940, el cloruro de litio se fabricó como un sustituto de la sal, pero esto se prohibió después de que se reconocieron los efectos tóxicos del compuesto.^[11]^[12]

Referencias

↑ Número CAS
↑ lithium chloride
↑ ^a ^b 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.
↑ Hönnerscheid Andreas; Nuss Jürgen; Mühle Claus; Jansen Martin (2003). «Die Kristallstrukturen der Monohydrate von Lithiumchlorid und Lithiumbromid». Zeitschrift für anorganische und allgemeine Chemie 629 (2): 312-316. doi:10.1002/zaac.200390049.
↑ Alfred R. Pray (1957). «Anhydrous metal chlorides». Inorganic Syntheses (en inglés) (5) (McGraw-Hill, Inc.). p. 153-156.
↑ Cathala, G.; Savouret, J.; Mendez, B.; West, B. L.; Karin, M.; Martial, J. A.; Baxter, J. D. (1983). «A Method for Isolation of Intact, Translationally Active Ribonucleic Acid». DNA 2 (4): 329-335. PMID 6198133. doi:10.1089/dna.1983.2.329.
↑ Kamali, Ali Reza; Fray, Derek J. (2014). «Towards large scale preparation of carbon nanostructures in molten LiCl». Carbon 77: 835-845. doi:10.1016/j.carbon.2014.05.089.
↑ Kamali, Ali Reza; Fray, Derek J. (2015). «Large-scale preparation of graphene by high temperature insertion of hydrogen into graphite». Nanoscale 7 (26): 11310-11320. PMID 26053881. doi:10.1039/c5nr01132a.
↑ Kamali, Ali Reza; Fray, Derek J. (2014). «Preparation of lithium niobate particles via reactive molten salt synthesis method». Ceramics International 40: 1835-1841. doi:10.1016/j.ceramint.2013.07.085.
↑ Talbott J. H. (1950). «Use of lithium salts as a substitute for sodium chloride». Arch Intern Med 85 (1): 1-10. PMID 15398859. doi:10.1001/archinte.1950.00230070023001.
↑ L. J. Stone; M. luton; J. Gilroy (1949). «Lithium Chloride as a Substitute for Sodium Chloride in the Diet». Journal of the American Medical Association 139 (11): 688-692. PMID 18128981. doi:10.1001/jama.1949.02900280004002.