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

Eigenschaften

Lithiumchloridlösungen sind stark hygroskopisch. 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.

Herstellung

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.

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

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

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:

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

Verwendung

Lithiumchlorid kann zur Herstellung von Lithium benutzt werden. Hierzu wird eine Mischung aus Lithiumchlorid und Kaliumchlorid in einer Schmelzflusselektrolyse eingesetzt. Wegen der stark hygroskopischen Wirkung kann es als Trocknungsmittel und auch zur Raumentfeuchtung verwendet werden. Des Weiteren kann es als Flussmittel in der Löt- und Schweißtechnik eingesetzt werden. 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. In chemischen oder geologischen Untersuchungen kann Lithiumchlorid als Tracer eingesetzt werden. Lithiumchlorid kann in Enteiserlösungen verwendet werden. Da diese jedoch korrosiv sind, sind sie beispielsweise zur Anwendung an Fluggeräten in den USA verboten. Auch die Textilindustrie verwendet Lithiumchlorid. In Kältebädern können Lithiumchloridlösungen mit 25–30 % LiCl zum Einsatz kommen. Solche Kältebäder können bis −70 °C flüssig bleiben.

Lithiumchlorid eignet sich auch als potentielle Basis eines neuen Behandlungsverfahrens gegen die Varroamilbe, einen gefährlichen Parasiten der Honigbiene. Es wirkt jedoch tödlich auf offene Brut.

Weblinks

• B. Schwan / technology review: Sonnenwärme im Absorber

Einzelnachweise

1. ↑ Eintrag zu LITHIUM CHLORIDE in der CosIng-Datenbank der EU-Kommission, abgerufen am 12. Dezember 2021.
2. 1 2 3 4 5 6 Eintrag zu Lithiumchlorid in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 22. Februar 2017. (JavaScript erforderlich)
3. 1 2 3 4 Datenblatt Lithiumchlorid (PDF) bei Carl Roth, abgerufen am 14. Dezember 2010.
4. ↑ Dimethyl Sulfoxide (DMSO) Solubility Data. Gaylord Chemical Company, L.L.C.; Bulletin 102, Juni 2014, S. 15. (PDF)
5. ↑ Sicherheitsdatenblatt, Sigma-Aldrich, Lithiumchlorid-Lösung (in THF). Abgerufen am 8. August 2023. 
6. ↑ 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.
7. ↑ 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.
8. ↑ Dissertation: "Untersuchung organischer Festkörperreaktionen am Beispiel von Substitutions- und Polykondensationsreaktionen", Oliver Herzberg, Universität Hamburg 2000. Volltext
9. ↑ Alfred R. Pray: Anhydrous metal chlorides. In: Therald Moeller (Hrsg.): Inorganic Syntheses. Band 5. McGraw-Hill, Inc., 1957, S. 153–156 (englisch). 
10. ↑ Jander, Blasius, Strähle: Einführung in das anorganisch-chemische Praktikum. 14. Auflage. Hirzel, Stuttgart 1995, ISBN 978-3-7776-0672-9, S. 386–387.
11. 1 2 Skript Universität Duisburg-Essen (PDF; 268 kB)
12. 1 2 Skript Universität Karlsruhe (Memento des Originals vom 15. Februar 2010 im Internet Archive)  Info: Der Archivlink wurde automatisch eingesetzt und noch nicht geprüft. Bitte prüfe Original- und Archivlink gemäß Anleitung und entferne dann diesen Hinweis.@1@2Vorlage:Webachiv/IABot/www.rz.uni-karlsruhe.de (PDF; 2,1 MB)
13. ↑ Skript Universität von Colorado
14. ↑ Airport Winter Safety and Operations (PDF; 432 kB) (Memento des Originals vom 10. Oktober 2008 im Internet Archive)  Info: Der Archivlink wurde automatisch eingesetzt und noch nicht geprüft. Bitte prüfe Original- und Archivlink gemäß Anleitung und entferne dann diesen Hinweis.@1@2Vorlage:Webachiv/IABot/ntl.bts.gov
15. ↑ Patent DE19638319C1: Verfahren zur Herstellung von Celluloseformiaten, Celluloseacetaten, Cellulosepropionaten und Cellulosebutyraten mit Substitutionsgraden von 0,1 bis 0,4 und mit verbesserten Löseeigenschaften und ihre Verwendung zur Herstellung von Celluloseregeneratprodukten. Angemeldet am 19. September 1996, veröffentlicht am 10. Juni 1998, Anmelder: Deutsche Institute für Textil- und Faserforschung, Erfinder: Frank Hermanutz, Wilhelm Oppermann.‌
16. ↑ Universität Hohenheim: Forscher entdecken Medikament gegen Varroa-Milbe. 12. Januar 2018, abgerufen am 14. Januar 2018. 
17. ↑ 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, doi:10.1038/s41598-017-19137-5 (nature.com [abgerufen am 14. Januar 2018]). 
18. ↑ Mellifera e. V.: Kritische Resonanz auf Artikel über Lithiumchlorid als Anti-Varroa-Mittel - Mellifera e. V., abgerufen am 20. Februar 2018