Bromuro de litio

Bromuro de litio
General
Fórmula molecular	LiBr
Identificadores
Número CAS	231-439-8
	InChI InChI=InChI=1S/BrH.Li/h1H;/q;+1/p-1; Key: AMXOYNBUYSYVKV-UHFFFAOYSA-M
Propiedades físicas
Apariencia	cristales
Densidad	3464 kg/m³; 3,464 g/cm³
Masa molar	86 845 g/mol
Punto de fusión	552 °C (825 K)
Punto de ebullición	1265 °C (1538 K)
Índice de refracción (nD)	1,784
Propiedades químicas
Solubilidad en agua	145 g/100 mL (4 °C); 166,7 g/100 mL (20 °C); 254 g/100 mL (90 °C)
Peligrosidad
NFPA 704	0 2 0
Compuestos relacionados
Sales alcalinas de Bromo	Bromuro potásico (KBr), Bromuro sódico (NaBr), Bromuro de rubidio (RbBr), Bromuro de cesio (CsBr)
Halogenuros	Fluoruro de litio (LiF), Cloruro de litio (LiCl), 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 bromuro de litio LiBr es un compuesto químico de litio y bromo. Debido a su alta absorción de agua se usa como un agente de secado en acondicionadores de aire.

Además del bromuro de litio anhidro existen varios hidratos, se conocen LiBr•n H₂O con n = 1, 2, 3 y 5. El monohidrato de LiBr• H₂O tiene una densidad de 2,51 g · cm ^-3. En contraste con otros bromuros de metales alcalinos, existe varias formas cristalinas.^[2] La sal anhidra forma cristales cúbicos, similares a la sal de mesa. Para deshidratar se debe calentar al vacío a 90 °C.

Síntesis

El bromuro de litio se prepara haciendo reaccionar una solución acuosa de hidróxido de litio, o de carbonato de litio con bromuro de hidrógeno^[3]

\mathrm {LiOH+\ HBr\longrightarrow \ LiBr+\ H_{2}O}

\mathrm {Li_{2}CO_{3}+\ 2HBr\longrightarrow \ 2LiBr+\ H_{2}O+\ CO_{2}}

En la primera reacción se puede formar también litiomonooxobromato que con ácido fórmico o amoníaco se puede reducir a bromuro de litio.

El bromuro de litio anhidro también puede obtenerse por reacción de hidruro de litio con bromo.

\mathrm {LiH+\ Br_{2}\longrightarrow \ LiBr+\ HBr}

Propiedades

El bromuro de litio es higroscópico,^[4] las soluciones concentradas de 50% LiBr reducen la presión de vapor del agua en aproximadamente un 80%. Es altamente soluble en agua a 20 °C. Es soluble en alcohol y glicol de etileno. La solubilidad depende fuertemente de la temperatura. Dependiendo de la temperatura de los hidratos de bromuro de litio son diferentes:^[5] por debajo de 4 °C, trihidrato de LiBr•3H₂O, entre 4 y 44 °C, el dihidrato LiBr•2H₂O y entre 44 y 159 °C, el monohidrato de LiBr•H₂O. A temperaturas más altas del anhidro es estable.^[4] El diagrama de solubilidad muestra la transición desde el monohidrato de anhidrato en una curva.

La entalpía estándar de bromuro de litio es ΔH_f⁰ = -351 kJ / mol.^[6]

Uso

Como una solución de bromuro de litio en agua para máquinas de absorción^[7] (más del 50% del bromuro de litio producido).
Debido al efecto altamente higroscópico como un agente desecante en sistemas de refrigeración, aire acondicionado y secado industriales.^[8]^[9] La solución concentrada de este compuesto es un sumidero de efectivo del vapor de agua.
Se utiliza como agente caotrópico para disolver proteínas y para aumentar el volumen de lana, pelo y otras fibras orgánicas.
Síntesis orgánicas. Como un catalizador y reactivo .
Fundente durante la soldadura.
Como electrolito en algunas pilas de litio.

Medicina

El Bromuro de litio se usó como sedante a principios del siglo XX, pero en la década de 1940 dejó de ser utilizado, ya que algunos pacientes con enfermedades del corazón murieron después de la ingesta. Además, al igual que el carbonato de litio y el cloruro de litio, se utiliza para tratar el trastorno bipolar.^[10]

Peligros

Las sales de litio tienen efectos psicoactivos, y son corrosivas^{[cita requerida]}.

Véase también

Referencias

↑ Número CAS
↑ Holleman, A. F.; Wiberg, E. «Inorganic Chemistry» Academic Press: San Diego, 2001. ISBN 0-12-352651-5.
↑ Autorenkollektiv: Organikum. 21. Auflage. Wiley-VCH Weinheim, 2001, ISBN 3-527-29985-8, S. 1151–1152.
↑ ^a ^b R. Abegg, F. Auerbach, I. Koppel: Handbuch der anorganischen Chemie, Verlag S. Hirzel, 1908, 2. Band, 1. Teil, S. 128–129. Volltext
↑ Herold, Keith; Radermacher, E.; Klein, Reinhard; Sanford, A.: Absorption Chillers and Heat Pumps. Boca Ration: CRC Press, 1996. ISBN 0-8493-9427-9.
↑ A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie, 101. Auflage, de Gruyter 1995, ISBN 3-11-012641-9, S. 1170.
↑ Kälte Luft Klimatechnik (de)
↑ CRC Handbook of Chemistry and Physics. David R. Lide (red.). Wyd. 90. Boca Raton: CRC Press, 2009, s. 4-71. ISBN 978-1-4200-9084-0.
↑ Department of Chemistry, The University of Akron: Lithium bromide (enlace roto disponible en Internet Archive; véase el historial, la primera versión y la última).
↑ Bipolar disorder

Datos: Q409701
Multimedia: Lithium bromide / Q409701

[1] Número CAS

[2] Holleman, A. F.; Wiberg, E. «Inorganic Chemistry» Academic Press: San Diego, 2001. ISBN 0-12-352651-5.

[3] Autorenkollektiv: Organikum. 21. Auflage. Wiley-VCH Weinheim, 2001, ISBN 3-527-29985-8, S. 1151–1152.

[handbuch-4] R. Abegg, F. Auerbach, I. Koppel: Handbuch der anorganischen Chemie, Verlag S. Hirzel, 1908, 2. Band, 1. Teil, S. 128–129. Volltext

[Herold_et._al.-5] Herold, Keith; Radermacher, E.; Klein, Reinhard; Sanford, A.: Absorption Chillers and Heat Pumps. Boca Ration: CRC Press, 1996. ISBN 0-8493-9427-9.

[wiberg1-6] A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie, 101. Auflage, de Gruyter 1995, ISBN 3-11-012641-9, S. 1170.

[7] Kälte Luft Klimatechnik (de)

[Lide-8] CRC Handbook of Chemistry and Physics. David R. Lide (red.). Wyd. 90. Boca Raton: CRC Press, 2009, s. 4-71. ISBN 978-1-4200-9084-0.

[9] Department of Chemistry, The University of Akron: Lithium bromide (enlace roto disponible en Internet Archive; véase el historial, la primera versión y la última).

[10] Bipolar disorder

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