Tétrafluoroborate de lithium
Le tétrafluoroborate de lithium est un composé inorganique de formule LiBF4. Commercialisé sous la forme d'une poudre cristalline blanche, il a été largement testé pour une utilisation dans les accumulateurs commerciaux, une application qui exploite sa grande solubilité dans les solvants non polaires[2].
| Tétrafluoroborate de lithium | ||
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| Identification | ||
|---|---|---|
| Nom UICPA | Lithium tetrafluoroborate | |
| Synonymes |
Borate(1-), tetrafluoro-, lithium |
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| No CAS | ||
| No ECHA | 100.034.692 | |
| PubChem | ||
| SMILES | ||
| InChI | ||
| Apparence | solide cristallin blanc/gris | |
| Propriétés chimiques | ||
| Formule | LiBF4 | |
| Masse molaire[1] | 93,746 ± 0,009 g/mol B 11,53 %, F 81,06 %, Li 7,4 %, |
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| Propriétés physiques | ||
| T° fusion | 296,5°C | |
| T° ébullition | se décompose | |
| Masse volumique | 0,852 g/cm3 | |
| Précautions | ||
| NFPA 704 | ||
| Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire. | ||
modifier  |
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Applications
modifierBien que l'ion BF4− ait une mobilité ionique élevée, les solutions de son sel Li+ sont moins conductrices que d’autres sels moins associés[2]. En tant qu’électrolyte dans les batteries lithium-ion, le LiBF4 offre certains avantages par rapport au LiPF6, plus courant. Il présente une plus grande stabilité thermique[3] et une meilleure tolérance à l’humidité[4]. Par exemple, le LiBF4 peut tolérer une teneur en humidité allant jusqu’à 620 ppm à température ambiante, tandis que le LiPF6 s’hydrolyse facilement en gaz toxiques POF3 et HF, détruisant souvent les matériaux des électrodes de la batterie. Les inconvénients de l’électrolyte comprennent une conductivité relativement faible et des difficultés à former une interface électrolytique solide stable avec des électrodes en graphite.
Stabilité thermique
modifierParce que le LiBF4 et d’autres sels de métaux alcalins se décomposent thermiquement pour former du trifluorure de bore, le sel est couramment utilisé comme source pratique de ce produit chimique à l’échelle du laboratoire.
Fabrication
modifierLe LiBF4 est un sous-produit de la synthèse industrielle du diborane[5],[6] :
Le LiBF4 peut également être synthéthisé à partir de LiF et de BF3 dans un solvant approprié résistant à la fluoration par BF3 (par exemple HF, BrF3, ou SO2 liquéfié)[5] :
- LiF + BF3 → LiBF4
Références
modifier- Masse molaire calculée d’après « Atomic weights of the elements 2007 », sur www.chem.qmul.ac.uk.
- (en) Xu, Kang, « "Nonaqueous Liquid Electrolytes for Lithium-Based Rechargeable Batteries." », Chemical Reviews, vol. 104, , p. 4303-418 (DOI 10.1021/cr030203g)
- (en) S. Zhang, K. Xu et T. Jow, « Low-temperature performance of Li-ion cells with a LiBF4-based electrolyte », Journal of Solid State Electrochemistry, vol. 7, no 3, , p. 147–151 (DOI 10.1007/s10008-002-0300-9, S2CID 96775286, lire en ligne, consulté le )
- (en) S. S. Zhang, z K. Xu et T. R. Jow, « Study of LiBF4 as an Electrolyte Salt for a Li-Ion Battery », Journal of the Electrochemical Society, vol. 149, no 5, , A586–A590 (DOI 10.1149/1.1466857, Bibcode 2002JElS..149A.586Z, lire en ligne, consulté le )
- (en) Robert Brotherton; Joseph Weber; Clarence Guibert & John Little, Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, (ISBN 3527306730, DOI 10.1002/14356007.a04_309), « "Boron Compounds" », p. 10
- (en) Georg Brauer, Handbook of Preparative Inorganic Chemistry Vol. 1, 2nd Ed, New York, Academic Press, (ISBN 978-0121266011, lire en ligne), p. 773
