Lithiumhydroxid
chemische Verbindung
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Lithiumhydroxid LiOH, das Hydroxid des Lithiums, ist eine zwar starke, in Wasser aber nur mäßig lösliche Base.
| Kristallstruktur | ||||||||||||||||||||||
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| _ Li+ _ O2− _ H+ | ||||||||||||||||||||||
| Kristallsystem |
orthorhombisch | |||||||||||||||||||||
| Raumgruppe |
P4/mmm (Nr. 123) | |||||||||||||||||||||
| Gitterparameter |
a = 3,549 Å, c = 4,334 Å | |||||||||||||||||||||
| Allgemeines | ||||||||||||||||||||||
| Name | Lithiumhydroxid | |||||||||||||||||||||
| Andere Namen | ||||||||||||||||||||||
| Verhältnisformel | LiOH | |||||||||||||||||||||
| Kurzbeschreibung |
weißer Feststoff[2] | |||||||||||||||||||||
| Externe Identifikatoren/Datenbanken | ||||||||||||||||||||||
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| Eigenschaften | ||||||||||||||||||||||
| Molare Masse | 23,95 g·mol−1 | |||||||||||||||||||||
| Aggregatzustand |
fest | |||||||||||||||||||||
| Dichte |
1,46 g·cm−3[3] | |||||||||||||||||||||
| Schmelzpunkt | ||||||||||||||||||||||
| Siedepunkt |
924 °C[3] | |||||||||||||||||||||
| Löslichkeit |
mäßig löslich in Wasser | |||||||||||||||||||||
| Sicherheitshinweise | ||||||||||||||||||||||
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| Toxikologische Daten | ||||||||||||||||||||||
| Thermodynamische Eigenschaften | ||||||||||||||||||||||
| ΔHf0 | ||||||||||||||||||||||
| Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen (0 °C, 1000 hPa). | ||||||||||||||||||||||
Gewinnung und Darstellung
Die technische Herstellung von Lithiumhydroxid erfolgt zum Großteil durch Umsetzung von Lithiumcarbonat mit Calciumhydroxid:[5]
![{\displaystyle {\mathrm {Li} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {CO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}+{}\mathrm {Ca} (\mathrm {OH} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}\mathrel {\longrightarrow } {}2\,\mathrm {LiOH} {}+{}\mathrm {CaCO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}}}](http://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/5596fe18918ecacc130d8b80c949af2860521fc1)
Weitere technisch mögliche Verfahren zur Gewinnung von Lithiumhydroxid aus Spodumen-Konzentraten sind der Lime-Roast-Prozess und der Eli-Prozess. Beim Lime-Roast-Prozess wird Spodumen mit Calciumoxid gemischt und im Ofen zu Klinker (CaSiO4, Li2O) gebrannt. Dieser wird gemahlen und mit Wasser eine Lithiumhydroxid-Lösung ausgelaugt und als Salz gefällt. Der Prozess wird jedoch großtechnisch nicht mehr angewendet. Im Eli-Prozess wird Spodumen erhitzt, um löslichen β-Spodumen zu erhalten. Dieser wird in Salzsäure gelöst und Verunreinigungen abgetrennt. Durch Ionenaustausch und Membran-Elektrolyse entsteht eine Lithiumhydroxid-Lösung aus der das Salz ausgefällt werden kann.[6]
Reines Lithiumoxid Li2O reagiert mit Wasser zu Lithiumhydroxid.[7]
Reines Lithiumhydroxid kann durch Reaktion von Lithiumsulfat mit Bariumhydroxid-Oktahydrat hergestellt werden. Das entstehende Monohydrat kann mit P4O10 im Vakuum zum Anhydrat umgesetzt werden.[8]
![{\displaystyle {\mathrm {Li} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {SO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{}+{}\mathrm {Ba} (\mathrm {OH} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\,{\cdot }\,8\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}\mathrel {\longrightarrow } {}2\,\mathrm {LiOH} \,{\cdot }\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}+{}\mathrm {BaSO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{}+{}6\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} }}](http://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/3b147628ad7cf12e5c840516a4eeabc4b3c28ea2)
![{\displaystyle {\mathrm {LiOH} \,{\cdot }\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {LiOH} {}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} }}](http://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/e2b2d6515414adf4192f7014997ad0c2c3d1c0d5)
Alternativ kann Lithiumhydroxid auch durch Elektrolyse von wässrigen Lithiumsalzlösungen hergestellt werden.
Lithiumhydroxid-d, also deuteriertes Lithiumhydroxid kann durch Reaktion von elementarem Lithium mit schwerem Wasser hergestellt werden.[9]
Eigenschaften
Lithiumhydroxid ist ein weißer, durchscheinender Feststoff mit einer Kristallstruktur vom PbO-Typ (Raumgruppe P4/mmm (Raumgruppen-Nr. 123), a = 3,549, c = 4,334 Å).[8] Es ist eine starke Base und reagiert als solche mit Säuren. Außerdem ist Lithiumhydroxid fähig, Kohlenstoffdioxid zu binden (1 g wasserfreies Lithiumhydroxid bindet 450 ml CO2[10]).
Verwendung
Der größte Teil des Lithiumhydroxids wird für die Herstellung von Lithiumstearaten und Lithium-12-hydroxystearat benötigt, die wichtige Schmierfette für Autos oder Flugzeuge sind. Weiterhin wird es auf Grund seiner Kohlenstoffdioxid-bindenden Wirkung als Luftreiniger eingesetzt. Dies spielt vor allem in der Raumfahrt, auf U-Booten und bei Pendelatem-Tauchgeräten (Rebreather) eine Rolle. Lithiumhydroxid kann Zement zugesetzt werden und ist dabei in der Lage, die Alkali-Kieselsäure-Reaktion zu unterdrücken. Weiterhin ist Lithiumhydroxid ein möglicher Zusatzstoff in Nickel-Eisen-Akkus.[5]
In Druckwasserreaktoren wird Lithiumhydroxid dem Primärkreislauf zugesetzt, um Borsäure zu neutralisieren und einen pH-Wert von etwa 7,2 zu erreichen.[11]
Lithiumhydroxid wird auch als Ausgangsmaterial für die Herstellung von Fahrzeug-Akkumulatoren (Lithium-Ionen-Akkumulatoren) eingesetzt.[12]
Weitere Anwendungsgebiete sind Fotoentwickler, keramische Erzeugnisse und die Herstellung von Boraten.[10]
Weblinks
- International Chemical Safety Card (ICSC) für Lithium hydroxide bei der International Labour Organization (ILO)