Lithiumhydroxid

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Kristallstruktur
Kristallstruktur von Lithiumhydroxid
__ Li+      __ O2−     __ H+
Raumgruppe

P4/mmm (Nr. 123)Vorlage:Raumgruppe/123

Allgemeines
Name Lithiumhydroxid
Andere Namen
  • Ätzlithion
  • Ätzlithium
  • Lithiumoxidhydrat
Verhältnisformel LiOH
CAS-Nummer
  • 1310-65-2
  • 1310-66-3 (Monohydrat)
PubChem 3939
Kurzbeschreibung

weißer Feststoff[1]

Eigenschaften
Molare Masse 23,95 g·mol−1
Aggregatzustand

fest

Dichte

1,46 g·cm−3[2]

Schmelzpunkt

450 °C[2]

Siedepunkt

924 °C[2]

Löslichkeit

mäßig löslich in Wasser
(12,8 g / 100 g Wasser bei 20 °C)[1]

Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung [1]
05 – Ätzend 07 – Achtung

Gefahr

H- und P-Sätze H: 301​‐​314
P: 280​‐​301+330+331​‐​305+351+338​‐​309+310 [1]
Toxikologische Daten

210 mg·kg−1 (LD50Ratteoral)[2]

Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.
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Lithiumhydroxid LiOH, das Hydroxid des Lithiums, ist eine zwar starke, in Wasser aber nur mäßig lösliche Base.

Synthese[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Reines Lithiumoxid Li2O reagiert mit Wasser zu Lithiumhydroxid.

Die technische Herstellung erfolgt durch Umsetzung von Lithiumcarbonat mit Calciumhydroxid:[3]

Reines Lithiumhydroxid kann durch Reaktion von Lithiumsulfat mit Bariumhydroxid-Oktahydrat hergestellt werden. Das entstehende Monohydrat kann mit P4O10 im Vakuum zum Anhydrat umgesetzt werden.[4]

Alternativ kann Lithiumhydroxid auch durch Elektrolyse von wässrigen Lithiumsalzlösungen hergestellt werden.

Eigenschaften[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Lithiumhydroxid ist ein weißer, durchscheinender Feststoff mit einer Kristallstruktur vom PbO-Typ (Raumgruppe P4/mmm (Raumgruppen-Nr. 123)Vorlage:Raumgruppe/123, a = 3,549, c = 4,334 Å).[4] 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[5]).

Verwendung[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Der größte Teil des Lithiumhydroxids wird für die Herstellung von Lithiumstearaten 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.[3]

In Druckwasserreaktoren wird Lithiumhydroxid dem Primärkreislauf zugesetzt, um Borsäure zu neutralisieren und einen pH-Wert von etwa 7,2 zu erreichen.[6]

Weitere Anwendungsgebiete sind Fotoentwickler, keramische Erzeugnisse und die Herstellung von Boraten.[5]

Weblinks[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

 Commons: Lithiumhydroxid – Sammlung von Bildern, Videos und Audiodateien

Einzelnachweise[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

  1. a b c d e Eintrag zu Lithiumhydroxid in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 1. Februar 2016 (JavaScript erforderlich).
  2. a b c d e Datenblatt Lithiumhydroxid bei AlfaAesar, abgerufen am 6. Februar 2010 (JavaScript erforderlich)..
  3. a b U. Wietelmann, R. Bauer: Lithium and Lithium compounds. In: Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, 2000, doi:10.1002/14356007.a15_393
  4. a b Georg Brauer: Handbuch der Präparativen Anorganischen Chemie, Band II, Seite 958. 1978, ISBN 3-432-87813-3.
  5. a b Eintrag zu Lithiumhydroxid. In: Römpp Online. Georg Thieme Verlag, abgerufen am 2. Januar 2015.
  6. H.-G. Heitmann: Chemische Belange in Kernkraftwerke. In: Chemie Ingenieur Technik - CIT, 1976, 48, 2, S. 124–129, doi:10.1002/cite.330480210.