Гідроксид літію

Гідроксид літію
Будова кристалічної ґратки
Назва за IUPAC	Літій гідроксид
Ідентифікатори
Номер CAS	1310-65-2
PubChem	3939
Номер EINECS	215-183-4
DrugBank	14506
ChEBI	33979
RTECS	OJ6307070
SMILES	[Li+].[OH-]
InChI	InChI=1S/Li.H2O/h;1H2/q+1;/p-1
Номер Гмеліна	68415
Властивості
Молекулярна формула	LiOH
Молярна маса	23,9 г/моль
Зовнішній вигляд	білі кристали
Густина	1,46 г/см³
Тпл	462 °C
Ткип	925 °C
Розчинність (вода)	124,8 г/л
Термохімія
Ст. ентальпія утворення ΔfHo 298	-484,90 кДж/моль
Ст. ентропія So 298	42,76 Дж/(моль·К)
Теплоємність, co p	49,58 Дж/(моль·К)
Якщо не зазначено інше, дані наведено для речовин у стандартному стані (за 25 °C, 100 кПа)
Інструкція з використання шаблону
Примітки картки

Гідрокси́д лі́тію, лі́тій гідрокси́д — гідроксид лужного металу літію, який має формулу LiOH. Поглинаючи воду з повітря, може утворювати моногідрат LiOH·H₂O. Проявляє сильні осно́вні властивості.

Застосовується для очищення повітря у приміщеннях від вуглекислого газу та для синтезу стеарату літію — поширеного компоненту мастил.

Фізичні властивості

Гідроксид літію при стандартних умовах є безбарвною кристалічною речовиною з тетрагональною кристалічною ґраткою. При роботі з ним слід бути обережним, уникати потрапляння на шкіру та слизові оболонки.

Розчинність LiOH у воді

Температура, °C	0	10	20	25	30	40	50	60	70	80	90	100
Розчинність, %	10,8	10,8	11,0	11,1	11,3	11,7	12,2	12,7	13,4	14,2	15,1	16,1

Отримання

Основним методом отримання гідроксиду літію є взаємодія сульфату літію і гідроксиду барію (у формі гідрату):

$\mathrm {Li_{2}SO_{4}+Ba(OH)_{2}\cdot 8H_{2}O\longrightarrow 2(LiOH\cdot H_{2}O)+BaSO_{4}\downarrow +6H_{2}O}$

Утворений гідрат LiOH дегідрують протягом кількох днів у присутності P₂O₅:

$\mathrm {LiOH\cdot H_{2}O{\xrightarrow {P_{2}O_{5}}}LiOH+H_{2}O}$

Також дегідратацію проводять незначним нагріванням речовини до 140 °C у струмені чистого водню. У випадку, якщо температура стрімко підвищуватиметься, при 445 °C моногідрат розплавиться і перейде у форму 8LiOH·H₂O, з якої виділити чистий гідроксид значно складніше.

Аналогічною до реакції з гідроксидом барію є взаємодія карбонату літію з гідроксидом кальцію:

$\mathrm {Li_{2}CO_{3}+Ca(OH)_{2}\longrightarrow 2LiOH+CaCO_{3}\downarrow }$

Менш поширеними є методи синтезу LiOH, засновані на взаємодії із водою металічного літію та оксиду літію:

$\mathrm {2Li+2H_{2}O\longrightarrow 2LiOH+H_{2}\uparrow }$

$\mathrm {Li_{2}O+H_{2}O\longrightarrow 2LiOH}$

Хімічні властивості

Гідроксид літію є сильним гідроксидом (лугом), який добре дисоціює у воді:

$\mathrm {LiOH\rightleftarrows Li^{+}+OH^{-}}$

При нагріванні понад 660 °C гідроксид дегідратується із утворенням оксиду літію:

$\mathrm {2LiOH{\xrightarrow {660-780^{o}C}}Li_{2}O+H_{2}O}$

Взаємодіючи з кислотами та кислотними оксидами, проявляє сильні осно́вні властивості та утворює відповідні солі (реакція нейтралізації):

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

$\mathrm {2LiOH+H_{2}SO_{4}\longrightarrow Li_{2}SO_{4}+2H_{2}O}$

$\mathrm {2LiOH+CO_{2}\longrightarrow Li_{2}CO_{3}+H_{2}O}$

$\mathrm {2LiOH+SO_{3}\longrightarrow Li_{2}SO_{4}+H_{2}O}$

При взаємодії зі спиртами (які мають кислотні властивості), утворює алкоголяти:

$\mathrm {LiOH+C_{2}H_{5}OH\rightarrow C_{2}H_{5}OLi+H_{2}O}$

Холодний та гарячий розчини LiOH реагують із галогенами:

$\mathrm {2LiOH+Cl_{2}\rightarrow LiClO+LiCl+H_{2}O}$

$\mathrm {6LiOH+Cl_{2}{\xrightarrow {t}}LiClO_{3}+5LiCl+3H_{2}O}$

У підігрітому спиртовому розчині сполука може відновлюватися пероксидом водню із утворенням пероксиду літію (після дегідратації у вакуумі в присутності P₂O₅):

$\mathrm {2LiOH+2H_{2}O_{2}+H_{2}O{\xrightarrow {C_{2}H_{5}OH,t}}Li_{2}O_{2}\cdot H_{2}O_{2}\cdot 3H_{2}O}$

$\mathrm {Li_{2}O_{2}\cdot H_{2}O_{2}\cdot 3H_{2}O{\xrightarrow {P_{2}O_{5},vacuum}}Li_{2}O_{2}+H_{2}O_{2}+3H_{2}O}$

Застосування

Гідроксид літію використовується в космічних місіях та в підводних човнах, для очищення повітря, оскільки він поглинає вуглекислим газом із повітря:

$\mathrm {2(LiOH\cdot H_{2}O)+CO_{2}\longrightarrow Li_{2}CO_{3}+3H_{2}O}$

LiOH застосовується в отриманні стеарату літію — одного з найпоширеніших компонентів для мастил, який має переваги у стійкості в широкому діапазоні температур (від -20 до 150 °C)

Також використовується при синтезі полімерів як каталізатор та як електроліт в акумуляторах.

Див. також

• Оксид літію
• Пероксид літію
• Стеарат літію

Посилання

• Літій це нове золото — відео Tokar.ua

Джерела

• Greenwood N. N., Earnshaw A. Chemistry of the Elements. — 2nd. — Oxford : Butterworth-Heinemann, 1997. — 1341 p. — ISBN 0-7506-3365-4. (англ.)
• CRC Handbook of Chemistry and Physics / D. R. Lide. — 86th. — Boca Raton (FL) : CRC Press, 2005. — 2656 p. — ISBN 0-8493-0486-5. (англ.)
• Handbook of Preparative Inorganic Chemistry / G. Brauer. — 2nd. — New York : Academic Press, 1963. — Vol. 1. — 1859 p. (англ.)
• Рипан Р., Четяну И. Неорганическая химия: Химия металлов / В. И. Спицын. — М. : «Мир», 1971. — Т. 1. — 561 с. (рос.)
• Лидин Р. А., Молочко В. А., Андреева Л. Л. Химические свойства неорганических веществ / Р. А. Лидин. — 3-е. — М. : Химия, 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0. (рос.)