Vryjdfkk

Kristallstruktur
__ Li+      __ O2−     __ H+
Kristallsystem	orthorhombisch
Raumgruppe	P4/mmm (Nr. 123)Vorlage:Raumgruppe/123
Gitterkonstanten	a = 3,549 Å, c = 4,334 Å
Allgemeines
Name	Lithiumhydroxid
Andere Namen	Ätzlithion Ätzlithium Lithiumoxidhydrat
Verhältnisformel	LiOH
Kurzbeschreibung	weißer Feststoff[1]
Externe Identifikatoren/Datenbanken
CAS-Nummer 1310-65-2 1310-66-3 (Monohydrat) ECHA-InfoCard 100.013.804 PubChem 3939 Wikidata Q407613
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] 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 (LD50, Ratte, oral)[2]
Thermodynamische Eigenschaften
ΔHf0	−484 kJ·mol−1[3]
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

Lithiumhydroxid LiOH, das Hydroxid des Lithiums, ist eine zwar starke, in Wasser aber nur mäßig lösliche Base.

Synthese |

Reines Lithiumoxid Li₂O reagiert mit Wasser zu Lithiumhydroxid.

Die technische Herstellung erfolgt durch Umsetzung von Lithiumcarbonat mit Calciumhydroxid:^[4]

Li2CO3+Ca(OH)2⟶2LiOH+CaCO3{displaystyle {ce {Li2CO3 + Ca(OH)2 -> 2LiOH + CaCO3}}}

Reines Lithiumhydroxid kann durch Reaktion von Lithiumsulfat mit Bariumhydroxid-Oktahydrat hergestellt werden. Das entstehende Monohydrat kann mit P₄O₁₀ im Vakuum zum Anhydrat umgesetzt werden.^[5]

Li2SO4+Ba(OH)2⋅8H2O⟶2LiOH⋅H2O+BaSO4+6H2O{displaystyle {ce {Li2SO4 + Ba(OH)2.8H2O -> 2LiOH.H2O + BaSO4 + 6H2O}}}

LiOH⋅H2O⟶LiOH+H2O{displaystyle {ce {LiOH.H2O -> LiOH + H2O}}}

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

Eigenschaften |

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).^[5] 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^[6]).

Verwendung |

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.^[4]

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

Weitere Anwendungsgebiete sind Fotoentwickler, keramische Erzeugnisse und die Herstellung von Boraten.^[6]

Weblinks |

 Commons: Lithiumhydroxid – Sammlung von Bildern, Videos und Audiodateien

• International Chemical Safety Card (ICSC) für Lithium hydroxide beim National Institute for Occupational Safety and Health (NIOSH).
  

Einzelnachweise |

1. 
   ↑ ^abcd Eintrag zu Lithiumhydroxid in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 8. Februar 2018 (JavaScript erforderlich).
   


2. 
   ↑ ^abcd Datenblatt Lithiumhydroxid bei AlfaAesar, abgerufen am 6. Februar 2010 (PDF) (JavaScript erforderlich)..
   


3. 
   ↑ A. F. Holleman, N. Wiberg: Anorganische Chemie. 103. Auflage. 1. Band: Grundlagen und Hauptgruppenelemente. de Gruyter, Berlin / Boston 2016, ISBN 978-3-11-049585-0, S. 1513 (Leseprobe: Teil A – Grundlagen der Chemie Der Wasserstoff. books.google.de).
   


4. 
   ↑ ^ab U. Wietelmann, R. Bauer: Lithium and Lithium compounds. In: Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, 2000, doi:10.1002/14356007.a15_393
   


5. 
   ↑ ^ab Georg Brauer (Hrsg.), unter Mitarbeit von Marianne Baudler u. a.: Handbuch der Präparativen Anorganischen Chemie. 3., umgearbeitete Auflage. Band II, Ferdinand Enke, Stuttgart 1978, ISBN 3-432-87813-3, S. 958.
   


6. 
   ↑ ^ab Eintrag zu Lithiumhydroxid. In: Römpp Online. Georg Thieme Verlag, abgerufen am 2. Januar 2015.
   


7. 
   ↑ H.-G. Heitmann: Chemische Belange in Kernkraftwerke. In: Chemie Ingenieur Technik - CIT, 1976, 48, 2, S. 124–129, doi:10.1002/cite.330480210.