Гідрид літію

Гідри́д лі́тію — неорганічна бінарна сполука складу LiH, білі кристали з блакитним відтінком. Гідрид літію є найлегшою сполукою з іонним зв'язком — його молекулярна маса дорівнює 8.

Фізичні властивості

Гідрид літію має кристалічну ґратку типу NaCl. Кристали LiH — білого кольору; блакитний відтінок, що може з'являтися при перебуванні на повітрі або опроміненні УФ-світлом, зумовлений наявністю тонкого шару літію, який утворюється в результаті розкладу LiH.

Отримання

Отримати гідрид літію можна взаємодією простих речовин (літію та водню):

$\mathrm{2}\mathrm{L}\mathrm{i}\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\stackrel{500-700^{o}C}{\to }\mathrm{2}\mathrm{L}\mathrm{i}\mathrm{H}$

Іншим варіантом є взаємодія водню з нітридом літію:

$\mathrm{L}{\mathrm{i}}_{\mathrm{3}}\mathrm{N}\mathrm{+}\mathrm{3}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\stackrel{300^{o}C}{\to }\mathrm{3}\mathrm{L}\mathrm{i}\mathrm{H}\mathrm{+}\mathrm{N}{\mathrm{H}}_{\mathrm{3}}$

Хімічні властивості

Гідрид літію є достатньо активною сполукою: він реагує з рідким аміаком та водою. Остання реакція може слугувати джерелом водню:

$\mathrm{L}\mathrm{i}\mathrm{H}\mathrm{+}\mathrm{N}{\mathrm{H}}_{\mathrm{3}}\mathrm{\to }\mathrm{L}\mathrm{i}\mathrm{N}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}$

$\mathrm{L}\mathrm{i}\mathrm{H}\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}\mathrm{\to }\mathrm{L}\mathrm{i}\mathrm{O}\mathrm{H}\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}$

LiH вступає в реакцію також і зі спиртовими розчинниками, утворюючи алкоголяти:

$\mathrm{L}\mathrm{i}\mathrm{H}\mathrm{+}{\mathrm{C}}_{\mathrm{2}}{\mathrm{H}}_{\mathrm{5}}\mathrm{O}\mathrm{H}\mathrm{\to }\mathrm{L}\mathrm{i}\mathrm{O}{\mathrm{C}}_{\mathrm{2}}{\mathrm{H}}_{\mathrm{5}}\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}$

При високих температурах гідрид літію реагує з киснем, хлором та достатньо інертним азотом (склад продуктів залежить від температури):

$\mathrm{4}\mathrm{L}\mathrm{i}\mathrm{H}\mathrm{+}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}\stackrel{300-350^{o}C}{\to }\mathrm{2}\mathrm{L}{\mathrm{i}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}\mathrm{+}\mathrm{2}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}$

$\mathrm{2}\mathrm{L}\mathrm{i}\mathrm{H}\mathrm{+}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}\stackrel{400-500^{o}C}{\to }\mathrm{2}\mathrm{L}\mathrm{i}\mathrm{O}\mathrm{H}$

$\mathrm{L}\mathrm{i}\mathrm{H}\mathrm{+}\mathrm{C}{\mathrm{l}}_{\mathrm{2}}\stackrel{t}{\to }\mathrm{L}\mathrm{i}\mathrm{C}\mathrm{l}\mathrm{+}\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l}$

$\mathrm{4}\mathrm{L}\mathrm{i}\mathrm{H}\mathrm{+}{\mathrm{N}}_{\mathrm{2}}\stackrel{300-350^{o}C}{\to }\mathrm{2}\mathrm{L}{\mathrm{i}}_{\mathrm{2}}\mathrm{N}\mathrm{H}\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}$

$\mathrm{3}\mathrm{L}\mathrm{i}\mathrm{H}\mathrm{+}{\mathrm{N}}_{\mathrm{2}}\stackrel{400-500^{o}C}{\to }\mathrm{L}{\mathrm{i}}_{\mathrm{3}}\mathrm{N}\mathrm{+}\mathrm{N}{\mathrm{H}}_{\mathrm{3}}$

Він може відновлювати метали та неметали з їх оксидів:

$\mathrm{4}\mathrm{L}\mathrm{i}\mathrm{H}\mathrm{+}\mathrm{3}\mathrm{S}\mathrm{i}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}\stackrel{200^{o}C}{\to }\mathrm{2}\mathrm{L}{\mathrm{i}}_{\mathrm{2}}\mathrm{S}\mathrm{i}{\mathrm{O}}_{\mathrm{3}}\mathrm{+}\mathrm{S}\mathrm{i}\mathrm{+}\mathrm{2}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}$

При взаємодії з деякими іншими гідридами можуть утворюватися подвійні гідриди, наприклад алюмогідрид літію:

$\mathrm{L}\mathrm{i}\mathrm{H}\mathrm{+}\mathrm{A}\mathrm{l}{\mathrm{H}}_{\mathrm{3}}\mathrm{\to }\mathrm{L}\mathrm{i}\mathrm{A}\mathrm{l}{\mathrm{H}}_{\mathrm{4}}$

Застосування

Основне промислове призначення гідриду літію — виробництво високоочищених силанів реакцією з галогенідами кремнію. Також гідрид літію є основною сполукою у виробництві літій-іонних батарей, а подвійні гідриди LiAlH₄ та LiBH₄ широко застосовуються в органічному синтезі як дешеві відновники.

Дейтерид літію-6 (⁶Li²H) застосовується у термоядерній зброї як паливо.

Див. також

• Алюмогідрид літію
• Гідриди

Джерела

• Шаблон:Книга Шаблон:Ref-en
• Шаблон:Книга Шаблон:Ref-ru
• Шаблон:Книга Шаблон:Ref-ru