Гідроксид літію

Шаблон:Речовина 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):

$\mathrm{L}{\mathrm{i}}_{\mathrm{2}}\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{\mathrm{4}}\mathrm{+}\mathrm{B}\mathrm{a}\mathrm{(}\mathrm{O}\mathrm{H}{\mathrm{)}}_{\mathrm{2}}\mathrm{\cdot }\mathrm{8}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}\mathrm{⟶}\mathrm{2}\mathrm{(}\mathrm{L}\mathrm{i}\mathrm{O}\mathrm{H}\mathrm{\cdot }{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}\mathrm{)}\mathrm{+}\mathrm{B}\mathrm{a}\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{\mathrm{4}}\mathrm{\downarrow }\mathrm{+}\mathrm{6}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}$

Утворений гідрат LiOH дегідрують протягом кількох днів у присутності P₂O₅:

$\mathrm{L}\mathrm{i}\mathrm{O}\mathrm{H}\mathrm{\cdot }{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}\stackrel{P_2{O}_5}{\to }\mathrm{L}\mathrm{i}\mathrm{O}\mathrm{H}\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}$

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:

$\mathrm{L}{\mathrm{i}}_{\mathrm{2}}\mathrm{C}{\mathrm{O}}_{\mathrm{3}}\mathrm{+}\mathrm{C}\mathrm{a}\mathrm{(}\mathrm{O}\mathrm{H}{\mathrm{)}}_{\mathrm{2}}\mathrm{⟶}\mathrm{2}\mathrm{L}\mathrm{i}\mathrm{O}\mathrm{H}\mathrm{+}\mathrm{C}\mathrm{a}\mathrm{C}{\mathrm{O}}_{\mathrm{3}}\mathrm{\downarrow }$

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

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

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

Хімічні властивості

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

$\mathrm{L}\mathrm{i}\mathrm{O}\mathrm{H}\mathrm{\rightleftarrows }\mathrm{L}{\mathrm{i}}^{\mathrm{+}}\mathrm{+}\mathrm{O}{\mathrm{H}}^{\mathrm{-}}$

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

$\mathrm{2}\mathrm{L}\mathrm{i}\mathrm{O}\mathrm{H}\stackrel{660-780^{o}C}{\to }\mathrm{L}{\mathrm{i}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}$

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

$\mathrm{L}\mathrm{i}\mathrm{O}\mathrm{H}\mathrm{+}\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l}\mathrm{⟶}\mathrm{L}\mathrm{i}\mathrm{C}\mathrm{l}\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}$

$\mathrm{2}\mathrm{L}\mathrm{i}\mathrm{O}\mathrm{H}\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{\mathrm{4}}\mathrm{⟶}\mathrm{L}{\mathrm{i}}_{\mathrm{2}}\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{\mathrm{4}}\mathrm{+}\mathrm{2}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}$

$\mathrm{2}\mathrm{L}\mathrm{i}\mathrm{O}\mathrm{H}\mathrm{+}\mathrm{C}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}\mathrm{⟶}\mathrm{L}{\mathrm{i}}_{\mathrm{2}}\mathrm{C}{\mathrm{O}}_{\mathrm{3}}\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}$

$\mathrm{2}\mathrm{L}\mathrm{i}\mathrm{O}\mathrm{H}\mathrm{+}\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{\mathrm{3}}\mathrm{⟶}\mathrm{L}{\mathrm{i}}_{\mathrm{2}}\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{\mathrm{4}}\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}$

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

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

Холодний та гарячий розчини LiOH реагують із галогенами:

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

$\mathrm{6}\mathrm{L}\mathrm{i}\mathrm{O}\mathrm{H}\mathrm{+}\mathrm{C}{\mathrm{l}}_{\mathrm{2}}\stackrel{t}{\to }\mathrm{L}\mathrm{i}\mathrm{C}\mathrm{l}{\mathrm{O}}_{\mathrm{3}}\mathrm{+}\mathrm{5}\mathrm{L}\mathrm{i}\mathrm{C}\mathrm{l}\mathrm{+}\mathrm{3}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}$

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

$\mathrm{2}\mathrm{L}\mathrm{i}\mathrm{O}\mathrm{H}\mathrm{+}\mathrm{2}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}\stackrel{C_2{H}_{5}OH,t}{\to }\mathrm{L}{\mathrm{i}}_{\mathrm{2}}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}\mathrm{\cdot }{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}\mathrm{\cdot }\mathrm{3}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}$

$\mathrm{L}{\mathrm{i}}_{\mathrm{2}}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}\mathrm{\cdot }{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}\mathrm{\cdot }\mathrm{3}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}\stackrel{P_2{O}_5,vacuum}{\to }\mathrm{L}{\mathrm{i}}_{\mathrm{2}}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}\mathrm{+}\mathrm{3}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}$

Застосування

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

$\mathrm{2}\mathrm{(}\mathrm{L}\mathrm{i}\mathrm{O}\mathrm{H}\mathrm{\cdot }{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}\mathrm{)}\mathrm{+}\mathrm{C}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}\mathrm{⟶}\mathrm{L}{\mathrm{i}}_{\mathrm{2}}\mathrm{C}{\mathrm{O}}_{\mathrm{3}}\mathrm{+}\mathrm{3}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}$

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

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