Гидроксид лития

Гидроксид лития
Общие
Систематическое наименование	Гидроксид лития
Хим. формула	LiOH
Рац. формула	LiOH
Физические свойства
Состояние	твёрдое
Молярная масса	23,94637 г/моль
Плотность	1,46 (25 °C)
Термические свойства
Температура
• плавления	462
• кипения	925 °C
• разложения	930
Энтальпия
• образования	-487,2 кДж/моль
Химические свойства
Растворимость
• в воде	12,24 г/100 мл (25 °C)
Классификация
Рег. номер CAS	1310-65-2
RTECS	OJ6307070
Безопасность
NFPA 704	0 3 0
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.

Гидрокси́д лити́я (гидроокись лития, гидрат окиси лития, литий едкий) — неорганическое соединение, представляющее собой сильное основание (щёлочь) щелочного металла лития. Несмотря на принадлежность к группе щелочных гидроксидов, LiOH является наиболее слабым основанием среди них. Бесцветное гигроскопичное кристаллическое вещество с тетрагональной решёткой, устойчивое в стандартных условиях. Его молярная масса составляет 23,95 г/моль, плотность — 1,46 г/см³ при 25 °C.

История открытия

Гидроксид лития был впервые получен в начале XIX века, вскоре после открытия самого лития.

В 1817 году шведский химик Иоганн Арфведсон, проводя детальный анализ минерала петалита (LiAlSi₄O₁₀), впервые идентифицировал новый химический элемент — литий. Несмотря на это значимое открытие, Арфведсону не удалось успешно выделить чистый металлический литий, что ограничило его возможности в дальнейшем изучении свойств данного элемента.

В 1818 году немецкий химик Иоганн Георг Гмелин впервые обнаружил специфическое красное окрашивание пламени при внесении соединений лития. Открытие стало важным этапом в развитии химии и подтвердило наличие нового элемента в периодической таблице. Параллельно с этим, в том же году, английский химик Гемфри Дэви, используя метод электролиза расплава гидроксида лития, успешно синтезировал металлический литий.

Прорыв в исследовании лития произошёл в 1821 году, когда был впервые синтезирован гидроксид лития (LiOH) в виде водного раствора. Результат был достигнут путём непосредственного взаимодействия металлического лития с водой, что стало важным шагом в изучении химических свойств этого элемента и его соединений.

Свойства вещества

Химическое строение

Гидроксид лития (LiOH) — неорганическое соединение, представляющее собой бесцветные кристаллические формы с тетрагональной сингонией. Основные параметры кристаллической решётки включают значения: a = 0,3549 нм и c = 0,4334 нм, при этом пространственная группа симметрии определяется как P4/nmm.

Гидроксид лития способен образовывать моногидрат, также представленный в виде бесцветных кристаллов, но с иной кристаллической структурой, а именно моноклинной сингонией. Параметры решётки моногидрата включают значения: a = 0,737 нм, b = 0,826 нм, c = 0,319 нм, а угол между осями β составляет 110°. Пространственная группа симметрии моногидрата определяется как C2/m. Плотность моногидрата составляет 1,51 г/см³. Дегидратация моногидрата начинается уже при 40 °C, а полное удаление воды происходит при 108,9 °C.

Физические свойства

Гидроксид лития — бесцветные кристаллы, образующие моноклинную кристаллическую структуру. Плотность вещества составляет 1,44 г/см³. Вещество может существовать в безводной или гидратированной форме. Показатель преломления: 1,460.

Термические характеристики

• Температура плавления составляет 473 °С, при дальнейшем повышении температуры вещество испаряется и частично диссоциирует на Li₂O и Н₂О. В парообразном состоянии при температуре 820—870 °С содержание (LiOH)₂ достигает 90 %.
• Температура кипения составляет 925 °C, что указывает на высокую термическую стабильность данного вещества.
• Температура разложения выше 930 °C. Вещество меняет свой химический состав.
• Энтальпия образования данного соединения составляет −484,90 кДж/моль, что указывает на его высокую экзотермичность при образовании. Теплоёмкость при постоянном давлении равна 49,58 Дж/(моль·К), теплота плавления — 20,9 кДж/моль. Энтропия в стандартном состоянии — 42,76 Дж/(моль·К).

Растворимость

• В водной среде: гидроксид лития характеризуется умеренной растворимостью в воде, которая при температуре 25 °C составляет 12,48 г на 100 г растворителя. При повышении температуры до 100 °C наблюдается незначительное увеличение растворимости до 17,55 г на 100 г, что свидетельствует о слабой температурной зависимости данного физико-химического параметра. Обладает высокой гигроскопичностью.
• В этаноле: растворимость гидроксида лития в этаноле существенно ниже, чем у гидроксидов натрия или калия, и составляет 2,36 г/100 г при 20 °C.
• Нерастворимость в органических растворителях: гидроксид лития не растворим в ацетоне, этилацетате и изопропаноле, что обусловлено его высокой полярностью и ионной природой.

Гидратные формы

• Моногидрат LiOH·H₂O: Данное соединение образует моногидрат, который обезвоживается при температуре 108,9 °C. Моногидрат характеризуется плотностью 1,51 г/см³ и энтальпией образования −788,3 кДж/моль.

Химические свойства

Гидроксид лития (LiOH) демонстрирует типичные характеристики щелочных соединений, однако его реакционная способность и поведение в химических реакциях обусловлены физико-химическими свойствами иона лития (Li⁺). В частности, малый радиус иона Li⁺ способствует высокой поляризующей способности, что существенно влияет на его химические взаимодействия.

Реакции с кислотами

Гидроксид лития вступает в реакцию с кислотами, образуя соответствующие соли и воду. В зависимости от стехиометрии реагентов, могут формироваться средние или кислые соли:

• Реакция с хлороводородной кислотой (HCl) приводит к образованию хлорида лития и воды.

${\ce {LiOH + HCl = LiCl + H2O}}$

Реакция с серной кислотой (H₂SO₄) приводит к образованию сульфата лития (Li₂SO₄) и воды.

${\ce {2LiOH + H2SO4 = Li2SO4 + 2H2O}}$

• При избытке кислоты образуются кислые соли. В реакции с серной кислотой образуется гидросульфат лития (LiHSO₄) и воды.

${\ce {LiOH + H2SO4 = LiHSO4 + H2O}}$

Реакция с кислотными оксидами

Гидроксид лития обладает высокой способностью к поглощению углекислого газа, что делает его ценным компонентом в системах жизнеобеспечения:

${\ce {LiOH + CO2 = Li2CO3 + H2O}}$

Безводный LiOH способен поглощать до 450 см³ CO₂ на один грамм, что обусловлено его высокой основностью и способностью к образованию карбонатов.

При избытке оксида углерода (IV) образуется кислая соль гидрокарбоната лития.

${\ce {LiOH + CO2 = LiHCO3}}$

Реакция с амфотерными оксидами и гидроксидами

Демонстрирует высокую реакционную способность по отношению к амфотерным соединениям, образуя как средние, так и комплексные соли.

• В расплаве реакция с оксидом алюминия приводит к образованию метаалюмината лития и воды.

${\ce {2LiOH + Al2O3 = 2LiAlO2 + H2O}}$

• В растворе реакция с оксидом или гидроксидом алюминия сопровождается образованием тетрагидроксоалюмината лития.

${\ce {2LiOH + Al2O3 + 3H2O= 2Li[Al(OH)4]}}$

${\ce {LiOH + Al(OH)3 = Li[Al(OH)]4}}$

Реакция с амфотерными металлами:

LiOH вступает в реакцию с амфотерными металлами, образуя соли и водород.

• В расплаве с цинком образуется цинкат лития и водород:

${\ce {2LiOH + Zn = Li2ZnO2 + H2}}$

• В водном растворе с алюминием образуется тетрагидроксоалюминат лития и водород:

${\ce {2LiOH + 2Al + 6H2O = 2Li[Al(OH)4] + 3H2}}$

Реакции обмена с растворимыми солями

LiOH участвует в обменных реакциях с растворимыми солями, приводя к образованию новых солей и гидроксидов.

• Пример реакции с хлоридом меди (II) с образованием хлорида лития и гидроксида меди(II):

${\ce {2LiOH + CuCl2 = Cu(OH)2 v + 2LiCl}}$

• Взаимодействие с солями аммония: В реакциях с солями аммония LiOH образует хлорид лития, аммиак и воду.

${\ce {NH4Cl + LiOH = NH3 + H2O + LiCl}}$

Взаимодействие с неметаллами

Гидроксид лития реагирует с некоторыми неметаллами, проявляя окислительные свойства:

• Реакция с хлором (Cl₂): При низких температурах гидроксид лития реагирует с хлором, образуя гипохлорит лития (LiClO), хлорид лития (LiCl) и воду:

${\ce {2LiOH + Cl2 = LiClO + LiCl + H2O}}$

• Реакция с кремнием (Si): В присутствии воды гидроксид лития взаимодействует с кремнием, образуя силикат лития (Li₂SiO₃) и водород:

${\ce {2LiOH + Si + H2O = Li2SiO3 + 2H2 ^}}$

Термическое разложение`

Гидроксид лития термически нестабилен и разлагается при нагревании выше 930 °C образуя оксид лития (Li₂O) и воду:

${\ce {2LiOH = Li2O + H2O}}$

Этот процесс является эндотермическим и сопровождается выделением значительного количества тепла.

Электролиз в расплаве

LiOH способен подвергаться электролизу в расплавленном состоянии, что приводит к образованию металлического лития и кислорода.

${\ce {4LiOH = 4Li + 2H2O + O2}}$

Коррозионная активность

Гидроксид лития является мощным коррозионным агентом, способным разрушать стекло, фарфор и некоторые металлы, такие как железо (Fe). Однако он устойчив к воздействию никеля (Ni), серебра (Ag) и золота (Au), что делает его относительно инертным в присутствии этих металлов.

Способы получения

Каустификация карбоната лития

Основной промышленный метод получения гидроксида лития заключается в каустификации карбоната лития гидроксидом кальция. Данная реакция протекает следующим образом:

${\ce {Li2CO3 + Ca(OH)2 = 2LiOH + CaCO3 v}}$

Полученный осадок карбоната кальция отделяют фильтрацией, а образовавшийся гидроксид лития подвергают дегидратации при температуре 180 °C в вакууме.

Электролиз хлорида лития

Альтернативным способом получения гидроксида лития является электролиз растворённого в воде хлорида лития, который сопровождается выделением газообразных водорода и хлора:

${\ce {2LiCl + 2H2O = 2LiOH + H2 ^ + Cl2 ^}}$

Данный метод обладает высокой эффективностью и позволяет получать гидроксид лития высокой чистоты.

Прямой синтез из лития или его соединений

Гидроксид лития может быть синтезирован непосредственно из металлического лития, его оксида, пероксида или гидрида лития в реакции с водой:

${\ce {2Li + 2H2O = 2LiOH + H2}}$

${\ce {Li2O + H2O = 2LiOH}}$

${\ce {Li2O2 + 2H2O = 2LiOH + H2O2}}$

${\ce {LiH + H2O = LiOH + H2}}$

Реакции проводят в атмосфере инертного газа, такого как аргон, для предотвращения окисления и возможного взрыва лития.

Применение

Гидроксид лития имеет широкий спектр применений в различных отраслях промышленности. Он в основном используется в производстве литий-ионных аккумуляторов, где служит ключевым сырьём для синтеза катодных материалов, таких как оксид лития-никеля-марганца-кобальта (NMC) и оксид лития-кобальта (LCO), которые широко используются в электромобилях, смартфонах, ноутбуках и другой портативной электронике.

Также гидроксид лития применяется в производстве высокоэффективных консистентных смазок, где он вступает в реакцию с жирными кислотами с образованием мыла на основе лития, которое служит загустителем. Такие смазки ценятся за термическую стабильность, водостойкость и механические характеристики, что делает их идеальными для использования в автомобилестроении, авиации и тяжёлом машиностроении.

Кроме того, гидроксид лития используется в скрубберах для удаления углекислого газа в герметичных средах, таких как подводные лодки и космические корабли. Он реагирует с CO₂ с образованием карбоната лития, эффективно очищая воздух.

Другие применения гидроксида лития включают:

• Производство керамики и стекла для повышения устойчивости к тепловому удару и прочности.
• Водоочистка.
• Производство полимеров.
• Ядерные реакторы, где он контролирует pH.
• Реакции этерификации.
• Стабилизатор в фотографических разработках.
• Теплоноситель в реакторах с водой под давлением.
• В некоторых составах портландцемента.
• В качестве электролита в щелочных аккумуляторных батареях.
• В фармацевтических приложениях, особенно в производстве витамина А.
• В качестве реагента в красителях.
• В качестве исходного материала для приготовления других солей лития.

Уровень опасности и меры предосторожности

Гидроксид лития представляет собой высокотоксичное химическое соединение, оказывающее значительное негативное воздействие на здоровье человека. В соответствии с международными стандартами оценки рисков, его классификация включает следующие параметры:

• по шкале токсичности — три (высокая токсичность, классифицируется как яд);
• по шкале воспламеняемости — ноль (не горюч);
• по шкале реакционной способности — два (умеренная химическая активность);
• по шкале контактного воздействия — четыре (исключительно опасно при контакте).

При работе с гидроксидом лития необходимо соблюдать строгие меры предосторожности, направленные на минимизацию риска для здоровья и окружающей среды. Основные рекомендации включают:

• Использование специализированной защитной одежды и обуви, а также дополнительных средств индивидуальной защиты (СИЗ), таких как перчатки, респираторы и защитные очки, для предотвращения контакта с кожей, слизистыми оболочками и дыхательными путями.
• Полный запрет на употребление пищи, напитков и курение в рабочей зоне, чтобы исключить риск случайного попадания вещества в организм.
• Тщательное мытьё рук с использованием нейтрализующих средств после завершения работы для предотвращения переноса токсичных веществ на другие объекты.
• Обеспечение помещения приточно-вытяжной вентиляцией для минимизации концентрации аэрозолей и паров гидроксида лития в воздухе.
• Хранение вещества в герметично закрытой таре в прохладном, сухом месте, удалённом от источников питьевой воды, несовместимых химических веществ, источников тепла и воспламенения, а также металлов, таких как олово, цинк, свинец, алюминий и кислоты, во избежание бурных химических реакций.
• Избегание контакта вещества с кожей, слизистыми оболочками глаз и дыхательных путей, так как это может привести к химическим ожогам, раздражению и другим серьёзным повреждениям.
• Немедленное обращение за медицинской помощью в случае проглатывания гидроксида лития, учитывая его способность вызывать нарушения функций внутренних органов, одышку, кашель, головокружение и другие симптомы отравления.
• Осознание того, что при нагревании и воздействии открытого пламени гидроксид лития выделяет токсичные и коррозионноактивные пары, а при воспламенении становится источником едкого токсичного дыма, паров и газов, что требует дополнительных мер безопасности.

Соблюдение вышеуказанных рекомендаций является критически важным для обеспечения безопасности при работе с гидроксидом лития и предотвращения потенциальных рисков для здоровья и окружающей среды.