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Lithiumhydrid LiH ist eine salzartige chemische Verbindung von Lithium und Wasserstoff. Da Lithiumhydrid sehr stabil ist, stellt es in Verbindung mit der niedrigen molaren Masse des Lithiums einen hervorragenden Wasserstoffspeicher mit einer Kapazität von 2,8 m³ Wasserstoff pro Kilogramm dar. Der Wasserstoff kann durch Reaktion mit Wasser freigesetzt werden.cite-ref-riedel-3-0[3]

• Gewinnung und Darstellung

• Eigenschaften

• Physikalische Eigenschaften

• Chemische Eigenschaften

• Verwendung

• Lithiumdeuterid

• Sicherheitshinweise

• Einzelnachweise

Lithiumhydrid wird durch die Umsetzung von flüssigem metallischem Lithium mit molekularem Wasserstoff bei 600 °C hergestellt.cite-ref-riedel-3-1[3]

2 L i + H 2 → 600 ∘ ∘ C 2 L i H {\displaystyle \mathrm {2\ Li+H_{2}\ {\xrightarrow {600\ ^{\circ }C}}\ 2\ LiH} }

Lithiumhydrid ist ein weißes bis graues, brennbares Pulver, das mit einer Dichte von 0,76 g/cm³ einer der leichtesten nicht porösen Feststoffe ist. Es schmilzt bei 688 °C.cite-ref-gestis-1-6[1] Die Bildungsenthalpie beträgt −90,43 kJ/mol.cite-ref-abegg-4-0[4]

Lithiumhydrid ist brennbar, reagiert also mit Sauerstoff. Dabei entsteht Lithiumhydroxid:cite-ref-gestis-1-7[1]

2 L i H + O 2 ⟶ ⟶ 2 L i O H {\displaystyle \mathrm {2\ LiH+O_{2}\longrightarrow 2\ LiOH} }

Es reagiert mit Wasser, Säuren und Basen unter Freisetzung von Wasserstoff:cite-ref-riedel-3-2[3]

L i H + H 2 O ⟶ ⟶ L i O H + H 2 {\displaystyle \mathrm {LiH+H_{2}O\longrightarrow LiOH+H_{2}} }

L i H + H C l ⟶ ⟶ L i C l + H 2 {\displaystyle \mathrm {LiH+HCl\longrightarrow LiCl+H_{2}} }

L i H + N a O H ⟶ ⟶ L i N a O + H 2 {\displaystyle \mathrm {LiH+NaOH\longrightarrow LiNaO+H_{2}} }

Es reduziert beziehungsweise hydriert organische Verbindungen, zum Beispiel Formaldehyd zu Methanol:

C H 2 O + L i H + H 2 O ⟶ ⟶ C H 3 O H + L i O H {\displaystyle \mathrm {CH_{2}O+LiH+H_{2}O\longrightarrow CH_{3}OH+LiOH} }

Lithiumhydrid beginnt bei 900–1000 °C, sich in elementares Lithium und Wasserstoff zu zersetzen und ist damit das thermisch stabilste Alkalimetallhydrid.cite-ref-johnson-5-0[5]

2 L i H → 900 − − 1000 ∘ ∘ C 2 L i + H 2 ↑ ↑ {\displaystyle \mathrm {2\ LiH\ {\xrightarrow {900-1000^{\circ }C}}\ 2\ Li+H_{2}\uparrow } }

Beim Erhitzen im Stickstoffstrom bildet sich Lithiumnitrid. Als Zwischenstufen entstehen Lithiumamid (LiNH2) und Lithiumimid (Li2NH).cite-ref-hofmann-6-0[6]

6 L i H + N 2 → Δ Δ 2 L i 3 N + 3 H 2 ↑ ↑ {\displaystyle \mathrm {6\ LiH+N_{2}\ {\xrightarrow {\ \Delta \ }}\ 2\ Li_{3}N+3\ H_{2}\uparrow } }

Lithiumhydrid dient als Reduktionsmittel zur Herstellung von Hydriden und Doppelhydriden.cite-ref-riedel-3-3[3] Des Weiteren wird es zur Deprotonierung CH-acider Verbindungen benutzt. Ein weiteres Einsatzgebiet ist mit der Herstellung der Hydriermittel Lithiumboranat und Lithiumaluminiumhydrid gegeben.cite-ref-riedel-3-4[3]

4 L i H + A l C l 3 ⟶ ⟶ L i A l H 4 + 3 L i C l {\displaystyle \mathrm {4\ LiH+AlCl_{3}\longrightarrow LiAlH_{4}+3\ LiCl} }

Aufgrund seines hohen Dipolmoments ist Lithiumhydrid im Zusammenhang mit der Bose-Einstein-Kondensation ultrakalter Atome interessant.cite-ref-hertel-7-0[7]

Bei Lithiumdeuterid (LiD) handelt es sich um deuteriertes Lithiumhydrid, d. h., es wurde das Wasserstoff-Isotop Deuterium anstelle von normalem Wasserstoff verwendet. Lithiumdeuterid ist einer der Kernbestandteile der festen Wasserstoffbombe, durch den die Aufbewahrung und Handhabung des ansonsten gasförmigen Deuteriums und die Erzeugung des zur Fusion nötigen Tritiums immens vereinfacht wurde.cite-ref-doi10-1002-ciuz-19850190505-8-0[8]cite-ref-9[9]

Da Lithiumhydrid mit gängigen Feuerlöschmitteln wie Wasser, Kohlendioxid, Stickstoff oder Tetrachlorkohlenstoff stark exotherm reagiert, müssen Brände mit inerten Gasen wie z. B. Argon gelöscht werden.cite-ref-ullmann-10-0[10]

cite-note-gestis-11. Eintrag zu Lithiumhydrid in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 8. Januar 2018. (JavaScript erforderlich)

cite-note-21. Schweizerische Unfallversicherungsanstalt (Suva): Grenzwerte – Aktuelle MAK- und BAT-Werte (Suche nach 7580-67-8 bzw. Lithiumhydrid), abgerufen am 2. November 2015.

cite-note-riedel-33. ↑ E. Riedel: Anorganische Chemie. 5. Auflage. de Gruyter, Berlin 2002, ISBN 3-11-017439-1, S. 612–613.

cite-note-abegg-44. ↑ R. Abegg, F. Auerbach, I. Koppel: Handbuch der anorganischen Chemie. 2. Band, 1. Teil, Verlag S. Hirzel, 1908, S. 120. (Volltext)

cite-note-johnson-55. ↑ D. A. Johnson: Metals and chemical change. Band 1, Verlag Royal Society of Chemistry, 2002, ISBN 0-85404-665-8, S. 167. (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche)

cite-note-hofmann-66. ↑ K. A. Hofmann: Lehrbuch der anorganischen Chemie. 2. Auflage. Verlag F. Vieweg & Sohn, 1919, S. 441. (Volltext)

cite-note-hertel-77. ↑ I. V. Hertel, C.-P. Schulz: Atome, Moleküle und Optische Physik. Band 2, Springer Verlag, 2010, ISBN 978-3-642-11972-9, S. 80. (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche)

cite-note-doi10-1002-ciuz-19850190505-88. ↑ Richard Bauer: Lithium - wie es nicht im Lehrbuch steht. In: Chemie in unserer Zeit. 19, 1985, S. 167–173. doi:10.1002/ciuz.19850190505.

cite-note-99. ↑ Rutherford Online: Lithium (Memento vom 20. Juni 2008 im Internet Archive)

cite-note-ullmann-1010. ↑ F. Ullmann, W. Foerst: Encyklopädie der technischen Chemie. Band 8, 3. Auflage. Verlag Urban & Schwarzenberg, 1969, S. 723. (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche)