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

• Gewinnung und Darstellung

• Eigenschaften

• Verwendung

• Weblinks

• Einzelnachweise

Die technische Herstellung von Lithiumhydroxid erfolgt zum Großteil durch Umsetzung von Lithiumcarbonat mit Calciumhydroxid:cite-ref-ullmann-5-0[5]

Li 2 CO 3 + Ca ( OH ) 2 ⟶ ⟶ 2 LiOH + CaCO 3 {\displaystyle {\ce {Li2CO3 + Ca(OH)2 -> 2LiOH + CaCO3}}}

Weitere technisch mögliche Verfahren zur Gewinnung von Lithiumhydroxid aus Spodumen-Konzentraten sind der Lime-Roast-Prozess und der Eli-Prozess. Beim Lime-Roast-Prozess wird Spodumen mit Calciumoxid gemischt und im Ofen zu Klinker (CaSiO4, Li2O) gebrannt. Dieser wird gemahlen und mit Wasser eine Lithiumhydroxid-Lösung ausgelaugt und als Salz gefällt. Der Prozess wird jedoch großtechnisch nicht mehr angewendet. Im Eli-Prozess wird Spodumen erhitzt, um löslichen β-Spodumen zu erhalten. Dieser wird in Salzsäure gelöst und Verunreinigungen abgetrennt. Durch Ionenaustausch und Membran-Elektrolyse entsteht eine Lithiumhydroxid-Lösung aus der das Salz ausgefällt werden kann.cite-ref-6[6]

Reines Lithiumoxid Li2O reagiert mit Wasser zu Lithiumhydroxid.cite-ref-hermann-sicius-7-0[7]

Reines Lithiumhydroxid kann durch Reaktion von Lithiumsulfat mit Bariumhydroxid-Oktahydrat hergestellt werden. Das entstehende Monohydrat kann mit P4O10 im Vakuum zum Anhydrat umgesetzt werden.cite-ref-brauer-8-0[8]

Li 2 SO 4 + Ba ( OH ) 2 ⋅ ⋅ 8 H 2 O ⟶ ⟶ 2 LiOH ⋅ ⋅ H 2 O + BaSO 4 + 6 H 2 O {\displaystyle {\ce {Li2SO4 + Ba(OH)2.8H2O -> 2LiOH.H2O + BaSO4 + 6H2O}}}

LiOH ⋅ ⋅ H 2 O ⟶ ⟶ LiOH + H 2 O {\displaystyle {\ce {LiOH.H2O -> LiOH + H2O}}}

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

Lithiumhydroxid-d, also deuteriertes Lithiumhydroxid kann durch Reaktion von elementarem Lithium mit schwerem Wasser hergestellt werden.cite-ref-9[9]

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).cite-ref-brauer-8-1[8] 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 CO2cite-ref-r-mpp-10-0[10]).

Der größte Teil des Lithiumhydroxids wird für die Herstellung von Lithiumstearaten und Lithium-12-hydroxystearat 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.cite-ref-ullmann-5-1[5]

In Druckwasserreaktoren wird Lithiumhydroxid dem Primärkreislauf zugesetzt, um Borsäure zu neutralisieren und einen pH-Wert von etwa 7,2 zu erreichen.cite-ref-11[11]

Lithiumhydroxid wird auch als Ausgangsmaterial für die Herstellung von Fahrzeug-Akkumulatoren (Lithium-Ionen-Akkumulatoren) eingesetzt.cite-ref-golem-de-12-0[12]

Weitere Anwendungsgebiete sind Fotoentwickler, keramische Erzeugnisse und die Herstellung von Boraten.cite-ref-r-mpp-10-1[10]

Commons

: Lithiumhydroxid

– Sammlung von Bildern, Videos und Audiodateien

• International Chemical Safety Card (ICSC) für Lithium hydroxide bei der International Labour Organization (ILO)

cite-note-cosing-11. Eintrag zu LITHIUM HYDROXIDE in der CosIng-Datenbank der EU-Kommission, abgerufen am 6. März 2020.

cite-note-gestis-22. Eintrag zu Lithiumhydroxid in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 8. Februar 2018. (JavaScript erforderlich)

cite-note-alfa-33. Datenblatt Lithiumhydroxid bei Alfa Aesar, abgerufen am 6. Februar 2010 (Seite nicht mehr abrufbar)..

cite-note-44. A. F. Holleman, N. Wiberg: Anorganische Chemie. 103. Auflage. 1. Band: Grundlagen und Hauptgruppenelemente. Walter de Gruyter, Berlin / Boston 2016, ISBN 978-3-11-049585-0, S. 1513 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).

cite-note-ullmann-55. ↑ U. Wietelmann, R. Bauer: Lithium and Lithium compounds. In: Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, 2000, doi:10.1002/14356007.a15_393

cite-note-66. ↑ Michael Schmidt: Rohstoffrisikobewertung – Lithium. In: DERA Rohstoffinformationen. Nr. 33, Berlin 2017, S. 19–21.

cite-note-hermann-sicius-77. ↑ Hermann Sicius: Wasserstoff und Alkalimetalle: Elemente der ersten Hauptgruppe Eine Reise durch das Periodensystem. Springer-Verlag, 2015, ISBN 978-3-658-12268-3, S. 25 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).

cite-note-brauer-88. ↑ 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.

cite-note-99. ↑ P. J. Paulsen, W. D. Cooke: Preparation of Deuterated Solvents for Nuclear Magnetic Resonance Spectrometry. In: Analytical Chemistry. Band 35, Nr. 10, 1. September 1963, S. 1560–1560, doi:10.1021/ac60203a072.

cite-note-r-mpp-1010. ↑ Eintrag zu Lithiumhydroxid. In: Römpp Online. Georg Thieme Verlag, abgerufen am 2. Januar 2015.

cite-note-1111. ↑ H.-G. Heitmann: Chemische Belange in Kernkraftwerke. In: Chemie Ingenieur Technik - CIT, 1976, 48, 2, S. 124–129, doi:10.1002/cite.330480210.

cite-note-golem-de-1212. ↑ Golem.de: Elektromobilität: Erste Lithiumhydroxid-Raffinerie in Deutschland geplant - Golem.de, abgerufen am 14. September 2020