Lithiumhydroksid (LiOH) Formel, egenskaper, risiko og bruk



den litiumhydroksyd er en kjemisk forbindelse av LiOH-formelen (EMBL-EBI, 2008). Litiumhydroksid er en grunnleggende uorganisk forbindelse. Det brukes i stor grad i organisk syntese for å fremme reaksjonen på grunn av sin sterke basalitet.

Litiumhydroksid finnes ikke fritt i naturen. Det er veldig reaktivt, og hvis det var i naturen, kan det lett reagere på å danne andre forbindelser. Imidlertid finnes enkelte litium / aluminiumhydroksider som danner forskjellige blandinger, i forskjellige mineraler.

I 1950 ble isotopen av Li-6 brukt som råmateriale for å produsere termonukleære våpen som hydrogenbomben.

Fra det øyeblikket begynte industrien av atomenergien i USA å bruke en stor mengde litiumhydroksyd som førte til den overraskende utviklingen av litiumindustrien (Litiumhydroxid, 2016).

Mesteparten av litiumhydroksyd er produsert fra reaksjonen mellom litiumkarbonat og kalsiumhydroksyd (Lythium formel hydroksyd, S.F.). Denne reaksjonen produserer litiumhydroksyd og også kalsiumkarbonat:

Li2CO3 + Ca (OH)2 → 2 LiOH + CaCO3

Det fremstilles også fra reaksjonen av litiumoksyd og vann:

Li2O + H2O → 2LiOH

Litiumhydroksid ble brukt som absorbenter av karbondioksid i ubåten og oppblåsbare kilden til hærballongen i 1944.

index

  • 1 Fysiske og kjemiske egenskaper
  • 2 Reaktivitet og farer
  • 3 bruksområder
  • 4 referanser

Fysiske og kjemiske egenskaper

Litiumhydroksid er hvite krystaller uten karakteristisk aroma (National Center for Biotechnology Information., 2017). Utseendet er vist i figur 2.

I vandig oppløsning danner den en krystallinsk væske med en akrid aroma. Dens molekylvekt er 23,91 g / mol. Den finnes i to former: det vannfrie og monohydratet LiOH.H20, som har en molekylvekt på 41,96 g / mo. Forbindelsen har en tetthet på 1,46 g / ml for den vannfrie form og 1,51 g / ml for den monohydrerte form.

Smeltepunktene og kokpunktene er henholdsvis 462 ° C og 924 ° C. Litiumhydroksid er det eneste alkaliske hydroksidet som ikke har polymorfisme, og nettverket har en tetragonal struktur. Forbindelsen er meget løselig i vann og er litt løselig i etanol (Royal Society of Chemistry, 2015).

Litiumhydroksyd og andre alkalihydroksyder (NaOH, KOH, RbOH og CsOH) er svært allsidig for anvendelse i organisk syntese fordi de er sterke baser som reagerer lett.

Det kan reagere med vann og karbondioksid ved romtemperatur. Det kan også reagere med mange metaller som Ag, Au, Cu og Pt, så det har vært et viktig utgangsmateriale i organometallisk syntese.

Lithiumhydroxidløsninger nøytraliserer syrer eksotermt for å danne salter pluss vann. De reagerer med visse metaller (som aluminium og sink) for å danne metalloksider eller -hydroxider og genererer hydrogengass. De kan initiere polymerisasjonsreaksjoner i polymeriserbare organiske forbindelser, spesielt epoksyder.

Det kan generere brennbare og / eller giftige gasser med ammoniumsalter, nitrider, halogenerte organiske forbindelser, forskjellige metaller, peroksyder og hydroperoksyder. Det kan tjene som en katalysator.

Reagere ved oppvarming over ca. 84 ° C med vandige oppløsninger av forskjellige reduserende sukker av sukrose, for å utvikle giftige nivåer av karbonmonoksid (CAMEO, 2016).

Reaktivitet og farer

Litiumhydroksid er en stabil forbindelse, selv om den ikke er kompatibel med sterke syrer, karbondioksid og fuktighet. Stoffet dekomponerer ved oppvarming (924 ° C), noe som gir giftig røyk.

Løsningen i vann er en sterk base, reagerer voldsomt med syren og er etsende for aluminium og sink. Reagerer med oksidanter.

Forbindelsen er etsende for øynene, huden, luftveiene og ved inntak. Innånding av stoffet kan forårsake lungeødem.

Symptomene på lungeødem manifesterer seg ofte først etter noen få timer og forverres av fysisk anstrengelse. Eksponering kan forårsake død. Effektene kan bli forsinket (Institutt for arbeidssikkerhet og helse, 2015).

Hvis forbindelsen kommer i kontakt med øynene, bør kontaktlinsene kontrolleres og fjernes. Øynene skal vaskes umiddelbart med rikelig med vann i minst 15 minutter med kaldt vann.

Hvis huden kontakt er nødvendig umiddelbart skylle det berørte område i minst 15 minutter med vann eller en svak syre område, for eksempel eddik, forurensede klær og sko fjernes.

Dekke irritert hud med en mykgjørende middel. Vask klær og sko før du bruker dem igjen. Hvis kontakten er alvorlig, vask med en desinfiserende såpe og dekk huden forurenset med en antibakteriell krem

Ved innånding skal offeret flyttes til et kjølig sted. Hvis du ikke puster, gis kunstig åndedrettsvern. Hvis pusten er vanskelig, gi oksygen.

Hvis stoffet svelges, skal det ikke fremkalles oppkast. Løsne stramme klær som skjorte krage, belte eller slips.

I alle tilfeller må øyeblikkelig lege oppnås (Material Safety Data Sheet Lithium hydroxide, 21).

søknader

Litiumhydroksyd brukes til fremstilling av litiumsalter (såper) av stearinsyre og andre fettsyrer.

Disse såper brukes mye som fortykningsmidler i smørefett for å forbedre varmebestandighet, vannmotstand, stabilitet og mekaniske egenskaper. Fetttilsetningene kan brukes i lagrene til bilen, flyet og kranen etc..

Beregnet solid litiumhydroksid kan brukes som karbondioksidabsorbent for besetningsmedlemmene i romfartøyet og ubåten.

Romfartøyet til NASAs kvikksølv-, Geminni- og Apollo-prosjekter brukte litiumhydroksid som absorberende stoffer. Den har pålitelig ytelse og kan lett absorbere karbondioksid fra vanndamp. Den kjemiske reaksjonen er:

2LiOH + CO2 → Li2CO3 + H2O.

1 g vannfri litiumhydroksid kan absorbere karbondioksid med et volum på 450 ml. Bare 750 g vannfritt litiumhydroksid kan holde utandet karbondioksid av en person hver dag.

Litium hydroksid og litium andre forbindelser har nylig blitt benyttet for utvikling og studiet av alkaliske batterier (Encyclopaedia Britannica, 2013).

referanser

  1. CAMEO. (2016). LITIUMHYDROXID, LØSNING. Hentet fra cameokemikalier.
  2. EMBL-EBI. (2008, 13 januar). litiumhydroksyd. Gjenopprettet fra ChEBI.
  3. BRITANNIC ENCYCLOPÆDIA. (2013, 23. august). Litium (Li). Gjenopprettet fra britannica.
  4. Litiumhydroksyd. (2016). Gjenopprettet fra chemicalbook.com.
  5. Lythiumhydroksid Formel. (S.F.). Gjenopprettet fra softschools.com.
  6. Sikkerhetsdatablad Lithiumhydroksid. (21. mai 2013). Gjenopprettet fra sciencelab.com.
  7. Nasjonalt senter for bioteknologisk informasjon. (2017, 30. april). PubChem Compound Database; CID = 3939. Hentet fra PubChem.
  8. Nasjonalt institutt for arbeidssikkerhet og helse. (2015, 22. juli). LITIUMHYDROXID. Gjenopprettet fra cdc.gov.
  9. Royal Society of Chemistry. (2015). Litiumhydroksyd. Hentet fra chemspider: chemspider.com.