Lithiumhydroxid (LiOH) Formel, egenskaper, risker och användningar



den litiumhydroxid är en kemisk förening av LiOH-formeln (EMBL-EBI, 2008). Litiumhydroxid är en grundläggande oorganisk förening. Det används till stor del i organisk syntes för att främja reaktionen på grund av dess starka basicitet.

Litiumhydroxid finns inte fritt i naturen. Det är mycket reaktivt och om det var i naturen kan det lätt reagera för att bilda andra föreningar. Vissa litium / aluminiumhydroxider som bildar olika blandningar finns emellertid i olika mineraler.

1950 användes isotopen av Li-6 som råmaterial för att producera termonukleära vapen, såsom vätebomben.

Från det ögonblicket atomenergiindustrin i USA började använda en stor mängd litiumhydroxid leder till överraskande utveckling av litium industrin (litiumhydroxid, 2016).

Mest litiumhydroxid framställs från reaktionen mellan litiumkarbonat och kalciumhydroxid (lythiumhydroxidformel, S.F.). Denna reaktion producerar litiumhydroxid och även kalciumkarbonat:

Li2CO3 + Ca (OH)2 → 2 LiOH + CaCO3

Den framställs även från reaktionen av litiumoxid och vatten:

Li2O + H2O → 2LiOH

Litiumhydroxid användes som absorptionsmedel av koldioxid i ubåten och den uppblåsbara källan till arménballongen 1944.

index

  • 1 Fysikaliska och kemiska egenskaper
  • 2 Reaktivitet och faror
  • 3 användningsområden
  • 4 referenser

Fysikaliska och kemiska egenskaper

Litiumhydroxid är vita kristaller utan karaktäristisk arom (National Center for Biotechnology Information., 2017). Dess utseende visas i figur 2.

I vattenhaltig lösning bildar den en kristallin vätska med en akrid arom. Dess molekylvikt är 23,91 g / mol. Den finns i två former: det vattenfria och monohydratet LiOH.H20, som har en molekylvikt av 41,96 g / mo. Föreningen har en densitet av 1,46 g / ml för den vattenfria formen och 1,51 g / ml för den monohydrerade formen.

Dess smält- och kokpunkter är 462 ° C respektive 924 ° C. Litiumhydroxid är den enda alkaliska hydroxiden som inte har någon polymorfism, och dess nätverk har en tetragonal struktur. Föreningen är mycket löslig i vatten och är något löslig i etanol (Royal Society of Chemistry, 2015).

Litiumhydroxid och andra alkalihydroxider (NaOH, KOH, RbOH och CsOH) är mycket mångsidig för användning i organisk syntes, eftersom de är starka baser som lätt reagerar.

Det kan reagera med vatten och koldioxid vid rumstemperatur. Det kan också reagera med många metaller som Ag, Au, Cu och Pt, så det har varit ett viktigt utgångsmaterial i organometallisk syntes.

Lithiumhydroxidlösningar neutraliserar syror exotermalt för att bilda salter plus vatten. De reagerar med vissa metaller (såsom aluminium och zink) för att bilda metalloxider eller hydroxider och generera vätgas. De kan initiera polymerisationsreaktioner i polymeriserbara organiska föreningar, särskilt epoxider.

Det kan generera brandfarliga och / eller giftiga gaser med ammoniumsalter, nitrider, halogenerade organiska föreningar, olika metaller, peroxider och hydroperoxider. Det kan fungera som en katalysator.

Reagerar vid upphettning över ca 84 ° C med vattenlösningar av olika reducerande sockerarter av sackaros, för att utveckla toxiska nivåer av kolmonoxid (CAMEO, 2016).

Reaktivitet och faror

Litiumhydroxid är en stabil förening, även om den inte är kompatibel med starka syror, koldioxid och fukt. Ämnet sönderdelas vid upphettning (924 ° C), vilket ger giftiga rök.

Lösningen i vatten är en stark bas, reagerar våldsamt med syran och är frätande mot aluminium och zink. Reagerar med oxidanter.

Föreningen är frätande för ögonen, huden, andningsorganen och vid förtäring. Inandning av ämnet kan orsaka lungödem.

Symptomen på lungödem manifesterar sig ofta inte efter några timmar och förvärras av fysisk ansträngning. Exponering kan orsaka dödsfall. Effekterna kan vara försenade (National Institute for Occupational Safety and Health, 2015).

Om förbandet kommer i kontakt med ögonen ska kontaktlinserna kontrolleras och tas bort. Ögonen ska tvättas omedelbart med mycket vatten i minst 15 minuter med kallt vatten.

Om hudkontakt krävs omedelbart skölja det drabbade området i minst 15 minuter med vatten eller en svag syra område, t ex vinäger, förorenade kläder och skor avlägsnas.

Täck irriterad hud med en mjukgörare. Tvätta kläder och skor innan du använder dem igen. Om kontakten är svår, tvätta med en desinfektionsmedel och täcka huden förorenad med en antibakteriell kräm

Vid inandning ska offeret flyttas till en sval plats. Om du inte andas får du artificiell andning. Om andningen är svår, ge syre.

Om förtäringen sväljas, bör kräkningar inte induceras. Lossa täta kläder som t-shirt, bälte eller slips.

I alla fall måste omedelbar medicinsk behandling erhållas (Materialsäkerhetsdatablad Litiumhydroxid, 21).

tillämpningar

Litiumhydroxid används vid tillverkning av litiumsalter (tvål) av stearinsyra och andra fettsyror.

Dessa tvål används i stor utsträckning som förtjockningsmedel i smörjfetter för att förbättra värmebeständighet, vattenbeständighet, stabilitet och mekaniska egenskaper. De feta tillsatserna kan användas i bilens lager, planet och kranen etc..

Beräknad fast litiumhydroxid kan användas som en koldioxidabsorbent för besättningsmedlemmarna i rymdfarkosten och ubåten.

Rymdfarkosten i NASA: s kvicksilver-, Gemini- och Apollo-projekt använde litiumhydroxid som absorbenter. Den har pålitlig prestanda och kan enkelt absorbera koldioxid från vattenånga. Den kemiska reaktionen är:

2LiOH + CO2 → Li2CO3 + H2O.

1 g vattenfri litiumhydroxid kan absorbera koldioxid med en volym av 450 ml. Endast 750 g vattenfri litiumhydroxid kan bibehålla utandad koldioxid med en person varje dag.

Litiumhydroxid och litium andra föreningar har nyligen använts för utveckling och studier av alkaliska batterier (Encyclopaedia Britannica, 2013).

referenser

  1. CAMEO. (2016). LITIUMHYDROXID, LÖSNING. Hämtat från cameochemicals.
  2. EMBL-EBI. (2008, 13 januari). litiumhydroxid. Återställd från ChEBI.
  3. BRITANNIC ENCYCLOPÆDIA. (2013, 23 augusti). Litium (Li). Återställd från britannica.
  4. Litiumhydroxid. (2016). Återställd från chemicalbook.com.
  5. Lythiumhydroxidformel. (S.F.). Återställd från softschools.com.
  6. Säkerhetsdatablad Litiumhydroxid. (21 maj 2013). Återställd från sciencelab.com.
  7. National Center for Biotechnology Information. (2017, 30 april). PubChem Compound Database; CID = 3939. Hämtad från PubChem.
  8. National Institute for Occupational Safety and Health. (2015, 22 juli). LITIUMHYDROXID. Återställd från cdc.gov.
  9. Royal Society of Chemistry. (2015). Litiumhydroxid. Hämtad från kemspider: chemspider.com.