Wodorotlenek litu
| |||||||||||||||||||||||||||
| |||||||||||||||||||||||||||
| Ogólne informacje | |||||||||||||||||||||||||||
| Charakterystyka fizyczna | |||||||||||||||||||||||||||
| białe, bezwonne kryształy lub proszek[1] | |||||||||||||||||||||||||||
| Wzór chemiczny |
LiOH | ||||||||||||||||||||||||||
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| • zapis Hilla |
HLiO | ||||||||||||||||||||||||||
| Masa molowa |
23,95 g/mol | ||||||||||||||||||||||||||
| Identyfikacja | |||||||||||||||||||||||||||
| Numer CAS |
1310-65-2 (bezwodny) | ||||||||||||||||||||||||||
| PubChem | |||||||||||||||||||||||||||
| DrugBank | |||||||||||||||||||||||||||
| |||||||||||||||||||||||||||
| |||||||||||||||||||||||||||
| |||||||||||||||||||||||||||
| |||||||||||||||||||||||||||
| Podobne związki | |||||||||||||||||||||||||||
| Inne kationy | |||||||||||||||||||||||||||
| Jeżeli nie podano inaczej, dane dotyczą stanu standardowego (25 °C, 1000 hPa) | |||||||||||||||||||||||||||
Wodorotlenek litu, pot. zasada litowa, LiOH – nieorganiczny związek chemiczny z grupy wodorotlenków. Występuje w postaci bezwodnej i uwodnionej – monohydratu LiOH·H2O. Stosowany jest do produkcji składników smarów, materiałów katodowych w akumulatorach litowo-jonowych oraz do oczyszczania powietrza z dwutlenku węgla w okrętach podwodnych i statkach kosmicznych.
Otrzymywanie
Wodorotlenek litu może być otrzymywany w reakcji węglanu litu z wodorotlenkiem wapnia, która to metoda zastąpiła mniej opłacalne otrzymywanie tego związku ze spodumenu za pomocą wapna. Inne sposoby – jak elektrodializa roztworów siarczanu litu lub chlorku litu bądź reakcja siarczanu litu z wodorotlenkiem baru – mają znaczenie przede wszystkim laboratoryjne niż przemysłowe[3].
Właściwości
W postaci bezwodnej jest w warunkach pokojowych białym, bezwonnym ciałem stałym, jednak ciemnieje po wystawieniu na działanie światła[1]. Tworzy tetragonalne kryształy, zaś jego forma uwodniona – jednoskośne[4]. Jest higroskopijny, bardzo dobrze rozpuszcza się w wodzie tworząc roztwory o odczynie zasadowym[1], jednak ich charakter przypomina bardziej roztwory berylowców niż pozostałych metali alkalicznych[4]. Z kwasami ulega reakcji zobojętniania[6]:
Słabo rozpuszcza się w etanolu, jest praktycznie nierozpuszczalny w eterze dietylowym. Topi się w temperaturze powyżej 400 °C, rozkłada się przed osiągnięciem temperatury wrzenia w ponad 900 °C[4]. Przy ogrzewaniu w próżni powyżej 800 °C ulega rozkładowi do tlenku litu[6]:
Łatwo pochłania dwutlenek węgla z powietrza tworząc węglan litu[6]:
Wchodzi w reakcję zmydlania tworząc odpowiednie estry[6]:
Zastosowanie
Głównym zastosowaniem wodorotlenku litu jest otrzymywanie mydeł litowych (głownie stearynianów), które wykorzystuje się w smarach używanych m.in. w samochodach czy samolotach. Jest używany do produkcji barwników, w budownictwie jako dodatek do wody zarobowej, gdzie pomaga zapobiegać niekorzystnym reakcjom pomiędzy zasadami i krzemionką obecną w cemencie portlandzkim prowadzącym do niszczenia betonu. Poza tym bywa stosowany jako dodatek do akumulatorów niklowo-żelazowych oraz zyskuje znaczenie w produkcji materiałów katodowych do akumulatorów litowo-jonowych[3].
Wodorotlenek litu stosowany jest również w systemach oczyszczania powietrza z dwutlenku węgla m.in. w okrętach podwodnych i statkach kosmicznych[3]. Systemy wykorzystujące LiOH są jednak nieregenerowalne, stąd też na Międzynarodowej Stacji Kosmicznej czy też w radzieckich statkach Sojuz czy Salut spełniały rolę systemów zapasowych lub awaryjnych[7]
Przypisy
- 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 Lithium hydroxide, [w:] GESTIS-Stoffdatenbank [online], Institut für Arbeitsschutz der Deutschen Gesetzlichen Unfallversicherung, ZVG: 5650 [dostęp 2025-11-27] (niem. • ang.).
- 1 2 3 CRC Handbook of Chemistry and Physics, William M. Haynes (red.), wyd. 97, Boca Raton: CRC Press, 2016, s. 4-70, 9-63, ISBN 978-1-4987-5429-3, OCLC 961861918 (ang.).
- 1 2 3 4 5 Ulrich Wietelmann, Martin Steinbild, Lithium and Lithium Compounds, [w:] Ullmann’s Encyclopedia of Industrial Chemistry, Weinheim: Wiley‐VCH, 2014, s. 24–25, DOI: 10.1002/14356007.a15_393.pub2 (ang.).
- 1 2 3 4 5 A Dictionary of Chemistry, John Daintith (red.), wyd. 6, Oxford: Oxford University Press, 2008, s. 330, ISBN 978-0-19-920463-2.
- ↑ Lithium Hydroxide, Anhydrous, wyd. 5, karta charakterystyki produktu Fisher Scientific Company, 28 grudnia 2021, s. 3, numer katalogowy: AC611545000 [dostęp 2025-11-28] (ang.).
- 1 2 3 4 Pradyot Patnaik, Handbook of Inorganic Chemicals, London: McGraw-Hill, 2003, s. 502–503, ISBN 0-07-049439-8 (ang.).
- ↑ Fundamentals of Aerospace Medicine, Jeffrey R. Davis (red.) i inni, wyd. 4, Philadelphia: Lippincott Williams & Wilkins, 2008, s. 29, 242, 264, ISBN 978-0-7817-7466-6.