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Kristallstruktur
	_ Li+ 0 _ O2−0 _ H+
Kristallsystem	orthorhombisch
Raumgruppe	P4/mmm (Nr. 123)
Gitterparameter	a = 3,549 Å, c = 4,334 Å
Allgemeines
Name	Lithiumhydroxid
Andere Namen	Ätzlithion; Ätzlithium; Lithiumoxidhydrat; LITHIUM HYDROXIDE (INCI);
Verhältnisformel	LiOH
Kurzbeschreibung	weißer Feststoff
Externe Identifikatoren/Datenbanken
EG-Nummer	215-183-4
ECHA-InfoCard	100.013.804
PubChem	3939
ChemSpider	3802
DrugBank	DB14506
Wikidata	Q407613
Eigenschaften
Molare Masse	23,95 g·mol−1
Aggregatzustand	fest
Dichte	1,46 g·cm−3
Schmelzpunkt	450 °C
Siedepunkt	924 °C
Löslichkeit	mäßig löslich in Wasser; (12,8 g / 100 g Wasser bei 20 °C)
Sicherheitshinweise
H- und P-Sätze	H: 302‐314
	P: 280‐301+330+331‐305+351+338‐309+310
Toxikologische Daten	210 mg·kg−1 (LD50, Ratte, oral)
Thermodynamische Eigenschaften
ΔHf0	−484 kJ·mol−1
	Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet.; Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen (0 °C, 1000 hPa).

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

Synthese

Reines Lithiumoxid Li₂O reagiert mit Wasser zu Lithiumhydroxid.^[5]

Die technische Herstellung erfolgt durch Umsetzung von Lithiumcarbonat mit Calciumhydroxid:^[6]

{\ce {Li2CO3 + Ca(OH)2 -> 2LiOH + CaCO3}}

Reines Lithiumhydroxid kann durch Reaktion von Lithiumsulfat mit Bariumhydroxid-Oktahydrat hergestellt werden. Das entstehende Monohydrat kann mit P₄O₁₀ im Vakuum zum Anhydrat umgesetzt werden.^[7]

{\ce {Li2SO4 + Ba(OH)2.8H2O -> 2LiOH.H2O + BaSO4 + 6H2O}}

{\ce {LiOH.H2O -> LiOH + H2O}}

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

Die direkte Herstellung aus Lithiummineralen erfolgt zum Beispiel im Lime-Roast-Prozess. Dabei werden Spodumen-Konzentrate aufgemahlen und zusammen mit ungelöschtem Kalk (CaO) in einem Ofen gebrannt. Der dabei hergestellte Klinker (Ca₂SiO₄, Li₂O) wird aufgemahlen und mit heißem Wasser versetzt, wodurch Lithiumhydroxid entsteht. Neben diesem etablierten Acid-Roast-Prozess gibt es Ansätze zur direkten Gewinnung von Lithiumhydroxid aus Spodumen-Konzentraten ohne den Umweg über Lithiumcarbonat. Das Unternehmen Nemaska Lithium aus Kanada will bspw. über einen kombinierten Prozess aus Acid-Roast (+ Schwefelsäure), Ionenaustauscher und Membran-Elektrolyse eine Lithiumhydroxidlösung herstellen. Die beiden Unternehmen Neometals und Minerals Resources haben zusammen den Eli-Prozess entwickelt. In diesem Prozess wird das Spodumen-Konzentrat in einem Ofen von α-Spodumen in β-Spodumen umgewandelt und mit Salzsäure versetzt, wodurch eine Lithiumchloridlösung entsteht. Nach der Abtrennung von Verunreinigungen wie Eisen, Aluminium, Silicium, Calcium und Magnesium folgen ein Ionenaustauscher sowie eine Membran-Elektrolyse zu einer Lithiumhydroxidlösung.^[8]

Eigenschaften

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).^[7] 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 CO₂^[9]).

Verwendung

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.^[6]

In Druckwasserreaktoren wird Lithiumhydroxid dem Primärkreislauf zugesetzt, um Borsäure zu neutralisieren und einen pH-Wert von etwa 7,2 zu erreichen.^[10]

Lithiumhydroxid wird auch als Ausgangsmaterial für die Herstellung von Fahrzeug-Akkumulatoren (Lithium-Ionen-Akkumulatoren) eingesetzt.^[11]

Weitere Anwendungsgebiete sind Fotoentwickler, keramische Erzeugnisse und die Herstellung von Boraten.^[9]

Weblinks

Commons: Lithiumhydroxid – Sammlung von Bildern, Videos und Audiodateien

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

Einzelnachweise

↑ Eintrag zu LITHIUM HYDROXIDE in der CosIng-Datenbank der EU-Kommission, abgerufen am 6. März 2020.
↑ ^a ^b ^c ^d Eintrag zu Lithiumhydroxid in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 8. Februar 2018. (JavaScript erforderlich)
↑ ^a ^b ^c ^d Datenblatt Lithiumhydroxid bei Alfa Aesar, abgerufen am 6. Februar 2010 (Seite nicht mehr abrufbar)..
↑ 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).
↑ 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).
↑ ^a ^b U. Wietelmann, R. Bauer: Lithium and Lithium compounds. In: Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, 2000, doi:10.1002/14356007.a15_393
↑ ^a ^b 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.
↑ Deutsche Rohstoffagentur: DERA Rohstoffinformationen - Rohstoffrisikobewertung – Lithium, abgerufen am 14. September 2020
↑ ^a ^b Eintrag zu Lithiumhydroxid. In: Römpp Online. Georg Thieme Verlag, abgerufen am 2. Januar 2015.
↑ H.-G. Heitmann: Chemische Belange in Kernkraftwerke. In: Chemie Ingenieur Technik - CIT, 1976, 48, 2, S. 124–129, doi:10.1002/cite.330480210.
↑ Golem.de: Elektromobilität: Erste Lithiumhydroxid-Raffinerie in Deutschland geplant - Golem.de, abgerufen am 14. September 2020