Гідроксид літію

Гідроксид літію при стандартних умовах є безбарвною кристалічною речовиною з тетрагональною кристалічною ґраткою^[3]. При роботі з ним слід бути обережним, уникати потрапляння на шкіру та слизові оболонки.

Основним методом отримання гідроксиду літію є взаємодія сульфату літію і гідроксиду барію (у формі гідрату):

${\displaystyle \mathrm {Li_{2}SO_{4}+Ba(OH)_{2}\cdot 8H_{2}O\longrightarrow 2(LiOH\cdot H_{2}O)+BaSO_{4}\downarrow +6H_{2}O} }$

Утворений гідрат LiOH дегідрують протягом кількох днів у присутності P₂O₅:

${\displaystyle \mathrm {LiOH\cdot H_{2}O{\xrightarrow {P_{2}O_{5}}}LiOH+H_{2}O} }$

Також дегідратацію проводять незначним нагріванням речовини до 140 °C у струмені чистого водню. У випадку, якщо температура стрімко підвищуватиметься, при 445 °C моногідрат розплавиться і перейде у форму 8LiOH·H₂O, з якої виділити чистий гідроксид значно складніше.

Аналогічною до реакції з гідроксидом барію є взаємодія карбонату літію з гідроксидом кальцію:

${\displaystyle \mathrm {Li_{2}CO_{3}+Ca(OH)_{2}\longrightarrow 2LiOH+CaCO_{3}\downarrow } }$

Менш поширеними є методи синтезу LiOH, засновані на взаємодії із водою металічного літію та оксиду літію:

${\displaystyle \mathrm {2Li+2H_{2}O\longrightarrow 2LiOH+H_{2}\uparrow } }$

${\displaystyle \mathrm {Li_{2}O+H_{2}O\longrightarrow 2LiOH} }$

Гідроксид літію є сильним гідроксидом (лугом), який добре дисоціює у воді:

${\displaystyle \mathrm {LiOH\rightleftarrows Li^{+}+OH^{-}} }$

При нагріванні понад 660 °C гідроксид дегідратується із утворенням оксиду літію:

${\displaystyle \mathrm {2LiOH{\xrightarrow {660-780^{o}C}}Li_{2}O+H_{2}O} }$

Взаємодіючи з кислотами та кислотними оксидами, проявляє сильні осно́вні властивості та утворює відповідні солі (реакція нейтралізації):

${\displaystyle \mathrm {LiOH+HCl\longrightarrow LiCl+H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {2LiOH+H_{2}SO_{4}\longrightarrow Li_{2}SO_{4}+2H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {2LiOH+CO_{2}\longrightarrow Li_{2}CO_{3}+H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {2LiOH+SO_{3}\longrightarrow Li_{2}SO_{4}+H_{2}O} }$

При взаємодії зі спиртами (які мають кислотні властивості), утворює алкоголяти:

${\displaystyle \mathrm {LiOH+C_{2}H_{5}OH\rightarrow C_{2}H_{5}OLi+H_{2}O} }$

Холодний та гарячий розчини LiOH реагують із галогенами:

${\displaystyle \mathrm {2LiOH+Cl_{2}\rightarrow LiClO+LiCl+H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {6LiOH+Cl_{2}{\xrightarrow {t}}LiClO_{3}+5LiCl+3H_{2}O} }$

У підігрітому спиртовому розчині сполука може відновлюватися пероксидом водню із утворенням пероксиду літію (після дегідратації у вакуумі в присутності P₂O₅):

${\displaystyle \mathrm {2LiOH+2H_{2}O_{2}+H_{2}O{\xrightarrow {C_{2}H_{5}OH,t}}Li_{2}O_{2}\cdot H_{2}O_{2}\cdot 3H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {Li_{2}O_{2}\cdot H_{2}O_{2}\cdot 3H_{2}O{\xrightarrow {P_{2}O_{5},vacuum}}Li_{2}O_{2}+H_{2}O_{2}+3H_{2}O} }$

Гідроксид літію використовується в космічних місіях та в підводних човнах, для очищення повітря, оскільки він поглинає вуглекислий газ із повітря:

${\displaystyle \mathrm {2(LiOH\cdot H_{2}O)+CO_{2}\longrightarrow Li_{2}CO_{3}+3H_{2}O} }$

LiOH застосовується в отриманні стеарату літію — одного з найпоширеніших компонентів для мастил, який має переваги у стійкості в широкому діапазоні температур (від -20 до 150 °C)

Також використовується при синтезі полімерів як каталізатор та як електроліт в акумуляторах.

• Оксид літію
• Пероксид літію
• Стеарат літію