Lithiumhydrid

Kristallstruktur
__ Li+     __ H-
Allgemeines
Name	Lithiumhydrid
Verhältnisformel	LiH
CAS-Nummer	7580-67-8
Kurzbeschreibung	weißer Feststoff[1]
Eigenschaften
Molare Masse	7,95 g·mol−1
Aggregatzustand	fest
Dichte	0,76 g·cm–3[1]
Schmelzpunkt	688 °C[1]
Löslichkeit	reagiert heftig mit Wasser[1]
Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung [2] Gefahr H- und P-Sätze H: 260-301-314 EUH: keine EUH-Sätze P: 223-​231+232-​280-​301+310-​370+378-​422Vorlage:P-Sätze/Wartung/mehr als 5 Sätze [2] EU-Gefahrstoffkennzeichnung [1] Leicht- entzündlich Giftig (F) (T) R- und S-Sätze R: 14/15-25-35 S: 26-36/37/39-43-45
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

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Lithiumhydrid LiH ist eine salzartige chemische Verbindung von Lithium und Wasserstoff. Da es sehr leicht und stabil ist, stellt es einen hervorragenden Wasserstoffspeicher mit einer Kapazität von 2,8 m³ H₂/kg LiH dar. Der Wasserstoff kann durch Reaktion mit Wasser freigesetzt werden.^[3]

Gewinnung und Darstellung

Lithiumhydrid wird durch die Umsetzung von flüssigem metallischem Lithium mit molekularem Wasserstoff bei 600 °C hergestellt.^[3]

$\mathrm{2 \ Li + H_2 \ \xrightarrow{600\ ^{\circ}C} \ 2 \ LiH}$

Eigenschaften

Physikalische Eigenschaften

Lithiumhydrid ist ein weißes bis graues, brennbares Pulver, das mit einer Dichte von 0,76 g/cm³ einer der leichtesten Feststoffe ist. Es schmilzt bei 688 °C.^[1] Die Bildungsenthalpie beträgt -90,43 kJ/mol.^[4]

Chemische Eigenschaften

Lithiumhydrid ist brennbar:^[1]

$\mathrm{2 \ LiH + O_2 \longrightarrow 2 \ LiOH}$

Es reagiert mit Wasser, Säuren und Basen unter Freisetzung von Wasserstoff:^[3]

$\mathrm{LiH + H_2O \longrightarrow LiOH + H_2}$

$\mathrm{LiH + HCl \longrightarrow LiCl + H_2}$

$\mathrm{LiH + NaOH \longrightarrow LiNaO + H_2}$

Es reduziert beziehungsweise hydriert organische Verbindungen, zum Beispiel Formaldehyd zu Methanol:

$\mathrm{CH_2O + LiH + H_2O \longrightarrow CH_3OH + LiOH}$

Lithiumhydrid beginnt bei 900-1000 °C, sich in elementares Lithium und Wasserstoff zu zersetzen und ist damit das bei weitem hitzebeständigste Alkalihydrid.^[5]

$\mathrm{2\ LiH \ \xrightarrow {900-1000^{o}C} \ 2\ Li + H_2 \uparrow}$

Beim Erhitzen im Stickstoffstrom bildet sich Lithiumnitrid. Als Zwischenstufen entstehen Lithiumamid (LiNH₂) und Lithiumimid (Li₂NH).^[6]

$\mathrm{6\ LiH + N_2 \ \xrightarrow {\ \Delta \ } \ 2\ Li_3N + 3\ H_2 \uparrow}$

Verwendung

Lithiumhydrid dient als Reduktionsmittel zur Herstellung von Hydriden und Doppelhydriden.^[3] Des Weiteren wird es zur Deprotonierung CH-acider Verbindungen benutzt. Ein weiteres Einsatzgebiet ist mit der Herstellung der Hydriermittel Lithiumboranat und Lithiumalanat gegeben.^[3]

$\mathrm{4 \ LiH + AlCl_3 \longrightarrow LiAlH_4 + 3 \ LiCl}$

In Wasserstoffbomben dient Lithiumdeuterid, das deuterierte Lithiumhydrid, als Fusionsmaterial.^[7]

Aufgrund seines hohen Dipolmomentes ist Lithiumhydrid im Zusammenhang mit der Bose-Einstein-Kondensation ultrakalter Atome interessant.^[8]

Sicherheitshinweise

Da Lithiumhydrid mit gängigen Feuerlöschmitteln wie Wasser, Kohlendioxid oder Tetrachlorkohlenstoff stark exotherm reagiert, müssen Brände mit inerten Gasen wie z.B. Argon oder Stickstoff gelöscht werden.^[9]

Referenzen

1. ↑ ^{a b c d e f g} Eintrag zu Lithiumhydrid in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 2. März 2011 (JavaScript erforderlich)
2. ↑ ^{a b} Datenblatt Lithium hydride bei Sigma-Aldrich, abgerufen am 8. April 2011.
3. ↑ ^{a b c d e} E. Riedel: Anorganische Chemie. 5. Auflage, de Gruyter, Berlin 2002, ISBN 3-11-017439-1. S. 612–613.
4. ↑ R. Abegg, F. Auerbach, I. Koppel: Handbuch der anorganischen Chemie. Verlag S. Hirzel, 1908, 2. Band, 1. Teil, S. 120. Volltext.
5. ↑ D. A. Johnson: "Metals and chemical change, Band 1", Verlag Royal Society of Chemistry, 2002. ISBN 9-780-8540-4665-2. S. 167. (Eingeschränkte Vorschau in der Google Buchsuche)
6. ↑ K. A. Hofmann: "Lehrbuch der anorganischen Chemie", 2. Auflage 1919. Verlag F. Vieweg & Sohn, S. 441. Volltext
7. ↑ Rutherford Online
8. ↑ i. V. Hertel, C.-P. Schulz: "Atome, Moleküle und Optische Physik 2", Springer Verlag 2010, ISBN 9783642119729, S. 80. (Eingeschränkte Vorschau in der Google Buchsuche)
9. ↑ F. Ullmann, W. Foerst: "Encyklopädie der technischen Chemie , Band 8", 3. Auflage, Verlag Urban & Schwarzenberg 1969, S. 723 (Eingeschränkte Vorschau in der Google Buchsuche)