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2025-09-30T08:46:29Z

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{{Infobox Chemikalie
| Strukturformel = [[Datei:Kristallstruktur Lithiumhydroxid.png|200px|Kristallstruktur von Lithiumhydroxid]]
| Kristallstruktur = Ja
| Strukturhinweis = {{Farbe |#C0C0C0 |Kreis=1}} [[Lithium|Li]]+ {{0}} {{Farbe |#EE0000 |Kreis=1}} [[Sauerstoff|O]]2−{{0}} {{Farbe |#FFFFFF |border=1 |Kreis=1}} [[Wasserstoff|H]]+
| Kristallsystem = orthorhombisch
| Raumgruppe = {{Raumgruppe|P4/mmm|kurz}}
| Gitterkonstanten = ''a'' = 3,549 [[Ångström (Einheit)|Å]], ''c'' = 4,334 Å
| Suchfunktion = LiOH HLiO
| Andere Namen = * Ätzlithion
* Ätzlithium
* Lithiumoxidhydrat
* {{INCI|Name=LITHIUM HYDROXIDE |ID=35038 |Abruf=2020-03-06}}
| Summenformel = LiOH
| CAS = * {{CASRN|1310-65-2}}
* {{CASRN|1310-66-3|Q12451415}} (Monohydrat)
* {{CASRN|12159-20-5}} (deuteriert)
| EG-Nummer = 215-183-4
| ECHA-ID = 100.013.804
| PubChem = 3939
| ChemSpider = 3802
| DrugBank = DB14506
| Beschreibung = weißer Feststoff<ref name="GESTIS" />
| Molare Masse = 23,95 g·[[mol]]−1
| Aggregat = fest
| Dichte = 1,46 g·cm−3<ref name="alfa">{{Alfa|44471|Abruf=2010-02-06}}.</ref>
| Schmelzpunkt = 450 [[Grad Celsius|°C]]<ref name="alfa" />
| Siedepunkt = 924 °C<ref name="alfa" />
| Dampfdruck =
| Löslichkeit = mäßig löslich in Wasser (12,8 g / 100 g Wasser bei 20 °C)<ref name="GESTIS" />
| Quelle GHS-Kz = <ref name="GESTIS">{{GESTIS|Name=Lithiumhydroxid|ZVG=5650|CAS=1310-65-2|Abruf=2018-02-08}}</ref>
| GHS-Piktogramme = {{GHS-Piktogramme|07|05}}
| GHS-Signalwort = Gefahr
| H = {{H-Sätze|302|314}}
| EUH = {{EUH-Sätze|-}}
| P = {{P-Sätze|280|301+330+331|305+351+338|309+310}}
| Quelle P = <ref name="GESTIS" />
| MAK =
| ToxDaten = {{ToxDaten |Typ=LD50 |Organismus=Ratte |Applikationsart=oral |Wert=210 mg·kg−1 |Bezeichnung= |Quelle=<ref name="alfa" /> }}
| Standardbildungsenthalpie = −484 kJ·[[mol]]−1 <ref>{{Holleman-Wiberg |Auflage=103-1 |Startseite=1513}}</ref>
}}

'''Lithiumhydroxid''' LiOH, das [[Hydroxid]] des [[Lithium]]s, ist eine zwar starke, in Wasser aber nur mäßig lösliche [[Basen (Chemie)|Base]].

== Synthese ==
Reines [[Lithiumoxid]] Li2O reagiert mit Wasser zu Lithiumhydroxid.<ref name="Hermann Sicius">{{Literatur| Autor=Hermann Sicius | Titel=Wasserstoff und Alkalimetalle: Elemente der ersten Hauptgruppe Eine Reise durch das Periodensystem | Verlag=Springer-Verlag | ISBN=978-3-658-12268-3 | Jahr=2015 | Online={{Google Buch | BuchID=QkFECwAAQBAJ | Seite=25 }} | Seiten=25 }}</ref>

Die technische Herstellung erfolgt durch Umsetzung von [[Lithiumcarbonat]] mit [[Calciumhydroxid]]:<ref name="ullmann" />
:<chem>Li2CO3 + Ca(OH)2 -> 2LiOH + CaCO3</chem>

Reines Lithiumhydroxid kann durch Reaktion von Lithiumsulfat mit [[Bariumhydroxid]]-Oktahydrat hergestellt werden. Das entstehende Monohydrat kann mit P4O10 im Vakuum zum Anhydrat umgesetzt werden.<ref name="brauer">[[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.</ref>
:<chem>Li2SO4 + Ba(OH)2.8H2O -> 2LiOH.H2O + BaSO4 + 6H2O</chem>
:<chem>LiOH.H2O -> LiOH + H2O</chem>

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 [[Calciumoxid|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.<ref>Deutsche Rohstoffagentur: [https://www.bgr.bund.de/DE/Gemeinsames/Produkte/Downloads/DERA_Rohstoffinformationen/rohstoffinformationen-33.pdf?__blob=publicationFile&v=2 DERA Rohstoffinformationen - Rohstoffrisikobewertung – Lithium], abgerufen am 14. September 2020</ref>

Lithiumhydroxid-d, also [[Deuterierte Verbindung|deuteriertes]] Lithiumhydroxid kann durch Reaktion von elementarem [[Lithium]] mit [[Schweres Wasser|schwerem Wasser]] hergestellt werden.<ref>{{Literatur |Autor=P. J. Paulsen, W. D. Cooke |Titel=Preparation of Deuterated Solvents for Nuclear Magnetic Resonance Spectrometry. |Sammelwerk=Analytical Chemistry |Band=35 |Nummer=10 |Datum=1963-09-01 |DOI=10.1021/ac60203a072 |Seiten=1560–1560}}</ref>

== Eigenschaften ==
Lithiumhydroxid ist ein weißer, durchscheinender Feststoff mit einer Kristallstruktur vom [[Blei(II)-oxid|PbO]]-Typ ({{Raumgruppe|P4/mmm|lang}}, a = 3,549, c = 4,334 Å).<ref name="brauer" /> Es ist eine starke Base und reagiert als solche mit [[Säure]]n. Außerdem ist Lithiumhydroxid fähig, [[Kohlenstoffdioxid]] zu binden (1 g wasserfreies Lithiumhydroxid bindet 450 ml CO2<ref name="Römpp">{{RömppOnline|ID=RD-12-01363|Name=Lithiumhydroxid|Abruf=2015-01-02}}</ref>).

== Verwendung ==
Der größte Teil des Lithiumhydroxids wird für die Herstellung von [[Lithiumstearat]]en und [[Lithium-12-hydroxystearat]] benötigt, die wichtige [[Schmierfett]]e 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-Boot]]en und bei [[Pendelatmung|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-Akku]]s.<ref name="ullmann">U. Wietelmann, R. Bauer: ''Lithium and Lithium compounds''. In: ''Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry'', 2000, {{DOI|10.1002/14356007.a15_393}}</ref>

In [[Druckwasserreaktor]]en wird Lithiumhydroxid dem Primärkreislauf zugesetzt, um [[Borsäure]] zu neutralisieren und einen pH-Wert von etwa 7,2 zu erreichen.<ref>H.-G. Heitmann: ''Chemische Belange in Kernkraftwerke''. In: ''Chemie Ingenieur Technik - CIT'', 1976, 48, 2, S. 124–129, {{DOI|10.1002/cite.330480210}}.</ref>

Lithiumhydroxid wird auch als Ausgangsmaterial für die Herstellung von Fahrzeug-Akkumulatoren ([[Lithium-Ionen-Akkumulator]]en) eingesetzt.<ref name="golem.de">Golem.de: [https://www.golem.de/news/elektromobilitaet-erste-lithiumhydroxid-raffinerie-in-deutschland-geplant-1911-145012.html Elektromobilität: Erste Lithiumhydroxid-Raffinerie in Deutschland geplant - Golem.de], abgerufen am 14. September 2020</ref>

Weitere Anwendungsgebiete sind Fotoentwickler, keramische Erzeugnisse und die Herstellung von [[Borate]]n.<ref name="Römpp" />

== Weblinks ==
{{Commonscat|Lithium hydroxide|Lithiumhydroxid}}
* {{ICSC|ID=0913 |Name=Lithium hydroxide}}

== Einzelnachweise ==
<references />

{{Navigationsleiste Alkalimetallhydroxide}}

{{Normdaten|TYP=s|GND=4427540-7}}

[[Kategorie:Lithiumverbindung]]
[[Kategorie:Hydroxid]]

Lithiumhydroxid - Versionsgeschichte

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