Lithiumhydrid

Lithiumhydrid LiH ist eine salzartige chemische Verbindung von Lithium und Wasserstoff. Da Lithiumhydrid sehr stabil ist, stellt es in Verbindung mit der niedrigen molaren Masse des Lithiums einen hervorragenden Wasserstoffspeicher mit einer Kapazität von 2,8 m³ Wasserstoff pro Kilogramm dar. Der Wasserstoff kann durch Reaktion mit Wasser freigesetzt werden.<ref name="riedel">E. Riedel: Anorganische Chemie. 5. Auflage. de Gruyter, Berlin 2002, ISBN 3-11-017439-1, S. 612–613.</ref>

Gewinnung und Darstellung

Lithiumhydrid wird durch die Umsetzung von flüssigem metallischem Lithium mit molekularem Wasserstoff bei 600 °C hergestellt.<ref name="riedel" />

<math>\mathrm{2 \ Li + H_2 \ \xrightarrow{600\ ^{\circ}C} \ 2 \ LiH}</math>

Eigenschaften

Physikalische Eigenschaften

Lithiumhydrid ist ein weißes bis graues, brennbares Pulver, das mit einer Dichte von 0,76 g/cm³ einer der leichtesten nicht porösen Feststoffe ist. Es schmilzt bei 688 °C.<ref name="GESTIS" /> Die Bildungsenthalpie beträgt −90,43 kJ/mol.<ref name="Abegg">R. Abegg, F. Auerbach, I. Koppel: Handbuch der anorganischen Chemie. 2. Band, 1. Teil, Verlag S. Hirzel, 1908, S. 120. (Volltext)</ref>

Chemische Eigenschaften

Lithiumhydrid ist brennbar, reagiert also mit Sauerstoff. Dabei entsteht Lithiumhydroxid:<ref name="GESTIS" />

<math>\mathrm{2 \ LiH + O_2 \longrightarrow 2 \ LiOH}</math>

Es reagiert mit Wasser, Säuren und Basen unter Freisetzung von Wasserstoff:<ref name="riedel" />

<math>\mathrm{LiH + H_2O \longrightarrow LiOH + H_2}</math>

<math>\mathrm{LiH + HCl \longrightarrow LiCl + H_2}</math>

<math>\mathrm{LiH + NaOH \longrightarrow LiNaO + H_2}</math>

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

<math>\mathrm{CH_2O + LiH + H_2O \longrightarrow CH_3OH + LiOH}</math>

Lithiumhydrid beginnt bei 900–1000 °C, sich in elementares Lithium und Wasserstoff zu zersetzen und ist damit das thermisch stabilste Alkalimetallhydrid.<ref name="Johnson">D. A. Johnson: Metals and chemical change. Band 1, Verlag Royal Society of Chemistry, 2002, ISBN 0-85404-665-8, S. 167. (Vorlage:Google Buch)</ref>

<math>\mathrm{2\ LiH \ \xrightarrow {900-1000^{\circ}C} \ 2\ Li + H_2 \uparrow}</math>

Beim Erhitzen im Stickstoffstrom bildet sich Lithiumnitrid. Als Zwischenstufen entstehen Lithiumamid (LiNH₂) und Lithiumimid (Li₂NH).<ref name="Hofmann">K. A. Hofmann: Lehrbuch der anorganischen Chemie. 2. Auflage. Verlag F. Vieweg & Sohn, 1919, S. 441. (Volltext)</ref>

<math>\mathrm{6\ LiH + N_2 \ \xrightarrow {\ \Delta \ } \ 2\ Li_3N + 3\ H_2 \uparrow}</math>

Verwendung

Lithiumhydrid dient als Reduktionsmittel zur Herstellung von Hydriden und Doppelhydriden.<ref name="riedel" /> Des Weiteren wird es zur Deprotonierung CH-acider Verbindungen benutzt. Ein weiteres Einsatzgebiet ist mit der Herstellung der Hydriermittel Lithiumboranat und Lithiumaluminiumhydrid gegeben.<ref name="riedel" />

<math>\mathrm{4 \ LiH + AlCl_3 \longrightarrow LiAlH_4 + 3 \ LiCl}</math>

Aufgrund seines hohen Dipolmoments ist Lithiumhydrid im Zusammenhang mit der Bose-Einstein-Kondensation ultrakalter Atome interessant.<ref name="Hertel">I. V. Hertel, C.-P. Schulz: Atome, Moleküle und Optische Physik. Band 2, Springer Verlag, 2010, ISBN 978-3-642-11972-9, S. 80. (Vorlage:Google Buch)</ref>

Lithiumdeuterid

Bei Lithiumdeuterid (LiD) handelt es sich um deuteriertes Lithiumhydrid, d. h., es wurde das Wasserstoff-Isotop Deuterium anstelle von normalem Wasserstoff verwendet. Lithiumdeuterid ist einer der Kernbestandteile der festen Wasserstoffbombe, durch den die Aufbewahrung und Handhabung des ansonsten gasförmigen Deuteriums und die Erzeugung des zur Fusion nötigen Tritiums immens vereinfacht wurde.<ref name="DOI10.1002/ciuz.19850190505">Richard Bauer: Lithium - wie es nicht im Lehrbuch steht. In: Chemie in unserer Zeit. 19, 1985, S. 167–173. doi:10.1002/ciuz.19850190505.</ref><ref>Rutherford Online: Vorlage:Webarchiv</ref>

Sicherheitshinweise

Da Lithiumhydrid mit gängigen Feuerlöschmitteln wie Wasser, Kohlendioxid, Stickstoff oder Tetrachlorkohlenstoff stark exotherm reagiert, müssen Brände mit inerten Gasen wie z. B. Argon gelöscht werden.<ref name="Ullmann">F. Ullmann, W. Foerst: Encyklopädie der technischen Chemie. Band 8, 3. Auflage. Verlag Urban & Schwarzenberg, 1969, S. 723. (Vorlage:Google Buch)</ref>

Einzelnachweise

<references />