Литиум хидрид

Од Википедија — слободната енциклопедија
Литиум хидрид
Модел за пополнување простор на дел од кристалната структура на литиум хидрид

__Li+
 __H−

Structure of lithium hydride.
Назнаки
7580-67-8 Ок
ChemSpider 56460 Ок
3Д-модел (Jmol) Слика
PubChem 62714
RTECS-бр. OJ6300000
UNII 68KF447EX3 Ок
Својства
Хемиска формула
Моларна маса 0 g mol−1
Изглед безбојна до сива цврста
Густина 0.78 g/cm3
Точка на топење
Точка на вриење
reacts
Растворливост малку растворлив во диметилформамид
реагира со амонијак, диетил етер, етанол
&минус;4.6·10−6 cm3/mol
Показател на прекршување (nD) 1.9847[2]:43
Структура
Кристална структура fcc (NaCl-type)
Диполен момент 6.0 D
Термохемија
Ст. енталпија на
формирање ΔfHo298 		−90.65 kJ/mol
Стандардна моларна
ентропија So298 		170.8 J/(mol·K)
Специфичен топлински капацитет, C 3.51 J/(g·K)
Опасност
Безбедност при работа:
Главни опасности
 исклучително силен надразнувач, многу токсичен, многу корозивен
GHS-ознаки:
Пиктограми
 GHS02: ЗапаливоGHS05: РазјадливоGHS06: Токсично
Сигнални зборови
 Опасен
Изјави за опасност
 H260, H301, H314
Изјави за претпазливост
 P223, P231+P232, P260, P264, P270, P280, P301+P316, P301+P330+P331, P302+P335+P334, P302+P361+P354[?], P304+P340, P305+P354+P338[?], P316, P321, P330, P363, P370+P378, P402+P404, P405, P501
NFPA 704
3
2
2
200 °C (392 °F; 473 K)
Смртоносна доза или концентрација:
77.5 mg/kg (oral, rat)[4]
22 mg/m3 (rat, 4 h)[5]
NIOSH (здравствени граници во САД):
PEL (дозволива)
 TWA 0.025 mg/m3[3]
REL (препорачана)
 TWA 0.025 mg/m3[3]
IDLH (непосредна опасност)
 0.5 mg/m3[3]
Безбедносен лист ICSC 0813
Слични супстанци
Други катјони Натриум хидрид
Калиум хидрид
Рубидиум хидрид
Цезиум хидрид
Дополнителни податоци
 Ок(што е ова?)  (провери)
Освен ако не е поинаку укажано, податоците се однесуваат на материјалите во нивната стандардна состојба (25 °C, 100 kPa)
Наводи

Литиум хидрид — неорганско соединение со формула Li H. Овој хидрид на алкален метал е безбојна цврстина, иако комерцијалните примероци се сиви. Карактеристично за сол-како (јонски) хидрид, има висока точка на топење и не е растворлив, но реактивен со сите протични органски растворувачи . Тој е растворлив и нереактивен со одредени стопени соли како што се литиум флуорид, литиум борохидрид и натриум хидрид . Со моларна маса од 7,95 g/mol, тоа е најлесното јонско соединение.

Физички својства[уреди | уреди извор]

LiH е дијамагнетен и јонски проводник со спроводливост постепено се зголемува од 2⋅10-5 Ω−1cm−1 на 443 °C до 0,18 Ω−1cm−1 на 754 °C; нема дисконтинуитет во ова зголемување низ точката на топење.:36 диелектричната константа на LiH се намалува од 13,0 (статички, ниски фреквенции) на 3,6 (видливи -светлосни фреквенции).:35 LiH е мек материјал според Мосова скала од 3,5.

Топлинската спроводливост на LiH се намалува со температурата и зависи од морфологијата: соодветните вредности се 0,125 W/(cm·K) за кристали и 0,0695 W/(cm·K) за компакти на 50 °C и 0,036 W/(cm·K) за кристали и 0,0432 W/(cm·K) за компактни на 500 °C.:60 Линеарниот коефициент на термичка експанзија е 4,2×10−5/°C на собна температура.:49

Синтеза и обработка[уреди | уреди извор]

LiH се произведува со третирање на литиум метал со водород гас:

2 Li + H
2 → 2 LiH

Оваа реакција е особено брза на температури над 600 °C. Додавање на 0,001-0,003% јаглерод, и/или зголемување на температурата и/или притисокот, го зголемува приносот до 98% при 2-часовен престој.

Хемиските реакции даваат LiH во форма на грутка прашок, кој може да се компресира во пелети без врзувач. Покомплексни форми може да се добијат со леење од топење.:160 ff. Големи поединечни кристали (околу 80&nbsp ;mm долга и 16 mm во дијаметар) потоа може да се одгледува од стопениот LiH прав во водородна атмосфера со Бридгман-Стокбаргер техника. Тие често имаат синкава боја поради присуството на колоиден. Оваа боја може да се отстрани на пониски температури (~550 °C).{{rp|154} } Главните нечистотии во овие кристали се Na (20-200 ppm), О (10-100 ppm), Mg (0,5-6 ppm), Fe (0,5-2 ppm) и Cu (0,5-2 ppm).{{rp|155} }

.

Масовните ладно цедени делови од LiH може лесно да се обработуваат со помош на стандардни техники и алатки до микрометрична прецизност. Сепак, LiH е кршлив и лесно пука за време на обработката.:171 Енергетски поефикасен пат за формирање на литиум хидрид е со топчесто мелење литиум метал под висок водороден притисок. Проблем со овој метод е ладно заварување на литиум метал поради високата дуктилност. Со додавање на мали количества прашок на литиум хидрид може да се избегне ладно заварување.<ref>Механохемиска синтеза на монохидриди од алкални метали без растворувачи и катализаториIZ Hlova, A Castle, JF Goldston, S Gupta, T Prost… - Journal of Materials Chemistry A, 2016</ref>:147 Сепак, реакцијата продолжува на температури до 29 °C. Приносот е 60% на 99 °C и 85% на 125 °C, а стапката зависи значително од состојбата на површината на LiH.

Поретки начини на синтеза на LiH вклучуваат термичко распаѓање на литиум алуминиум хидрид (200 °C), литиум борохидрид (300 °C), n -бутиллитиум (150 °C) или етилитиум (120 °C), како и неколку реакции кои вклучуваат соединенија на литиум со ниска стабилност и достапна содржина на водород.

Реакции[уреди | уреди извор]

LiH брзо реагира со воздух со ниска влажност, формирајќи LiOH, Li
2O и Li
2CO
3. На влажен воздух спонтано се запалува, формирајќи мешавина од производи вклучувајќи и некои азотни соединенија. Материјалот реагира со влажен воздух, формирајќи површна обвивка, која е вискозна течност. Ова ја инхибира понатамошната реакција, иако појавата на филм со „оцрнување“ е сосема очигледна. Малку или воопшто не се формира нитрид при изложување на влажен воздух. Материјалот содржан во метална чинија, може да се загрее во воздух на малку под 200 °C без да се запали, иако лесно се запалува кога ќе се допре со отворен пламен. Состојбата на површината на LiH, присуството на оксиди на металната чинија итн., имаат значително влијание врз температурата на палење. Сувиот кислород не реагира со кристален LiH освен ако не се загрее силно, кога ќе дојде до речиси експлозивно согорување.

LiH е многу реактивен кон вода и други реагенси:

LiH + H
2O → Li+
 + H
2 + OH−

LiH е помалку реактивен со вода од Li и на тој начин е многу помалку моќен редукционен агенс за вода, алкохоли и други медиуми кои содржат редуцирачки раствори. Ова важи за сите бинарни солените хидриди.

Пелетите LiH полека се шират во влажен воздух, формирајќи LiOH; сепак, стапката на проширување е под 10% во рок од 24 часа при притисок од 2&nbsp. Ако влажниот воздух содржи јаглерод диоксид, тогаш производот е литиум карбонат. LiH реагира со амонијак, бавно на собна температура, но реакцијата значително се забрзува над 300 °C. LiH реагира бавно со повисоки алкохоли и феноли, но енергично со пониски алкохоли.

LiH реагира со сулфур диоксид:

2 LiH + 2 SO
2 → Li
2S
2O
4 + H
2

иако над 50 °C производот е литиум дитионит.

LiH реагира со ацетилен за да формира литиум карбид и водород. Со безводни органски киселини, феноли и киселински анхидриди, LiH реагира бавно, произведувајќи водороден гас и литиумска сол на киселината. Со киселините што содржат вода, LiH реагира побрзо отколку со вода. Многу реакции на LiH со видови што содржат кислород даваат LiOH, кој пак неповратно реагира со LiH на температури над 300 °C:

LiH + LiOH → Li
2O + H
2

Литиум хидридот е прилично нереактивен на умерени температури со O
2 или Cl
2. Затоа, се користи во синтезата на други корисни хидриди.

8 LiH + Al
2Cl
6 → 2 Li[AlH
4]⁠ + 6 LiCl
2 LiH + B
2H
6 → 2 Li[BH
4]⁠

Употреба[уреди | уреди извор]

Апликации[уреди | уреди извор]

Складирање на водород и гориво[уреди | уреди извор]

Со содржина на водород во сооднос со неговата маса три пати поголема од NaH, LiH има најголема содржина на водород од кој било хидрид. LiH е периодично од интерес за складирање на водород, но апликациите се спречени поради неговата стабилност на распаѓање. Така отстранување на H
2 бара температури над 700 °C што се користи за неговата синтеза, таквите температури се скапи за создавање и одржување. Соединението еднаш било тестирано како компонента за гориво во модел на ракета.[6]

Претходник на сложени метални хидриди[уреди | уреди извор]

LiH обично не е средство за намалување на хидридите, освен во синтезата на хидриди на одредени металоиди. На пример, силинот се произведува во реакцијата на литиум хидрид и силициум тетрахлорид со процесот Сандермаер:

4 LiH + SiCl
4 → 4 LiCl + SiH
4

Литиум хидрид се користи во производството на различни реагенси за органска синтеза, како што е литиум алуминиум хидрид (Li[AlH
4]) и литиум борохидрид (Li[BH
4]). Триетилборан реагира и дава суперхидрид (Li[BH(CH
2CH
3)
3] ).[7]

Во јадрената хемија и физиката[уреди | уреди извор]

Литиум хидрид (LiH) понекогаш е пожелен материјал за заштита на јадрени реактори, со изотоп литиум-6 (Li-6), и може да се фабрикува со лиење.[8][9]

Литиум деутерид[уреди | уреди извор]

Литиум деутерид, во форма на литиум-7 деутерид (7
Li2
H или 7 LiD), е добар модератор за јадрени реактори, бидејќи деутериумот ( 2 H или D) има понизок пресек на апсорпција на неутрони од обичниот водород или протиум (1H), а пресекот за 7 Li е исто така низок, што ја намалува апсорпцијата на неутроните во реакторот. 7Li се претпочита за модератор бидејќи има помал пресек за зафаќање на неутрони, а исто така формира помалку тритиум (3 H или T) при бомбардирање со неутрони.[10]

6
LiD + n → 4
He + T + D

Деутериумот и тритиумот потоа се спојуваат за да произведат хелиум, еден неутрон и 17,59 MeV слободна енергија во форма на гама зраци, кинетичка енергија итн. Хелиумот е инертен нуспроизвод.

Пред тестот за јадрено оружје во Замокот Браво во 1954 година, се сметало дека само поретко вообичаениот изотоп 6 Ли ќе создаде тритиум кога ќе биде погоден со брзи неутрони. Тестот покажал (случајно) дека пообилниот 7 Li исто така го прави тоа под екстремни услови, иако со ендотермична реакција.

Безбедност[уреди | уреди извор]

LiH бурно реагира со вода и дава водороден гас и LiOH, кој е каустичен. Следствено, прашината LiH може да експлодира во влажен воздух, па дури и во сув воздух поради статички електрицитет. Во концентрации од 5–55 mg/m3 во воздухот, прашината е исклучително иритирачка за мукозните мембрани и кожата и може да предизвика алергиска реакција. Поради иритацијата, LiH нормално се отфрла наместо да се акумулира од телото. :157,182

Некои соли на литиум, кои можат да се создадат во реакциите на LiH, се токсични. LiH пожарот не треба да се гаси со употреба на јаглерод диоксид, јаглерод тетрахлорид или водени противпожарни апарати; треба да се задуши со покривање со метален предмет или со графит или доломит во прав. Песокот е помалку погоден, бидејќи може да експлодира кога се меша со запален LiH, особено ако не е сув. LiH вообичаено се транспортира во масло, користејќи контејнери направени од керамика, одредена пластика или челик, и се ракува во атмосфера на сув аргон или хелиум. :156Азот може да се користи, но не на покачени температури, бидејќи реагира со литиум. :157LiH вообичаено содржи малку метален литиум, кој ги кородира челичните или силициумските контејнери на покачени температури. :173–174, 179

Наводи[уреди | уреди извор]

  1. ↑ David Arthur Johnson; Open University (12 August 2002). Metals and chemical change. Royal Society of Chemistry. стр. 167–. ISBN 978-0-85404-665-2. Посетено на 1 November 2011.
  2. ↑ Smith, R. L.; Miser, J. W. (1963). Compilation of the properties of lithium hydride. NASA.
  3. ↑ 3,0 3,1 3,2 „Џебен водич за опасните хемиски материи #0371“. Национален институт за безбедност и здравје при работа (NIOSH). (англиски)
  4. ↑ Chambers, Michael. „ChemIDplus - 7580-67-8 - SIAPCJWMELPYOE-UHFFFAOYSA-N - Lithium hydride - Similar structures search, synonyms, formulas, resource links, and other chemical information“. chem.sis.nlm.nih.gov. Посетено на 10 April 2018.
  5. ↑ „Lithium hydride“. Immediately Dangerous to Life and Health. National Institute for Occupational Safety and Health (NIOSH).
  6. ↑ Lex Архивирано на 23 јули 2008 г..
  7. ↑ Peter Rittmeyer, Ulrich Wietelmann "Hydrides" in Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry 2002, Wiley-VCH, Weinheim. doi:10.1002/14356007.a13_199
  8. ↑ Peter J. Turchi (1998). Propulsion techniques: action and reaction. AIAA. стр. 339–. ISBN 978-1-56347-115-5. Посетено на 2 November 2011.
  9. ↑ Welch, Frank H. (February 1974). „Lithium hydride: A space age shielding material“. Nuclear Engineering and Design. 26 (3): 440–460. doi:10.1016/0029-5493(74)90082-X.
  10. ↑ Massie, Mark; Dewan, Leslie C. „US 20130083878 A1, April 4, 2013, NUCLEAR REACTORS AND RELATED METHODS AND APPARATUS“. U.S. Patent Office. U.S. Government. Архивирано од изворникот на 2021-02-25. Посетено на 2 June 2016.

Надворешни врски[уреди | уреди извор]

Преземено од „https://mk.wikipedia.org/w/index.php?title=Литиум_хидрид&oldid=5152093“