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.

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 Â°C hergestellt.^[3]

<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 Feststoffe ist. Es schmilzt bei 688 Â°C.^[1] Die Bildungsenthalpie beträgt -90,43 kJ/mol.^[4]

Chemische Eigenschaften

Lithiumhydrid ist brennbar:^[1]

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

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

<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 bei weitem hitzebeständigste Alkalihydrid.^[5]

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

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

<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.^[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]

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

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, Stickstoff oder Tetrachlorkohlenstoff stark exotherm reagiert, müssen Brände mit inerten Gasen wie z.B. Argon 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)