Гидрид лития

Гидрид лития
Общие
Систематическое наименование	гидрид лития
Традиционные названия	гидрид лития, водородистый литий
Хим. формула	LiH
Рац. формула	LiH
Физические свойства
Состояние	твердое
Молярная масса	7,95 г/моль
Плотность	0,82 г/см³
Термические свойства
Температура
• плавления	692 °C
Энтальпия
• образования	-90,7 кДж/моль
Удельная теплота плавления	21,8 Дж/кг
Химические свойства
Растворимость
• в воде	реагирует с водой
Безопасность
Предельная концентрация	0,1 мг/м³
ЛД50	100-143 мг/кг
Токсичность	высокая
Пиктограммы ECB
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.

Гидрид лития — неорганическое бинарное соединение щелочного металла лития и водорода. В расплавленном состоянии восстанавливает оксиды металлов и неметаллов. Под действием рентгеновского и ультрафиолетового излучения окрашивается в голубой цвет. Также возможен дейтерид лития с формулой LiD, применяемый в качестве горючего в термоядерных бомбах.

Получение

Гидрид лития получают реакцией синтеза непосредственно из элементов лития и водорода:

$\mathsf{2}\mathsf{L}\mathsf{i}\mathsf{+}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\stackrel{500-700^{o}C}{\to }\mathsf{2}\mathsf{L}\mathsf{i}\mathsf{H}$

или восстановлением нитрида лития водородом:

$\mathsf{L}{\mathsf{i}}_{\mathsf{3}}\mathsf{N}\mathsf{+}\mathsf{3}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\stackrel{300^{o}C}{\to }\mathsf{3}\mathsf{L}\mathsf{i}\mathsf{H}\mathsf{+}\mathsf{N}{\mathsf{H}}_{\mathsf{3}}$

Физические свойства

Белый, лёгкий порошок, плавится без разложения в инертной атмосфере. Образует бесцветные кристаллы кубической сингонии, пространственная группа F m3m, параметры ячейки a = 0,4083 нм, Z = 4, структура типа NaCl.

Под действием излучения от видимого до рентгеновского кристаллы окрашиваются в интенсивный голубой цвет из-за образования твёрдого коллоидного раствора металлического лития в гидриде лития.

Слабо растворим в диэтиловом эфире.

Химические свойства

Растрескавшиеся кристаллы гидрида лития

Гидрид лития относительно устойчив в сухом воздухе. Парами воды быстро гидролизуется (с водой реакция идёт бурно, возможно самовоспламенение):

$\mathsf{L}\mathsf{i}\mathsf{H}\mathsf{+}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{O}\stackrel{}{\to }\mathsf{L}\mathsf{i}\mathsf{O}\mathsf{H}\mathsf{+}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}$

При нагревании выше 850°С (а в вакууме до 450°С) начинает распадаться на элементы:

$\mathsf{2}\mathsf{L}\mathsf{i}\mathsf{H}\stackrel{850^{o}C}{\to }\mathsf{2}\mathsf{L}\mathsf{i}\mathsf{+}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}$

Электролизом расплава также можно разложить гидрид лития на элементы, при этом водород выделяется на аноде, т.е. в расплаве происходит электролитическая диссоциация:

$\mathsf{L}\mathsf{i}\mathsf{H}\mathsf{\rightleftarrows }\mathsf{L}{\mathsf{i}}^{\mathsf{+}}\mathsf{+}{\mathsf{H}}^{\mathsf{-}}$

С кислородом и азотом начинает взаимодействовать только при нагревании и результат зависит от температуры:

$\mathsf{4}\mathsf{L}\mathsf{i}\mathsf{H}\mathsf{+}{\mathsf{O}}_{\mathsf{2}}\stackrel{300-350^{o}C}{\to }\mathsf{2}\mathsf{L}{\mathsf{i}}_{\mathsf{2}}\mathsf{O}\mathsf{+}\mathsf{2}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}$

$\mathsf{2}\mathsf{L}\mathsf{i}\mathsf{H}\mathsf{+}{\mathsf{O}}_{\mathsf{2}}\stackrel{400-500^{o}C}{\to }\mathsf{2}\mathsf{L}\mathsf{i}\mathsf{O}\mathsf{H}$

$\mathsf{4}\mathsf{L}\mathsf{i}\mathsf{H}\mathsf{+}{\mathsf{N}}_{\mathsf{2}}\stackrel{300-350^{o}C}{\to }\mathsf{2}\mathsf{L}{\mathsf{i}}_{\mathsf{2}}\mathsf{N}\mathsf{H}\mathsf{+}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}$

$\mathsf{3}\mathsf{L}\mathsf{i}\mathsf{H}\mathsf{+}{\mathsf{N}}_{\mathsf{2}}\stackrel{400-500^{o}C}{\to }\mathsf{L}{\mathsf{i}}_{\mathsf{3}}\mathsf{N}\mathsf{+}\mathsf{N}{\mathsf{H}}_{\mathsf{3}}$

Реагирует с другими неметаллами (C, P, S, Si):

$\mathsf{2}\mathsf{L}\mathsf{i}\mathsf{H}\mathsf{+}\mathsf{4}\mathsf{C}\stackrel{400^{o}C}{\to }\mathsf{L}{\mathsf{i}}_{\mathsf{2}}{\mathsf{C}}_{\mathsf{2}}\mathsf{+}{\mathsf{C}}_{\mathsf{2}}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}$

Восстанавливает оксиды металлов и неметаллов:

$\mathsf{4}\mathsf{L}\mathsf{i}\mathsf{H}\mathsf{+}\mathsf{3}\mathsf{S}\mathsf{i}{\mathsf{O}}_{\mathsf{2}}\stackrel{200^{o}C}{\to }\mathsf{2}\mathsf{L}{\mathsf{i}}_{\mathsf{2}}\mathsf{S}\mathsf{i}{\mathsf{O}}_{\mathsf{3}}\mathsf{+}\mathsf{S}\mathsf{i}\mathsf{+}\mathsf{2}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}$

Может образовывать двойные гидриды:

$\mathsf{4}\mathsf{L}\mathsf{i}\mathsf{H}\mathsf{+}\mathsf{A}\mathsf{l}\mathsf{C}{\mathsf{l}}_{\mathsf{3}}\stackrel{}{\to }\mathsf{L}\mathsf{i}\mathsf{[}\mathsf{A}\mathsf{l}{\mathsf{H}}_{\mathsf{4}}\mathsf{]}\mathsf{+}\mathsf{3}\mathsf{L}\mathsf{i}\mathsf{C}\mathsf{l}$

Применение

Используется как осушитель, как сырье для производства алюмогидрида лития (сильный восстановитель, используемый в органическом синтезе), как замедлитель в радиационных защитах ядерных реакторов. Также гидрид лития используется как легкий и портативный источник водорода для аэростатов и спасательного снаряжения.

Дейтерид лития-6

Дейтерид лития-6 ⁶LiD (или ⁶Li²H) используется как термоядерное топливо в термоядерном оружии.

Безопасность

Вещество токсично. ПДК 0,03 мг/дм³. При контакте с кожей и слизистыми оболочками (в чистом виде) гидрид лития может вызвать химический ожог.

ЛД50 на белых мышах — 140—143 мг/кг.

Имелись также данные о том, что гидрид лития является генетическим ядом, а также — антагонистом ионов натрия, которые, в свою очередь, являются обязательным макроэлементом для живых организмов.

См.также

• Гидрид-ион

Литература

• Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И.Л. и др.. — М.: Советская энциклопедия, 1990. — Т. 2. — 671 с. — ISBN 5-82270-035-5.
• Лидин Р.А. и др. Химические свойства неорганических веществ: Учеб. пособие для вузов. — 3-е изд., испр. — М.: Химия, 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0.
• Рипан Р., Четяну И. Неорганическая химия. Химия металлов. — М.: Мир, 1971. — Т. 1. — 561 с.