МИНИСТЕРСТВО  ОБРАЗОВАНИЯ РЕСПУБЛИКИ БЕЛАРУСЬ

БЕЛОРУССКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ 
 
 
 

ХИМИЧЕСКИЙ  ФАКУЛЬТЕТ

Кафедра неорганической химии 
 
 
 

Курсовая работа на тему:

«Соединения лития» 
 
 
 
 
 
 

Студентки химического факультета

1 курса  5 группы

Лычковской Екатерины Валерьевны 
 

Руководитель:

Кандидат  химических наук

Рабчинский Сергей Михайлович,

кафедра неорганической химии

Белорусский государственный университет 
 
 
 
 

Минск

2011 

ОГЛАВЛЕНИЕ 

ВВЕДЕНИЕ.........................................................................................................3-4

ГЛАВА 1 Литий..................................................................................................5-7

ГЛАВА 2 Соединения Лития.............................................................................7

     2.1 Гидрид лития………………………………………………………8

     2.2 Оксид лития. Пероксид лития…………………………………….9-10

     2.3 Гидроксид лития…………………………………………………..10-11

     2.4 Галогениды лития…………………………………………………11-14

     2.5 Соли лития…………………………………………………………14-17

     2.6 Литийорганические соединения…………………………………17-18

ГЛАВА 3 Мировой рынок лития и его соединений.......................................19-20

ГЛАВА 4 Экспериментальная Часть……………………………………….21-24

ЗАКЛЮЧЕНИЕ....................................................................................................25

БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК................................................................26

ВВЕДЕНИЕ

     В 1817 г. шведский химик А. Арфведзон, производя анализ сравнительно редкого минерала петалита, открыл в нем новый химический элемент. Присутствие этого элемента затем было обнаружено и в некоторых минералах, входящих в состав твердых каменистых пород. В настоящее время известно более двух десятков минералов, в составе которых присутствует химический элемент, открытый А. Арфведзоном. Этот элемент называется литием (от греческого слова "литос", что значит камень).

     В свободном виде литий получен  немецким химиком Р. Бунзеном и независимо от него английским физиком О. Матиссеном через 38 лет после открытия этого элемента. Литий - серебристо-белый, чрезвычайно легкий металл. По своей легкости литий занимает первое место среди других металлов. Он в 5 раз легче алюминия и почти в 2 раза легче воды. Поэтому литий плавает не только на воде, но даже и на керосине.

     Однако  из лития невозможно сделать не только самолет, но даже чайную ложку. Дело в  том, что литий энергично соединяется  с воздухом и водой, образуя вещества, совершенно лишенные механической прочности. Чайная ложка из лития при первом же помешивании горячего чая исчезла  бы в нем без остатка. Причем "растворение" ложки сопровождалось бы бурным выделением водорода, который вытесняется литием из воды. В природе лития сравнительно много, на его долю приходится 0,02 % от общего количества атомов земной коры. Крупнейшие месторождения литиевых соединений находятся в Канаде, США, в Юго-Западной Африке, Казахстане, Средней Азии. Помимо этого, обнаружено наличие растворимых соединений лития в насыщенных растворах  соляных озер. Так, например, в толще  соляных отложений озера Серлс в Калифорнии были обнаружены пустоты, заполненные, насыщенным рассолом, содержащим до 0,02 % соединений лития (хлористый литий). Растворимые соединения лития встречаются в некоторых источниках. Из них наибольшую известность получили источники курорта Виши и Дюркгейма.

     Литий применяется в металлургии. Ничтожные  добавки его (до 0,005 %) к меди улучшают ее качество. Литий благодаря своей  химической активности взаимодействует  с кислородом, азотом, серой, растворенными в меди, и, связывая их, играет для последней роль дегазатора. Незначительные добавки лития к алюминию, мангию и другим металлам повышают прочность и делают более стойкими против действия кислот и щелочей. В парах лития можно осуществлять сварку алюминия.

     Находят применение и соединения лития. Из них  особого внимания заслуживает соединение лития с водородом - гидрид лития, играющий роль своеобразного материала  для получения водорода. Гидрид лития можно рассматривать как удобную "компактную упаковку" водорода. Главная область применения гидрида лития-термоядерные процессы.

     Соединения  лития применяются в керамике для приготовления глазурей и  эмалей, в стеклоделии - для производства "опаловых" стекол и фильтров, пропускающих ультрафиолетовые лучи. Добавка едкого лития в щелочные аккумуляторы значительно повышает их электроемкость. Некоторые соединения лития (углекислый литий, салициловокислый литий) применяются в медицине для растворения мочевой кислоты. Накопление ее является причиной подагры.

     Одной из сложных технических задач  в практике плавания на подводных  лодках является очистка воздуха  от углекислоты при помощи соединений лития. Решение этой проблемы было важно  для космонавтов, оповестивших мир  о новой победе человеческого  разума.

     Именно  соединения лития находят широкое  применение в промышленности. Они широко используются в атомной промышленности, металлургии, органическом синтезе, производстве стекол, глазурей и эмалей, батарей, в качестве химических реагентов. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 

      ГЛАВА 1

      Литий

       ЛИТИЙ (лат. Lithium), Li, химический элемент с атомным номером 3, атомная масса 6,941. Химический символ Li читается так же, как и название самого элемента. В настоящее время для получения металлического лития его природные минералы или разлагают серной кислотой (кислотный способ), или спекают с CaO или CaCO₃ (щелочной способ), или обрабатывают K₂SO₄ (солевой способ), а затем выщелачивают водой. В любом случае из полученного раствора выделяют плохо растворимый карбонат лития Li₂CO₃, который затем переводят в хлорид LiCl. Электролиз расплава хлорида лития проводят в смеси с KCl или BaCl₂ (эти соли служат для понижения

      Рис.1. Литий         температуры плавления смеси).

      2LiCl = 2Li + Cl₂

      В дальнейшем полученный литий очищают  методом вакуумной дистилляции.

      Физические свойства

      Литий — серебристо-белый металл, мягкий и пластичный, твёрже натрия, но мягче  свинца. Его можно обрабатывать прессованием и прокаткой.

      При комнатной температуре металлический  литий имеет кубическую объёмноцентрированную решётку (координационное число 8), которая при холодной обработке переходит в кубическую плотноупакованную решётку, где каждый атом, имеющий двойную кубооктаэдрическую координацию, окружён 12 другими. Ниже 78 К устойчивой кристаллической формой является гексагональная плотноупакованная структура, в которой каждый атом лития имеет 12 ближайших соседей, расположенных в вершинах кубооктаэдра.

      Из  всех щелочных металлов литий характеризуется  самыми высокими температурами плавления  и кипения (180,54 и 1340 °C, соответственно), у него самая низкая плотность  при комнатной температуре среди  всех металлов (0,533 г/см³, почти в  два раза меньше плотности воды).

      Маленькие размеры атома лития приводят к появлению особых свойств металла. Например, он смешивается с натрием  только при температуре ниже 380 °C и не смешивается с расплавленными калием, рубидием и цезием, в то время  как другие па́ры щелочных металлов смешиваются друг с другом в любых соотношениях. 
 

      Химические  свойства

      Литий является щелочным металлом, однако относительно устойчив на воздухе. Литий является наименее активным щелочным металлом, с сухим воздухом (и даже с сухим  кислородом) при комнатной температуре  практически не реагирует. По этой причине  литий является единственным щелочным металлом, который не хранится в  керосине (к тому же плотность лития  столь мала, что он будет в нём  плавать) и может непродолжительное  время храниться на воздухе.

      Во  влажном воздухе медленно реагирует  с азотом, находящимся в воздухе, превращаясь в нитрид Li₃N, гидроксид LiOH и карбонат Li₂CO₃. 

      6Li + N₂(влажн.) = 2Li₃N

      2H₂O + 2Li = 2LiOH + H₂ ↑

      2LiOH + CO₂ = Li₂CO₃ ↓ + H₂O

        В кислороде при нагревании горит, превращаясь в оксид Li₂O. Есть интересная особенность, что в интервале температур от 100 °C до 300 °C литий покрывается плотной оксидной плёнкой, и в дальнейшем не окисляется.

      4Li + O₂ = 2Li₂O

       В 1818 немецкий химик Леопольд Гмелин установил, что литий и его соли окрашивают пламя в карминово-красный цвет, это является качественным признаком для определения лития. Температура возгорания находится около 300 °C. Продукты горения раздражают слизистую оболочку носоглотки. 

      Спокойно, без взрыва и возгорания, реагирует с водой, образуя LiOH и H₂.

      2Li + 2H₂O = 2LiOH + H₂ ↑

      Реагирует также с этиловым спиртом (с образованием алкоголята), с водородом (при 500—700 °C) с образованием гидрида лития, с аммиаком и с галогенами (с  иодом — только Рис.2 Цвет       при нагревании).

  пламени 

      2Li + 2C₂H₅OH = 2C₂H₅ONa + H₂↑

      2Li + H₂ = 2LiH

      2Li + NH₃ = Li₂NH + H₂

      2Li + I₂ = 2LiI

        При 130 °C реагирует с серой с образованием сульфида. В вакууме при температуре выше 200 °C реагирует с углеродом (образуется ацетиленид). При 600—700 °C литий реагирует с кремнием с образованием силицида. Химически растворим в жидком аммиаке (−40 °C), образуется синий раствор.

      2Li + S = Li₂S

      2Li + 2C = Li₂C₂

      4Li + Si = Li₄Si

      O₃ + 4NH₃(ж) + Li = [Li(NH₃)₄]O₃

      Литий хранят в петролейном эфире, парафине, газолине и/или минеральном масле в герметически закрытых жестяных коробках. Металлический литий вызывает ожоги при попадании на влажную кожу, слизистые оболочки и в глаза. Широкое применение находят соединения лития. 
 

      Глава 2

      Соединения  Лития 

       Литий большее  сходен с магнием, чем со своими соседями по группе. Эта так называемая диагональная периодичность является следствием близости ионных радиусов элементов: R(Li⁺) 76 пм, R(Mg²⁺) 72 пм; для сравнения R(Na⁺) 102 пм. Арфведсон первым отметил при открытии лития как нового элемента, что его гидроксид и карбонат значительно менее растворимы, чем соответствующие соединения натрия и калия, и что Рис.3 Расположение    карбонат (подобно карбонату магния) легче разлагается                                     Li и Mg                          при нагревании. Подобным образом, фторид лития (как и фторид магния) гораздо менее растворим в воде, чем фториды других щелочных элементов. Это связано с высокой энергией кристаллической решетки, образованной катионами и анионами малых размеров. Напротив, соли лития с большими неполяризуемыми анионами, такими как перхлорат-ион, значительно более растворимы, чем соли других щелочных элементов, вероятно, из-за высокой энергии сольватации катиона лития. По той же причинам безводные соли очень гигроскопичны.

      Соли  лития склонны к образованию  гидратов, обычно тригидратов, например LiX·3H₂O (X = Cl, Br, I, ClO₃, ClO₄, MnO₄, NO₃, BF₄ и т.д.). В большинстве этих соединений литий координирует шесть молекул Н₂O, образуя цепочки из октаэдров с общими гранями. Сульфат лития, в отличие от сульфатов других щелочных элементов, не образует квасцы, так как гидратированный катион лития слишком мал, чтобы занять соответствующее место в структуре квасцов. 
 
 

      2.1. Гидрид лития 

      Гидрид  лития LiH получают взаимодействием расплавленного лития с водородом при 630–730° С в сосуде из железа, не содержащего углерод.

      2Li + H₂ = 2LiH

      Физические  свойства

      Гидрид  лития - бесцветные кристаллы с кубической гранецентрирован-ной решеткой типа NaCl; Температура плавления составляет 692 °С (в инертной атмосфере), заметно возгоняется около 727 °С; плотность 0,78 г/см3; ΔH₀обр -90,7 кДж/моль, ΔH₀пл 21,8 кДж/моль. 

      Химические  свойства

      Гидрид  лития при электролизе в расплаве проводит электрический ток с выделением водорода на аноде. Под действием электромагнитного излучения в видимой, ультрафиолетовой или рентгеновской области окрашивается в голубой цвет благодаря образованию коллоидного раствора лития в гидриде лития.

      Гидрид  лития относительно устойчив в сухом  воздухе, быстро гидролизуется парами воды. Реагирует с водой, кислотами и спиртами с выделением водорода.

      LiH + H₂O = LiOH + H₂↑

      2LiH + H₂SO₄ = Li₂SO₄ + H₂↑

      LiH + C₂H₅OH = C₂H₅OLi + H₂↑

      Применение

        Гидрид лития используется для получения водорода, которым наполняют метеорологические шары-зонды в полевых условиях. Кроме того, он служит восстановителем в органическом синтезе, а также для получения бороводородов, алюмогдидрида лития LiAlH₄ и других гидридных соединений.

      2LiH = 2Li + H₂↑

      4LiH + AlCl₃ = Li[AlH₄] + 3LiCl↓

      Дейтерид лития-6 применяется в термоядерном оружии. Будучи твердым веществом, он позволяет хранить дейтерий при плюсовых температурах, кроме того, второй его компонент (литий-6) – это единственный промышленный источник получения трития. 

      ⁶₃ Li + ¹ ₀ n→ ³ ₁ H + ⁴ ₂ He 
 
 
 

      2.2. Оксид лития. Пероксид лития. 

      Оксид лития Li₂O – единственный среди оксидов щелочных элементов, образующихся в качестве основного продукта при нагревании металла выше 200° С (на воздухе). Его получают и прокаливанием нитрата при 600° С (в присутствии меди):

4LiNO₃ = 2Li₂О + 4NO₂ + O₂

      Он  образуется при нагревании нитрита  лития выше 190° С или карбоната лития выше 700° С в токе высушенного водорода.

      4LiNO₃ = 2Li₂O + 4NO₂ + O₂

      Физические  свойства

      Оксид лития - бесцветные кристаллы с кубической решеткой; температура плавления 1453 °С, выше 1000 °С возгоняется, в присутствии паров воды возгонка ускоряется, в газообразном состоянии выше 1500 °С частично диссоциирует на Li и О₂; плотность 2,013 г/см3; Δ H₀плав 35,6 кДж/моль, ΔH₀возг 425 кДж/моль (0 К), ΔH₀обр - 597,88 кДж/моль; S⁰₂₉₈ 37,61 Дж/(моль* К); диамагнитен.

      Химические  свойства

      Оксид лития с Н₂, О₂, С, СО не взаимодействует даже при нагревании. При высоких температурах реагирует с большинством металлов, кроме Au, Pt и Ni; в частности, или действии Mg, Аl или Mn выше 1000 °С восстанавливается до Li.

      Li₂O + Mg = 2Li + MgO

        С оксидами ряда металлов дает  оксометаллаты, двойные и тройные оксиды.

      TeO₂ + Li₂O = Li₂TeO₃

      Взаимодействует с водой, образуя гидроксид лития.

      Li₂O + H₂O = 2LiOH

      Реагирует с кислотами, например HCl, с H₂S при температуре 900-1000°C.

      Li₂O + 2HCl (разб.) = 2LiCl + H₂O

      Li₂O + H₂S = Li₂S + H₂O 

      Применение

      Оксид лития добавляют к смесям реагентов  при твердофазном синтезе двойных  и тройных оксидов для понижения  температуры процесса. Он является компонентом рентгенопрозрачных стекол и стекол с небольшим температурным коэффициентом линейного расширения. Его добавляют в глазури и эмали. Он повышает их химическую и термическую стойкость и прочность, снижает вязкость расплавов.

     Пероксид  лития Li₂O₂ в промышленности получают реакцией LiOH·H₂O с пероксидом водорода с последующей дегидратацией гидропероксида острожным нагреванием при пониженном давлении.

LiOH·H₂O + H₂O₂ → LiOOH·H₂O+ H₂O

2 LiOOH·H₂O → Li₂O₂ + H₂O₂ + 2 H₂O 

        Это белое кристаллическое вещество. Плотность составляет 1. 2063 г/см, температура плавления 195°С. Разлагается до оксида лития при нагревании выше 195° С. Его используют в космических аппаратах для получения кислорода:  

      2Li₂O₂ + 2CO₂ = 2Li₂CO₃ +O₂ 

      2.3. Гидроксид лития

      Гидроксид лития при стандартных условиях представляет собой бесцветные кристаллы  с тетрагональной решёткой. При работе с ним необходимо проявлять осторожность, избегать попадания на кожу и слизистые  оболочки. Получают взаимодействием металлического лития с водой, взаимодействием оксида лития с водой или же взаимодействием карбоната лития с гидроксидом кальция:

      2Li + 2H₂O = 2LiOH + H₂↑

      Li₂O + H₂O = 2LiOH

      Li₂CO₃ + Ca(OH)₂ = 2LiOH + CaCO₃

      Рис.4 Гидроксид лития

      Физические свойства

      LiOH, бесцв. кристаллы с тетрагональной решеткой; температура плавления 473 °С, при более высокой температурере испаряется и частично диссоциирует на Li₂О и Н₂О; в парах при 820-870 °С содержится 90% (LiOH)₂; плотность составляет 1,44г/см³; ΔH⁰пл 20,9 кДж/моль, ΔH⁰обр -484,90 кДж/моль; S⁰₂₉₈ составляет 42,76 Дж/(моль∙К).  
 

      Химические  свойства

      Гидроксид лития LiOH плавится при 470° С, при более высокой температуре испаряется и частично диссоциирует на оксид лития и воду:

2LiOH = Li₂O + H₂O

В парах  при 820–870°С содержится 90% димера (LiOH)₂. Взаимодействует с кислотами с образованием соли и воды (реакция нейтрализации):

      LiOH + HCl = LiCl + H₂O

      2LiOH + H₂SO₄ = Li₂SO₄ + H₂O

      Взаимодействует с кислотными оксидами с образованием соли и воды:

      2LiOH + CO₂ = Li₂CO₃ + H₂O

      2LiOH + SO₃ = Li₂SO₄ + H₂O 

      Растворимость гидроксида лития в воде составляет 12,48 г на 100 г при 25°С. При выпаривании водных растворов гидроксида лития образуется моногидрат, который легко теряет воду при нагревании в инертной атмосфере или при пониженном давлении.

      Применение

      Гидроксид лития используется в производстве смазок на основе стеарата лития и для поглощения диоксида углерода в закрытых помещениях, например, в космических кораблях и на подводных лодках. Его преимущество по сравнению с другими щелочами – малая атомная масса. Добавка гидроксида лития к электролиту щелочных аккумуляторов примерно на одну пятую увеличивает их емкость и в 2–3 раза – срок службы. 

2.4. Галогениды лития 

Галогениды  лития рассмотрим на примере LiF и LiCl. 

   1)Фторид лития LiF получают взаимодействием гидроксида лития или солей лития с фтороводородом, фторидом аммония, гидродифторидом аммония или их водными растворами.

   LiOH + HF = LiF + H₂O

   NH₄HF₂ + LiOH = LiF + H₂O + NH₃ 
 
 
 
 
 

Физические  свойства

   Фторид  лития - бесцветные кристаллы с кубической решеткой; температура плавления 849 °С, температура кипения составляет 1700°С; плотность 2,60 г/см3; С⁰р 41,80 Дж/(моль∙К); ΔH⁰пл 27,08 кДж/моль (1122 К), ΔH⁰возг 275,0 кДж/моль (0 К), ΔH⁰исп 147 кДж/моль (1970 К), ΔH⁰обр -618,3 кДж/моль, ΔG⁰обр -586,2 кДж/моль; S⁰₂₉₈ 35,66 Дж/(моль∙К). Растворимость в воде 1,33 г/л (25 °С). 

   Химические  свойства

   Хорошо растворим в концентрированной фтористоводородной кислоте, H₂SO₄ и HNO₃. При концентрации HF в водном растворе выше 25,7% образует гидрофторид LiHF₂. Хуже, чем в воде, растворяется в водных растворах NH₃ и NH₄F, не растворяется в этаноле и большинстве других органических растворителей.

   LiF(т) + HF (конц.) = Li(HF₂)(р)

   LiF + H₂SO₄ (конц.) = LiHSO₄ + HF↑

   LiF + HNO₃ (конц.) = LiNO₃ + HF↑

   Реагирует с гидроксидами и оксидами щелочноземельных металлов.

   2LiF + CaO = Li₂O + CaF₂

   2LiF + Li(OH)₂ = 2LiOH + CaF₂↓

   Применение

   Еще в прошлом веке это вещество начали применять в металлургии как  компонент многих флюсов. Фторид лития  обладает термолюминесцентными свойствами. Он используется в рентгеновской и g-дозиметрии. Кристаллы фтористого лития, прозрачные для ультракоротких волн длиной до 100 нм, применяют в производстве оптических приборов, кроме того, фторид лития является компонентом электролитов при получении алюминия и фтора.

Он входит в состав эмалей, глазурей, керамики, люминофоров и лазерных материалов.

   Для атомной техники важно моноизотопное соединение пития – ⁷LiF, применяемое для растворения соединений урана и тория непосредственно в реакторах.  

   2) Хлорид лития LiCl получают реакцией карбоната лития Li₂CO₃ и соляной кислоты (HCl). Также он может быть получен по высоко экзотермической реакции металлического лития с хлором или с безводным газообразным хлороводородом. Безводный хлорид лития может быть получен из кристаллогидрата при нагревании его с хлороводородом.

   Li₂CO₃ + 2HCl = 2LiCl + CO₂↑ + H₂O

   2Li + Cl₂ = 2LiCl

   Рис.5 Хлорид лития

   Физические  свойства

   Хлорид  лития - бесцветные кубические кристаллы. Молекулярная масса (в а.е.м.): 42,39; температура плавления 614°C; температура кипения 1380°C, гигроскопичен, плотность составляет 2,07 (25°C, г/см₃). Стандартная энтальпия образования ΔH (298 К, кДж/моль): -408,3 (т). Стандартная энергия Гиббса образования ΔG (298 К, кДж/моль): -384 (т) Стандартная энтропия образования S (298 К, Дж/моль·K): 59,3 (т) Стандартная мольная теплоемкость Cp (298 К, Дж/моль·K): 48,03 (т) Энтальпия плавления ΔHпл (кДж/моль): 13,4 Энтальпия кипения ΔHкип (кДж/моль): 150,6.

   Химические  свойства

   Хлорид  лития LiCl хорошо растворим в воде (84,67 г на 100 г при 25° С) и многих органических растворителях.