Как найти карбонат лития

Оптовые поставки карбоната лития

Наше предприятие МЗХР принимает заказы на производство и поставки карбоната лития крупных партий. Наш завод оборудован самым современным оборудованием, есть собственная доставка. Есть возможность отгрузки самых крупных партий товаров доставляем по железной дороге.

Предлагаем приобрести литий углекислый в мешках, от 1 т. с доставкой по всей России, СНГ и странам дальнего зарубежья. Наша продукция успешно поставляется во все регионы России, такие как: Алтайский край, Ростовская область, Воронеж, Башкортостан, Краснодарский край, Белгородскую область, Тамбовскую область, Саратов, Московскую область, Курс, Оренбург, Дагестан, Ленинградскую область, Липецк, Омск, Ставропольский край и другие регионы не только нашей страны, но ближнего и дальнего зарубежья.

Свойства вещества лития углекислого

Литий углекислый или литий карбонат) это соль щёлочного металла лития и угольной кислоты, представляет собой мелкокристалический порошок белого цвета, плохо растворяется в воде. Температура плавления 732°С. Литий карбонат образует бесцветные кристаллы, умерено растворяется в холодной воде и плохо в горячей. Температура плавления 732 °C.

Так как карбонат лития требует к себе особого внимания при транспортировке, то нужно отнестись к его упаковке с особой тщательностью. На нашем химическом предприятии готовое вещество упаковывается в прочные полиэтиленовые мешки, которые в свою очередь завязываются двойным узлом нитью или даже запаиваются. На выбор покупателя, так же возможна упаковка этого вещества в бумажные пяти-шести-слойные мешки.

Литий углекислый, литий карбонат изготовляется путем пропускания углекислого газа через раствор гидроокиси лития, а также с помощью реакции поташа или соды с растворами солей лития при 80-90 °C

Карбонат лития (литий карбонат, литий углекислый) широко применяется в различных областях, например:

  • как легирующий компонент для обеспечения специальных свойств стекла и керамики; при изготовлении эмалей, глазурей, различных термо и кислотостойких покрытий. 
  • как компонент рафинирующих флюсов в производстве алюминия;
  • в качестве полупродукта для синтеза различных соединений лития, добавки в черной металлургии, производстве специальных стекол.
  • в производстве фарфора: для введения в шихту и получения изделий с малым коэффициентом линейного расширения и почти полным отсутствием усадки при обжиге
  • в нефтяной, химической и текстильной промышленности.
  • в медицине и сельском хозяйстве и др.

Меры предосторожности при обращении с веществом

Условия хранения в сухом, хорошо проветриваемом помещении

Гарантийный срок хранения 1 год со дня изготовления

Производитель углекислого лития в России

Высокие стандарты, заданные еще со времен СССР на химическом производстве МЗХР, продолжаются и сегодня. Сегодня мы несем эти традиции и делаем нашу работу на «отлично». Поэтому литий углекислый на нашем предприятии МЗХР, будьте уверены, что продукция будет  самого высокого качества, и при этом, Вы получите продукт в самые сжатые сроки, на столько быстро, на сколько это позволяет сделать логистика перемещения грузов по РФ. 

Сегодня мы с уверенностью можем заявить — любые партии и любые объемы любых химических реагентов или веществ для нас уже не вызов, а обычная каждодневная работа.

Приглашаем к сотрудничеству

Предлагаем долгосрочное сотрудничество в области поставок химического сырья, химических реагентов и других веществ. Предлагаем производство по собственным техническим условиям, подготовка и разработка ТУ. Возможность отгрузки день-в-день после подписания договора.

В лице нашего предприятия «МЗХР» Вы будете видеть только надежного партнера, которому можно довериться даже в самых сложных экономических ситуациях.

Источник

From Wikipedia, the free encyclopedia

Lithium carbonate

Lithium-carbonate-xtal-1979-Mercury-3D-sf.png
2 Structure of Li+-Ions Structure of Carbonate
Lithium carbonate A.jpg
Names
IUPAC name

Lithium carbonate
Other names

Dilithium carbonate, Carbolith, Cibalith-S, Duralith, Eskalith, Lithane, Lithizine, Lithobid, Lithonate, Lithotabs Priadel, Zabuyelite
Identifiers

CAS Number
  • 554-13-2 check

3D model (JSmol)
  • Interactive image
ChEBI
  • CHEBI:6504 check
ChEMBL
  • ChEMBL1200826 ☒
ChemSpider
  • 10654 check
ECHA InfoCard 100.008.239 Edit this at Wikidata
KEGG
  • D00801 check

PubChem CID
  • 11125
RTECS number
  • OJ5800000
UNII
  • 2BMD2GNA4V check

CompTox Dashboard (EPA)
  • DTXSID1023784 Edit this at Wikidata

InChI

  • InChI=1S/CH2O3.2Li/c2-1(3)4;;/h(H2,2,3,4);;/q;2*+1/p-2 check

    Key: XGZVUEUWXADBQD-UHFFFAOYSA-L check

  • InChI=1/CH2O3.2Li/c2-1(3)4;;/h(H2,2,3,4);;/q;2*+1/p-2

    Key: XGZVUEUWXADBQD-NUQVWONBAY

SMILES

  • [Li+].[Li+].[O-]C([O-])=O
Properties

Chemical formula

 Li
2CO
3
Molar mass 73.89 g/mol
Appearance Odorless white powder
Density 2.11 g/cm3
Melting point 723 °C (1,333 °F; 996 K)
Boiling point 1,310 °C (2,390 °F; 1,580 K)
Decomposes from ~1300 °C

Solubility in water
  • 1.54 g/100 mL (0 °C)
  • 1.43 g/100 mL (10 °C)
  • 1.29 g/100 mL (25 °C)
  • 1.08 g/100 mL (40 °C)
  • 0.69 g/100 mL (100 °C)[1]

Solubility product (Ksp)

8.15×10−4[2]
Solubility Insoluble in acetone, ammonia, alcohol[3]

Magnetic susceptibility (χ)

 −27.0·10−6 cm3/mol

Refractive index (nD)

 1.428[4]
Viscosity
  • 4.64 cP (777 °C)
  • 3.36 cP (817 °C)[3]
Thermochemistry

Heat capacity (C)

 97.4 J/mol·K[3]

Std molar
entropy (S⦵298)

 90.37 J/mol·K[3]

Std enthalpy of
formation (ΔfH⦵298)

 −1215.6 kJ/mol[3]

Gibbs free energy (ΔfG⦵)

 −1132.4 kJ/mol[3]
Hazards
Occupational safety and health (OHS/OSH):

Main hazards

 Irritant
GHS labelling:

Pictograms

 GHS07: Exclamation mark[5]

Signal word

 Warning

Hazard statements

 H302, H319[5]

Precautionary statements

 P305+P351+P338[5]
Flash point Non-flammable
Lethal dose or concentration (LD, LC):

LD50 (median dose)

 525 mg/kg (oral, rat)[6]
Safety data sheet (SDS) ICSC 1109
Related compounds

Other cations

 Sodium carbonate
Potassium carbonate
Rubidium carbonate
Caesium carbonate

Except where otherwise noted, data are given for materials in their standard state (at 25 °C [77 °F], 100 kPa).

☒ verify (what is check☒ ?)

Infobox references

Lithium carbonate is an inorganic compound, the lithium salt of carbonic acid with the formula Li
2CO
3. This white salt is widely used in processing metal oxides. It is on the World Health Organization’s List of Essential Medicines[7] for its efficacy in the treatment of mood disorders such as bipolar disorder.[8][7]

Uses[edit]

Lithium carbonate is an important industrial chemical. Its main use is as a precursor to compounds used in lithium-ion batteries.

Glasses derived from lithium carbonate are useful in ovenware. Lithium carbonate is a common ingredient in both low-fire and high-fire ceramic glaze. It forms low-melting fluxes with silica and other materials. Its alkaline properties are conducive to changing the state of metal oxide colorants in glaze, particularly red iron oxide (Fe
2O
3). Cement sets more rapidly when prepared with lithium carbonate, and is useful for tile adhesives. When added to aluminium trifluoride, it forms LiF which yields a superior electrolyte for the processing of aluminium.[9]

Rechargeable batteries[edit]

Lithium carbonate-derived compounds are crucial to lithium-ion batteries. Lithium carbonate may be converted into lithium hydroxide as an intermediate. In practice, two components of the battery are made with lithium compounds: the cathode and the electrolyte.

The electrolyte is a solution of lithium hexafluorophosphate, while the cathode uses one of several lithiated structures, the most popular of which are lithium cobalt oxide and lithium iron phosphate.

Medical uses[edit]

In 1843, lithium carbonate was used to treat stones in the bladder. In 1859, some doctors recommended a therapy with lithium salts for a number of ailments, including gout, urinary calculi, rheumatism, mania, depression, and headache.

In 1948, John Cade discovered the anti-manic effects of lithium ions.[10] This finding led to lithium carbonate’s use as a psychiatric medication to treat mania, the elevated phase of bipolar disorder. Prescription lithium carbonate from a pharmacy is suitable for use as medicine in humans but industrial lithium carbonate is not since it may contain unsafe levels of toxic heavy metals or other toxicants. After ingestion, lithium carbonate is dissociated into pharmacologically active lithium ions (Li+) and (non-therapeutic) carbonate, with 300 mg of lithium carbonate containing approximately 8 mEq (8 mmol) of lithium ion.[8] According to the Food and Drug Administration (FDA), 300–600 mg of lithium carbonate taken two to three times daily is typical for maintenance of bipolar I disorder in adults,[8] where the exact dose given varies depending on factors such as the patient’s serum lithium concentrations, which must be closely monitored by a physician to avoid lithium toxicity and potential kidney damage (or even kidney failure) from lithium-induced nephrogenic diabetes insipidus.[11][8] Dehydration and certain drugs, including NSAIDs such as ibuprofen, can increase serum lithium concentrations to unsafe levels whereas other drugs, such as caffeine, may decrease concentrations. In contrast to the elemental ions sodium, potassium, and calcium, there is no known cellular mechanism specifically dedicated to regulating intracellular lithium.
Lithium can enter cells through epithelial sodium channels.[12] Lithium ions interfere with ion transport processes (see «sodium pump») that relay and amplify messages carried to the cells of the brain.[13] Mania is associated with irregular increases in protein kinase C (PKC) activity within the brain. Lithium carbonate and sodium valproate, another drug traditionally used to treat the disorder, act in the brain by inhibiting PKC’s activity and help to produce other compounds that also inhibit the PKC.[14] Lithium carbonate’s mood-controlling properties are not fully understood.[15]

Health risks[edit]

Taking lithium salts has risks and side effects. Extended use of lithium to treat mental disorders has been known to lead to acquired nephrogenic diabetes insipidus.[16] Lithium intoxication can affect the central nervous system and renal system and can be lethal.[17] Over a prolonged period, lithium can accumulate in the principal cells of the collecting duct and interfere with antidiuretic hormone (ADH), which regulates the water permeability of principal cells in the collecting tubule.[12] The medullary interstitium of the collecting duct system naturally has a high sodium concentration and attempts to maintain it. There is no known mechanism for cells to distinguish lithium ions from sodium ions, so damage to the kidney’s nephrons may occur if lithium concentrations become too high as a result of dehydration, hyponatremia, an unusually low sodium diet, or certain drugs.

Red pyrotechnic colorant[edit]

Lithium carbonate is used to impart a red color to fireworks.[18]

Properties and reactions[edit]

Unlike sodium carbonate, which forms at least three hydrates, lithium carbonate exists only in the anhydrous form. Its solubility in water is low relative to other lithium salts. The isolation of lithium from aqueous extracts of lithium ores capitalizes on this poor solubility. Its apparent solubility increases 10-fold under a mild pressure of carbon dioxide; this effect is due to the formation of the metastable bicarbonate, which is more soluble:[9]

Li
2CO
3 + CO
2 + H
2O ⇌ 2 LiHCO
3

The extraction of lithium carbonate at high pressures of CO
2 and its precipitation upon depressurizing is the basis of the Quebec process.

Lithium carbonate can also be purified by exploiting its diminished solubility in hot water. Thus, heating a saturated aqueous solution causes crystallization of Li
2CO
3.[19]

Lithium carbonate, and other carbonates of group 1, do not decarboxylate readily. Li
2CO
3 decomposes at temperatures around 1300 °C.

Production[edit]

Lithium is extracted from primarily two sources: spodumene in pegmatite deposits, and lithium salts in underground brine pools. About 82,000 tons were produced in 2020, showing significant and consistent growth.[20]

From underground brine reservoirs[edit]

In the Salar de Atacama in the Atacama desert of Northern Chile, lithium carbonate and hydroxide are produced from brine.[21][22]

The process pumps lithium rich brine from below ground into shallow pans for evaporation. The brine contains many different dissolved ions, and as their concentration increases, salts precipitate out of solution and sink. The remaining supernatant liquid is used for the next step. The sequence of pans may vary depending on the concentration of ions in a particular source of brine.

In the first pan, halite (sodium chloride or common salt) crystallises. This has little economic value and is discarded. The supernatant, with ever increasing concentration of dissolved solids, is transferred successively to the sylvinite (sodium potassium chloride) pan, the carnalite (potassium magnesium chloride) pan and finally a pan designed to maximise the concentration of lithium chloride. The process takes about 15 months. The concentrate (30-35% lithium chloride solution) is trucked to Salar del Carmen. There, boron and magnesium are removed (typically residual boron is removed by solvent extraction and/or ion exchange and magnesium by raising the pH above 10 with sodium hydroxide)[23] then in the final step, by addition of sodium carbonate, the desired lithium carbonate is precipitated out, separated, and processed.

Some of the by-products from the evaporation process may also have economic value.

There is considerable attention to the use of water in this water poor region. SQM commissioned a life-cycle analysis (LCA) which concluded that water consumption for SQM’s lithium hydroxide and carbonate is significantly lower than the average consumption by production from the main ore-based process, using spodumene. A more general LCA suggests the opposite for extraction from reservoirs.[24]

The majority of brine based production is in the «lithium triangle» in South America.

From ‘geothermal’ brine[edit]

A potential source of lithium is the leachates of geothermal wells, carried to the surface.[25] Recovery of lithium has been demonstrated in the field; the lithium is separated by simple precipitation and filtration.[26] The process and environmental costs are primarily those of the already-operating well; net environmental impacts may thus be positive.[27]

The brine of United Downs Deep Geothermal Power project near Redruth is claimed by Cornish Lithium to be valuable due to its high lithium concentration (220 mg/L) with low magnesium (<5 mg/L) and total dissolved solids content of <29g/L,[28] and a flow rate of 40-60l/s.[24]

From ore[edit]

α-spodumene is roasted at 1100 °C for 1h to make β-spodumene, then roasted at 250 °C for 10 minutes with sulphuric acid.[29][21]

As of 2020, Australia was the world’s largest producer of lithium intermediates,[30] all based on spodumene.

In recent years mining companies have begun exploration of lithium projects throughout North America, South America and Australia to identify economic deposits that can potentially bring new supplies of lithium carbonate online to meet the growing demand for the product.[31]

From clay[edit]

In 2020 Tesla Motors announced a revolutionary process to extract lithium from clay in Nevada using only salt and no acid. This was met with scepticism.[32]

From end-of-life batteries[edit]

A few small companies are recycling spent batteries, focusing on recovering copper and cobalt. Some recover lithium carbonate alongside the compound Li2Al4(CO3)(OH)12⋅3H2O
also.[33][34][35][36]

Other[edit]

In April 2017 MGX Minerals reported it had received independent confirmation of its rapid lithium extraction process to recover lithium and other valuable minerals from oil and gas wastewater brine.
[37]

Electrodialysis has been proposed to extract lithium from seawater, but it is not commercially viable.[38]

Natural occurrence[edit]

Natural lithium carbonate is known as zabuyelite.[39] This mineral is connected with deposits of some salt lakes and some pegmatites.[40]

References[edit]

  1. ^ Seidell, Atherton; Linke, William F. (1952). Solubilities of Inorganic and Organic Compounds. Van Nostrand.
  2. ^ John Rumble (June 18, 2018). CRC Handbook of Chemistry and Physics (99 ed.). CRC Press. pp. 5–188. ISBN 978-1138561632.
  3. ^ a b c d e f «lithium carbonate». Chemister.ru. 2007-03-19. Retrieved 2017-01-02.
  4. ^ Pradyot Patnaik. Handbook of Inorganic Chemicals. McGraw-Hill, 2002, ISBN 0-07-049439-8
  5. ^ a b c Sigma-Aldrich Co., Lithium carbonate. Retrieved on 2014-06-03.
  6. ^ Michael Chambers. «ChemIDplus — 554-13-2 — XGZVUEUWXADBQD-UHFFFAOYSA-L — Lithium carbonate [USAN:USP:JAN] — Similar structures search, synonyms, formulas, resource links, and other chemical information». Chem.sis.nlm.nih.gov. Retrieved 2017-01-02.
  7. ^ a b «WHO Model List of Essential Medicines» (PDF). World Health Organization. October 2013. Retrieved 22 April 2014.
  8. ^ a b c d «Lithium Carbonate Medication Guide» (PDF). U.S. FDA. Archived (PDF) from the original on 27 January 2022. Retrieved 27 January 2022.
  9. ^ a b Ulrich Wietelmann, Richard J. Bauer (2005). «Lithium and Lithium Compounds». Ullmann’s Encyclopedia of Industrial Chemistry. Weinheim: Wiley-VCH. doi:10.1002/14356007.a15_393. ISBN 3527306730.{{cite encyclopedia}}: CS1 maint: uses authors parameter (link)
  10. ^ Cade, J. F. (2000). «Lithium salts in the treatment of psychotic excitement. 1949». Bulletin of the World Health Organization. 78 (4): 518–520. ISSN 0042-9686. PMC 2560740. PMID 10885180.
  11. ^ Amdisen A. (1978). «Clinical and serum level monitoring in lithium therapy and lithium intoxication». J. Anal. Toxicol. 2 (5): 193–202. doi:10.1093/jat/2.5.193.
  12. ^ a b Lerma, Edgar V. «Renal toxicity of lithium». UpToDate. Retrieved 8 March 2022.
  13. ^ «lithium, Lithobid: Drug Facts, Side Effects and Dosing». Medicinenet.com. 2016-06-17. Retrieved 2017-01-02.
  14. ^ Yildiz, A; Guleryuz, S; Ankerst, DP; Ongür, D; Renshaw, PF (2008). «Protein kinase C inhibition in the treatment of mania: a double-blind, placebo-controlled trial of tamoxifen» (PDF). Archives of General Psychiatry. 65 (3): 255–63. doi:10.1001/archgenpsychiatry.2007.43. PMID 18316672.[permanent dead link]
  15. ^ Lithium Carbonate at PubChem
  16. ^ Richard T. Timmer; Jeff M. Sands (1999-03-01). «Lithium Intoxication». Journal of the American Society of Nephrology. 10 (3): 666–674. doi:10.1681/ASN.V103666. PMID 10073618. Retrieved 2017-01-02.
  17. ^ Simard, M; Gumbiner, B; Lee, A; Lewis, H; Norman, D (1989). «Lithium carbonate intoxication. A case report and review of the literature» (PDF). Archives of Internal Medicine. 149 (1): 36–46. doi:10.1001/archinte.149.1.36. PMID 2492186. Archived from the original (PDF) on 2011-07-26. Retrieved 2010-09-11.
  18. ^ «Chemistry of Fireworks».
  19. ^ Caley, E. R.; Elving, P. J. (1939). «Purification of Lithium Carbonate». Inorganic Syntheses. Inorganic Syntheses. Vol. 1. pp. 1–2. doi:10.1002/9780470132326.ch1. ISBN 9780470132326.
  20. ^ «Global lithium production 2020».
  21. ^ a b «Sustainability of lithium production in Chile» (PDF). SQM. SQM. Retrieved 1 December 2020.
  22. ^ Telsnig, Thomas; Potz, Christian; Haas, Jannik; Eltrop, Ludger; Palma-Behnke, Rodrigo (2017). Opportunities to integrate solar technologies into the Chilean lithium mining industry – reducing process related GHG emissions of a strategic storage resource. Solarpaces 2016: International Conference on Concentrating Solar Power and Chemical Energy Systems. AIP Conference Proceedings. Vol. 1850. p. 110017. Bibcode:2017AIPC.1850k0017T. doi:10.1063/1.4984491.
  23. ^
    Dry, Mike. «Extraction of Lithium from Brine – Old and New Chemistry» (PDF). Critical Materials Symposium, EXTRACTION 2018, Ottawa, August 26–29. Retrieved 1 December 2020.
  24. ^ a b Early, Catherine (25 Nov 2020). «The new ‘gold rush’ for green lithium». Future Planet. BBC. Retrieved 2 December 2020.
  25. ^ Parker, Ann. Mining Geothermal Resources Archived 17 September 2012 at the Wayback Machine. Lawrence Livermore National Laboratory
  26. ^ Patel, P. (16 November 2011) Startup to Capture Lithium from Geothermal Plants. technologyreview.com
  27. ^ Wald, M. (28 September 2011) Start-Up in California Plans to Capture Lithium, and Market Share Archived 8 April 2017 at the Wayback Machine. The New York Times
  28. ^ «Cornish Lithium Releases Globally Significant Lithium Grades». Cornish Lithium. 17 September 2020. Retrieved 17 July 2021.
  29. ^ Meshram, Pratima; Pandey, B. D.; Mankhand, T. R. (1 December 2014). «Extraction of lithium from primary and secondary sources by pre-treatment, leaching and separation: A comprehensive review». Hydrometallurgy. 150: 192–208. Bibcode:2014HydMe.150..192M. doi:10.1016/j.hydromet.2014.10.012. Retrieved 2 Dec 2020.
  30. ^ Jaskula, Brian W. (January 2020). «Mineral Commodity Summaries 2020» (PDF). U.S. Geological Survey. Retrieved 29 June 2020.
  31. ^ «Junior mining companies exploring for lithium». www.juniorminingnetwork.com. Archived from the original on 2017-03-31. Retrieved 2017-03-30.
  32. ^ Scheyder, Ernest (24 Sep 2020). «Tesla’s Nevada lithium plan faces stark obstacles on path to production». Reuters. Retrieved 2 December 2020.
  33. ^ Serna-Guerrero, Rodrigo (5 November 2019). «A Critical Review of Lithium-Ion Battery Recycling Processes from a Circular Economy Perspective». Batteries. 5 (4): 68. doi:10.3390/batteries5040068.
  34. ^ Dolotko, Oleksandr; Gehrke, Niclas; Malliaridou, Triantafillia; Sieweck, Raphael; Herrmann, Laura; Hunzinger, Bettina; Knapp, Michael; Ehrenberg, Helmut (March 28, 2023). «Universal and efficient extraction of lithium for lithium-ion battery recycling using mechanochemistry». Communications Chemistry. Springer Science and Business Media LLC. 6 (1). doi:10.1038/s42004-023-00844-2. ISSN 2399-3669.
  35. ^ Kropachev, Andrey; Kalabskiy, Igor (2020). «Hydrometallurgical preparation of lithium aluminum carbonate hydroxide hydrate, Li2Al4(CO3)(OH)12·3H2O from aluminate solution». Minerals Engineering. Elsevier BV. 155: 106470. doi:10.1016/j.mineng.2020.106470. ISSN 0892-6875.
  36. ^ Dave Borlace (15 May 2023). Battery recycling just got a whole lot better (YouTube video). London: Just Have a Think. Retrieved 15 May 2023.
  37. ^ «MGX Minerals Receives Independent Confirmation of Rapid Lithium Extraction Process». www.juniorminingnetwork.com. 20 April 2017. Retrieved 2017-04-20.
  38. ^ Martin, Richard (2015-06-08). «Quest to Mine Seawater for Lithium Advances». MIT Technology Review. Retrieved 2016-02-10.
  39. ^ David Barthelmy. «Zabuyelite Mineral Data». Mineralogy Database. Retrieved 2010-02-07.
  40. ^ mindat.org

Wilkinson

External links[edit]

  • Official FDA information published by Drugs.com
Источник

Вещество представляет собой белый рассыпчатый порошок без какого-либо выраженного запаха. Кристаллическая форма химиката относится к виду моноклинной сингонии. Образовывать кристаллогидраты карбонат лития не склонен.

Химикат является солью, образованной щелочным металлом литием и угольной кислотой.

Международное название-аналог 

Литий углекислый 
Регистрационный номер EINECS  209-062-5 
Карбонат лития: формула  Li2CO3 
Плотность химиката  2,11 грамм / см3 
Международный регистрационный номер CAS  554-13-2 
Растворимость в воде (на 100 мл)  1,54 гр. при 0 0С, 1,29 гр. при 25 0С, 0,69 при 100 0С 
Молярная масса карбоната лития  73,89 гр./моль 
Т плавления (в градусах Цельсия)  732 
Т  кипения  (в градусах Цельсия)   1310 

Химикат умеренно растворим в воде, демонстрирует лучшие показатели при более низких температурах. Не растворяется в этаноле, метаноле, ацетоне, аммиаке.

Получение карбоната лития выполняется путём реакции диоксида углерода и пероксида лития. Эта же реакция применяется в системах очистки воздуха, например на космических станциях. Встречается карбонат лития и в естественном виде. Его можно обнаружить в отложениях некоторых солёных озер, извлекаемый природный минерал получил название забуелит.

Минимальная концентрация углекислого лития в готовом продукте – 99,04%.

Химические свойства карбоната лития

Реакция химиката с хлороводородной кислотой даёт углекислый газ, воду и хлорид лития.

Термическое разложение карбоната лития начинается при достижении 730 0С. В процессе выделяется оксид лития и угарный газ.

Реакция карбоната лития с магнием проходит с выделением углекислого газа, оксида магния и лития.

Хранение и меры безопасности

Химикат не горюч и не склонен к испарению, однако может образовывать пылевоздушные смеси и аэрозоли. Хранить карбонат лития следует в плотно укупоренной таре вдали от продуктов питания, кормов для животных и средств, имеющих в составе фтор.

В случае возникновения пожара поблизости с местами хранения карбоната лития следует применять стандартные средства тушения огня. Оптимальные условия хранения: сухой крытый склад, температура от 15 до 25 0С.

Вдыхание вещества может вызвать кашель, тошноту и головную боль. При попадании на кожу, в глаза и на слизистые оболочки могут возникнуть болезненные ощущения, покраснение и незначительный отек тканей. Проглатывание может привести к диарее, сонливости и потере сознания. Сильное негативное воздействие карбонат лития оказывает на центральную нервную систему человека, а также почки.

Все работы с препаратом следует проводить в помещениях, оборудованных системами принудительной вентиляции, вытяжками. Предварительно следует надевать специальную одежду, включая средства защиты глаз и органов дыхания, перчатки. Нельзя пить, принимать пищу или курить во время манипуляций с карбонатом лития.

Если произошел случайный незащищенный контакт с химикатом – промойте места взаимодействия большим количеством воды, а после — выведите пострадавшего на свежий воздух и организуйте осмотр у врача.

Перевозить химикат необходимо закрытым транспортом.

Применение карбоната лития

Вещество получило широкое распространение в промышленном производстве, фармацевтике и других сферах. Некоторые способы его применения можно описать так:

  • на основе данного химиката производят препараты из категории нормотимиков – лекарственных средств, используемых в психиатрии. Они стабилизируют состояние пациентов при аффективных расстройствах;

  • карбонат лития используется и при производстве изделий из стекла. Применяется чистая форма вещества, а также оксид лития. Это повышает химическую стойкость готовых изделий;

  • задействуют химикат и в процессе изготовления специальных стеклокристаллических материалов (ситаллов) и электроизоляционного фарфора;

  • в черной металлургии с применением карбоната лития проводят десульфацию стали;

  • вещество используется для производства цемента, входящего в состав плиточных клеящих смесей. Полученный продукт характеризуется быстрой схватываемостью;

  • с применением карбоната лития производят как слабопожарную, так и высокотемпературную глазурь для керамики;

  • используется в процессе изготовления литий-ионных аккумуляторов;

  • в сельском хозяйстве химикат применяется в качестве удобрения;

  • как компонент входит в состав фейерверков, благодаря присутствию карбоната лития удаётся достичь насыщенного красного цвета огней.

Это – неполный список технологических процессов, для чего применяется карбонат лития. При помощи него также, например, проводят обработку алюминия, улучшают состояние красителей. В промышленности активно используют способность карбоната лития образовывать легкоплавкие флюсы: с кремнеземом и другими видами сырья.

Источник

Физические свойства

Карбонат лития — соль щелочного металла лития и угольной кислоты. Белое вещество, при прокаливании разлагается выше температуры плавления. Умеренно растворяется в холодной воде, меньше — в горячей.

Относительная молекулярная масса Mr = 73,89; относительная плотность для тв. и ж. состояния d = 2,11; tпл = 618º C.

Способ получения 

1. Карбонат лития можно получить путем взаимодействия оксида лития и  углекислого газа:

Li2O + CO2 = Li2CO3

2. При комнатной температуре, в результате взаимодействия гидроксида лития и углекислого газа образуется карбонат лития и вода:

2LiOH + CO2 = Li2CO3↓ + H2O

3. В результате обменной реакции между сульфатом лития и, например, карбонатом натрия, происходит образование карбоната лития:

Li2SO4 + Na2CO3 = Li2CO3↓ + Na2SO4

Качественная реакция

Качественная реакция на карбонат лития — взаимодействие его с раствором сильных кислот. В результате реакции происходит бурное выделение углекислого газа, образование которого можно проверить, если пропустить его через известковую воду, которая мутнеет из-за образования осадка:

1. При взаимодействии с хлороводородной кислотой, карбонат лития образует хлорид лития, углекислый газ и воду:

Li2CO3 + 2HCl = 2LiCl + CO2↑ + H2O

2. Взаимодействуя с серной кислотой, карбонат лития образует углекислый газ и воду, а также сульфат лития:

Li2CO3 + H2SO4 = 2Li2SO4 + CO2↑ +H2O.

Химические свойства

1. Карбонат лития разлагается при температуре от 730º до 1270º с образованием оксида лития и углекислого газа:

Li2CO3 = Li2O + CO2

2. Карбонат лития может реагировать с простыми веществами:

2.1. Карбонат лития реагирует с углеродом. При этом образуется оксид лития и угарный газ:

Li2CO3 + C(кокс) = Li2O + 2CO

2.2. С магнием карбонат лития реагирует с образованием лития, оксида магния и углекислого газа:

Li2CO3 + Mg = 2Li + MgO + CO2

3. Карбонат лития вступает в реакцию со многими сложными веществами:

3.1. Карбонат лития реагирует с водой и углекислым газом, образуя гидрокарбонат лития: 

Li2CO3 + H2O + CO2 ↔ 2LiHCO3

3.2. Карбонат лития может реагировать с гидроксидом кальция с образованием гидроксида лития и карбоната кальция:

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

3.3.  При взаимодействии с хлороводородной кислотой карбонат лития образует хлорид лития, углекислый газ и воду:

Li2CO3 + 2HCl = 2LiCl + CO2↑ +H2O

3.4. Карбонат лития способен реагировать со некоторыми оксидами:

3.4.1. Карбонат лития при сплавлении реагирует с оксидом кремния. Взаимодействие карбоната лития с оксидом кремния приводит к образованию силиката лития и углекислого газа:

Li2CO3 + SiO2 = Li2SiO3 + 2CO2

3.4.2.  Карбонат лития взаимодействует с оксидом алюминия. При этом образуются алюминат лития и углекислый газ:

Li2CO3 + Al2O3 = 2LiAlO2 + CO2

3.4.3. При взаимодействии карбоната лития с оксидом хрома и кислородом выделяется хромат лития и углекислый газ:

4Li2CO3 + 2Cr2O3 + 3O2 = 4Li2CrO4 + 4CO2

Источник
Карбонат лития
Традиционные названия литий углекислый
Хим. формула Li2CO3
Молярная масса 73,89 г/моль
Плотность 2,11 г/см³
Т. плав. 618; 735 °C
Т. кип. разл. °C
Растворимость в воде 1,3320; 0,72100 г/100 мл
ГОСТ ТУ 6-09-3728-83
Рег. номер CAS 554-13-2
PubChem 11125
Рег. номер EINECS 209-062-5
SMILES

[Li+].[Li+].C(=O)([O-])[O-]
InChI

1S/CH2O3.2Li/c2-1(3)4;;/h(H2,2,3,4);;/q;2*+1/p-2

XGZVUEUWXADBQD-UHFFFAOYSA-L
RTECS OJ5800000
ChEBI 6504
ChemSpider 10654
Приводятся данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иного.

Карбонат лития (углекислый литий) — соль щелочного металла лития и угольной кислоты. Химическая формула Li2CO3.

Свойства

Образует бесцветные кристаллы. Кристаллизуется в моноклинной сингонии (а = 0,839 нм, b = 0.500 нм, с = 0,621 нм, b = 114,5°, z = 2, пространств. группа C2/с), плотность 2,11 г/см³ (при 0 °C), умерено растворяется в холодной воде и плохо в горячей. Температура плавления 732 °C.

Получение

  • Из оксидов:
 Li2O + CO2  →500oC  Li2CO3
  • из щёлочи:
 2LiOH + CO2 →   Li2CO3 + H2O
  • обменными реакциями:
 Li2SO4 + Na2CO3 →100oC  Li2CO3↓ + Na2SO4

Химические свойства

  • Неустойчив и при температуре плавления начинает разлагаться:
 Li2CO3 →730oC   Li2O + CO2↑
  • разлагается разбавленными кислотами:
 Li2CO3 + 2HCl  →  2LiCl + CO2↑ + H2O
  • вытесняется из соли более активными металлами:
 Li2CO3 + Mg →500oC   2Li + MgO + CO2↑
  • в холодных водных растворах обратимо взаимодействует с углекислым газом с образованием кислой соли:
 Li2CO3 + H2O + CO2  ⇄ 2LiHCO3

Применение вещества

Карбонат лития применяется в пиротехнике, производстве стекол и пластмасс, электроизоляционного фарфора, ситаллов, а также в чёрной металлургии (десульфурация стали), в сельском хозяйстве в качестве удобрения и кормовой добавки.

Кроме того, в психиатрии используется как нормотимик (см. Препараты лития).

Самое широкое применения у карбоната лития в металлургии (десульфация стали).

Крупным потребителем карбоната лития является стекольная промышленность. Оксид лития сильно повышает химическую стойкость стекла, при его применении вместе с оксидом натрия. В состав стекла как правило вносят (0,1-0,4 %Li2O). Свыше 0,15 % Li2O в составе стекла приводит к:

  • понижению температуры плавления (выступает в роли флюса), что в свою очередь снижает энергозатраты и продлевает кампанию печи.
  • снижению вязкости стекломассы.
  • повышению качества и блеска готовой продукции, улучшает колер стекла

В стеклоделии карбонат лития применяется как в чистом виде (в том числе и оксид лития), так и в составе различных минералов, таких как: петалит Li2O·Al2O3·8SiO2 (4,3-5,7 % Li2O), сподумен Li2O·Al2O3·4SiO2 (7,3-8 % Li2O), лепидолит (3,9-6 % Li2O), амблигонит (7-10 % Li2O).

Источник

Понравилась статья? Поделить с друзьями:
  • Как найти повара в алматы
  • Как найти площадь землетрясения
  • Как найти среднюю амплитуду за сутки
  • Как найти клопов в диване форум
  • Как найти system service