Bis zum 1. Juni 2015 dürfen noch die R-Sätze dieses Stoffes für die Einstufung von Zubereitungen herangezogen werden, anschließend ist die EU-Gefahrstoffkennzeichnung von rein historischem Interesse. ↑ W. Schlenk, J. Holtz, Ber. Dtsch. Chem. Ges. 50 (1917) 262–274. ↑ M. J. Lusch, M. V. Wie reagiert Lithium mit Wasser. Weiss das jemand? (Chemie, chemische Reaktion). Phillips, W. Sieloff, G. S. Nomura, H. O. House, Preparation of Low-Halide Methyllithium, Organic Syntheses, 1990, Collective Volume 7, S. 346.. ↑ C. Elschenbroich: Organometallchemie, 2006, Wiley-VCH: Weinheim. ISBN 978-3-527-29390-2.
Kristallstruktur _ Li + 0 _ H − Allgemeines Name Lithiumhydrid Verhältnisformel LiH Kurzbeschreibung weißer geruchloser Feststoff [1] Externe Identifikatoren/Datenbanken CAS-Nummer 7580-67-8 EG-Nummer 231-484-3 ECHA -InfoCard 100. 028. Seilnachts Periodensystem: Lithium. 623 PubChem 62714 ChemSpider 56460 Wikidata Q79583 Eigenschaften Molare Masse 7, 95 g· mol −1 Aggregatzustand fest Dichte 0, 78 g·cm −3 [1] Schmelzpunkt 688 °C [1] Löslichkeit reagiert heftig mit Wasser [1] Sicherheitshinweise GHS-Gefahrstoffkennzeichnung [1] Gefahr H- und P-Sätze H: 260 ‐ 301 ‐ 314 EUH: 014 P: 223 ‐ 231+232 ‐ 280 ‐ 301+310 ‐ 370+378 ‐ 422 [1] MAK Schweiz: 0, 025 mg·m −3 (gemessen als einatembarer Staub) [2] 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 Lithiumhydrid sehr stabil ist, stellt es in Verbindung mit der niedrigen molaren Masse des Lithiums einen hervorragenden Wasserstoffspeicher mit einer Kapazität von 2, 8 m³ Wasserstoff pro Kilogramm dar.
Verlag F. Vieweg & Sohn, 1919, S. 441. (Volltext) ↑ I. V. Hertel, C. -P. Schulz: Atome, Moleküle und Optische Physik. Band 2, Springer Verlag, 2010, ISBN 978-3-642-11972-9, S. 80. ( eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche) ↑ Richard Bauer: Lithium - wie es nicht im Lehrbuch steht. In: Chemie in unserer Zeit. 19, 1985, S. 167–173. doi:10. 1002/ciuz. 19850190505. ↑ Rutherford Online: Lithium ↑ F. Ullmann, W. Foerst: Encyklopädie der technischen Chemie. Methyllithium – Chemie-Schule. Band 8, 3. Verlag Urban & Schwarzenberg, 1969, S. 723. ( eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche)
Ist Lithium brennbar? Grundsätzlich ist das Metall Lithium sehr reaktionsfähig und leicht brennbar. Und da Lithium-Ionen-Akkus Lithium enthalten, besteht grundsätzlich auch hier ein Brandrisiko. Wie heiß wird ein brennender Akku? Dabei können Temperaturen von mehr als 600 °C entstehen. Wahrscheinlicher ist allerdings eine Überhitzung direkt im Inneren der Batterie, beispielsweise durch das Versagen des Batteriemanagementsystems (BMS). Können Batterien einen Brand auslösen? Wenn unverpackte Batterien lose herumliegen, können sie sich leicht gegenseitig kurzschließen – Brandgefahr durch Selbstentzündung! Batterien dürfen nicht durcheinandergeworfen oder aufeinandergestapelt werden da Kurzschlußgefahr besteht – Brandgefahr durch Selbstentzündung! Können batteriebetriebene Geräte brennen? In den letzten Monaten hat die amerikanische Verbraucherschutzbehörde Consumer Product Safety Commission (CPSC) mehrere Rückrufaktionen wegen Überhitzungs- und Brandgefahr durch Batterien bekannt gegeben.
[8] [9] Sicherheitshinweise [ Bearbeiten | Quelltext bearbeiten] 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. [10] Einzelnachweise [ Bearbeiten | Quelltext bearbeiten] ↑ a b c d e f g h Eintrag zu Lithiumhydrid in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 8. Januar 2018. (JavaScript erforderlich) ↑ Schweizerische Unfallversicherungsanstalt (Suva): Grenzwerte – Aktuelle MAK- und BAT-Werte (Suche nach 7580-67-8 bzw. Lithiumhydrid), abgerufen am 2. November 2015. ↑ a b c d e E. Riedel: Anorganische Chemie. 5. Auflage. de Gruyter, Berlin 2002, ISBN 3-11-017439-1, S. 612–613. ↑ R. Abegg, F. Auerbach, I. Koppel: Handbuch der anorganischen Chemie. 2. Band, 1. Teil, Verlag S. Hirzel, 1908, S. 120. (Volltext) ↑ D. A. Johnson: Metals and chemical change. Band 1, Verlag Royal Society of Chemistry, 2002, ISBN 0-85404-665-8, S. 167. ( eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche) ↑ K. Hofmann: Lehrbuch der anorganischen Chemie.
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