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. Band 8, 3. Verlag Urban & Schwarzenberg, 1969, S. Wie reagiert Lithium mit Wasser. Weiss das jemand? (Chemie, chemische Reaktion). 723. ( eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche)
[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. Warum Brennen Lithium-Ionen-Akkus Bei Kontakt Mit Wasser? - Astloch in Dresden-Striesen. 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.
Technisch relevant ist zurzeit nur die Umsetzung von Lithiumcarbonat mit Salzsäure mit anschließender Einengung unter Kristallisation von Lithiumchlorid in Vakuumverdampfern. $ \mathrm {LiOH+HCl\longrightarrow LiCl+H_{2}O} $ $ \mathrm {Li_{2}CO_{3}+2\ HCl\longrightarrow 2\ LiCl+H_{2}O+CO_{2}\uparrow} $ Außerdem fällt Lithiumchlorid häufig bei metallorganischen Synthesen als Nebenprodukt an (Salzmetathese). Verwendung Lithiumchlorid kann zur Herstellung von Lithium benutzt werden. Hierzu wird eine Mischung aus Lithiumchlorid und Kaliumchlorid in einer Schmelzflusselektrolyse eingesetzt. [7] Wegen der stark hygroskopischen Wirkung kann es als Trocknungsmittel und auch zur Raumentfeuchtung verwendet werden. [8] [9] Des Weiteren kann es als Flussmittel in der Löt- und Schweißtechnik eingesetzt werden. [9] Auf Grund seiner Hygroskopie kann es in Taupunktsensoren oder -hygrometern verwendet werden. Die elektrische Leitfähigkeit des Salzes ist stark abhängig von der Wasserkonzentration, weshalb die Umgebungsfeuchte aus der Leitfähigkeit des Lithiumchlorids bestimmt werden kann.
Das nennt man "thermisches Durchgehen" (engl. : thermal runaway). Kommt es zum "thermischen Durchgehen", erhitzen sich die Lithium-Ionen-Zellen im Akkublock. Dabei kann eine Zelle mehrere hundert Grad Celsius erreichen und wiederum andere Zellen anheizen – es kommt zur Kettenreaktion, der Akku explodiert. Warum fangen Lithium-Ionen Akkus an zu brennen? Wenn so ein Lithium-Ionen-Akku überhitzt, löst das im Inneren des Akkus eine thermische Reaktion aus, in der sich der Akku in kürzester Zeit aufheizt. Dabei kann dieser bis zu 1. 000 Grad heiß werden. Der Akku bläht sich auf und fängt an zu brennen. Können leere Lithium-Ionen Akkus brennen? Wenn ein Akku vollständig entladen ist und monatelang nicht wieder aufgeladen wird, dann kann es in seinem Inneren zu einer chemischen Reaktion kommen: Metall wird abgeschieden, es können sich Dendriten, winzige Nadeln, bilden, welche einen Kurzschluss auslösen können. Bei welcher Temperatur brennt Lithium? 320 Grad zu einer explosionsartigen Verbrennung mit Stichflamme.