From Wikipedia, the free encyclopedia
|
|
  
|
|
|
|
| Names | |
|---|---|
| IUPAC name
Lithium carbonate |
|
| Other names
Dilithium carbonate, Carbolith, Cibalith-S, Duralith, Eskalith, Lithane, Lithizine, Lithobid, Lithonate, Lithotabs Priadel, Zabuyelite |
|
| Identifiers | |
|
CAS Number |
|
|
3D model (JSmol) |
|
| ChEBI |
|
| ChEMBL |
|
| ChemSpider |
|
| ECHA InfoCard | 100.008.239 
|
| KEGG |
|
|
PubChem CID |
|
| RTECS number |
|
| UNII |
|
|
CompTox Dashboard (EPA) |
|
|
InChI
|
|
|
SMILES
|
|
| 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 |
|
|
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 |
|
| Thermochemistry | |
|
Heat capacity (C) |
97.4 J/mol·K[3] |
|
Std molar |
90.37 J/mol·K[3] |
|
Std enthalpy of |
−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 |
 [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).
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 also.[33]
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.
[34]
Electrodialysis has been proposed to extract lithium from seawater, but it is not commercially viable.[35]
Natural occurrence[edit]
Natural lithium carbonate is known as zabuyelite.[36] This mineral is connected with deposits of some salt lakes and some pegmatites.[37]
References[edit]
- ^ Seidell, Atherton; Linke, William F. (1952). Solubilities of Inorganic and Organic Compounds. Van Nostrand.
- ^ John Rumble (June 18, 2018). CRC Handbook of Chemistry and Physics (99 ed.). CRC Press. pp. 5–188. ISBN 978-1138561632.
- ^ a b c d e f «lithium carbonate». Chemister.ru. 2007-03-19. Retrieved 2017-01-02.
- ^ Pradyot Patnaik. Handbook of Inorganic Chemicals. McGraw-Hill, 2002, ISBN 0-07-049439-8
- ^ a b c Sigma-Aldrich Co., Lithium carbonate. Retrieved on 2014-06-03.
- ^ 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.
- ^ a b «WHO Model List of Essential Medicines» (PDF). World Health Organization. October 2013. Retrieved 22 April 2014.
- ^ 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.
- ^ 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) - ^ 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.
- ^ 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.
- ^ a b Lerma, Edgar V. «Renal toxicity of lithium». UpToDate. Retrieved 8 March 2022.
- ^ «lithium, Lithobid: Drug Facts, Side Effects and Dosing». Medicinenet.com. 2016-06-17. Retrieved 2017-01-02.
- ^ 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]
- ^ Lithium Carbonate at PubChem
- ^ 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.
- ^ 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.
- ^ «Chemistry of Fireworks».
- ^ 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.
- ^ «Global lithium production 2020».
- ^ a b «Sustainability of lithium production in Chile» (PDF). SQM. SQM. Retrieved 1 December 2020.
- ^ 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.
- ^
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. - ^ a b Early, Catherine (25 Nov 2020). «The new ‘gold rush’ for green lithium». Future Planet. BBC. Retrieved 2 December 2020.
- ^ Parker, Ann. Mining Geothermal Resources Archived 17 September 2012 at the Wayback Machine. Lawrence Livermore National Laboratory
- ^ Patel, P. (16 November 2011) Startup to Capture Lithium from Geothermal Plants. technologyreview.com
- ^ 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
- ^ «Cornish Lithium Releases Globally Significant Lithium Grades». Cornish Lithium. 17 September 2020. Retrieved 17 July 2021.
- ^ 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. doi:10.1016/j.hydromet.2014.10.012. Retrieved 2 Dec 2020.
- ^ Jaskula, Brian W. (January 2020). «Mineral Commodity Summaries 2020» (PDF). U.S. Geological Survey. Retrieved 29 June 2020.
- ^ «Junior mining companies exploring for lithium». www.juniorminingnetwork.com. Archived from the original on 2017-03-31. Retrieved 2017-03-30.
- ^ Scheyder, Ernest (24 Sep 2020). «Tesla’s Nevada lithium plan faces stark obstacles on path to production». Reuters. Retrieved 2 December 2020.
- ^ 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.
- ^ «MGX Minerals Receives Independent Confirmation of Rapid Lithium Extraction Process». www.juniorminingnetwork.com. 20 April 2017. Retrieved 2017-04-20.
- ^ Martin, Richard (2015-06-08). «Quest to Mine Seawater for Lithium Advances». MIT Technology Review. Retrieved 2016-02-10.
- ^ David Barthelmy. «Zabuyelite Mineral Data». Mineralogy Database. Retrieved 2010-02-07.
- ^ mindat.org
Wilkinson
External links[edit]
- Official FDA information published by Drugs.com
From Wikipedia, the free encyclopedia
|
|
|
|
|
|
|
|
|
| Names | |
|---|---|
| IUPAC name
Lithium carbonate |
|
| Other names
Dilithium carbonate, Carbolith, Cibalith-S, Duralith, Eskalith, Lithane, Lithizine, Lithobid, Lithonate, Lithotabs Priadel, Zabuyelite |
|
| Identifiers | |
|
CAS Number |
|
|
3D model (JSmol) |
|
| ChEBI |
|
| ChEMBL |
|
| ChemSpider |
|
| ECHA InfoCard | 100.008.239
|
| KEGG |
|
|
PubChem CID |
|
| RTECS number |
|
| UNII |
|
|
CompTox Dashboard (EPA) |
|
|
InChI
|
|
|
SMILES
|
|
| 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 |
|
|
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 |
|
| Thermochemistry | |
|
Heat capacity (C) |
97.4 J/mol·K[3] |
|
Std molar |
90.37 J/mol·K[3] |
|
Std enthalpy of |
−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 |
[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).
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 also.[33]
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.
[34]
Electrodialysis has been proposed to extract lithium from seawater, but it is not commercially viable.[35]
Natural occurrence[edit]
Natural lithium carbonate is known as zabuyelite.[36] This mineral is connected with deposits of some salt lakes and some pegmatites.[37]
References[edit]
- ^ Seidell, Atherton; Linke, William F. (1952). Solubilities of Inorganic and Organic Compounds. Van Nostrand.
- ^ John Rumble (June 18, 2018). CRC Handbook of Chemistry and Physics (99 ed.). CRC Press. pp. 5–188. ISBN 978-1138561632.
- ^ a b c d e f «lithium carbonate». Chemister.ru. 2007-03-19. Retrieved 2017-01-02.
- ^ Pradyot Patnaik. Handbook of Inorganic Chemicals. McGraw-Hill, 2002, ISBN 0-07-049439-8
- ^ a b c Sigma-Aldrich Co., Lithium carbonate. Retrieved on 2014-06-03.
- ^ 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.
- ^ a b «WHO Model List of Essential Medicines» (PDF). World Health Organization. October 2013. Retrieved 22 April 2014.
- ^ 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.
- ^ 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) - ^ 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.
- ^ 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.
- ^ a b Lerma, Edgar V. «Renal toxicity of lithium». UpToDate. Retrieved 8 March 2022.
- ^ «lithium, Lithobid: Drug Facts, Side Effects and Dosing». Medicinenet.com. 2016-06-17. Retrieved 2017-01-02.
- ^ 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]
- ^ Lithium Carbonate at PubChem
- ^ 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.
- ^ 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.
- ^ «Chemistry of Fireworks».
- ^ 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.
- ^ «Global lithium production 2020».
- ^ a b «Sustainability of lithium production in Chile» (PDF). SQM. SQM. Retrieved 1 December 2020.
- ^ 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.
- ^
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. - ^ a b Early, Catherine (25 Nov 2020). «The new ‘gold rush’ for green lithium». Future Planet. BBC. Retrieved 2 December 2020.
- ^ Parker, Ann. Mining Geothermal Resources Archived 17 September 2012 at the Wayback Machine. Lawrence Livermore National Laboratory
- ^ Patel, P. (16 November 2011) Startup to Capture Lithium from Geothermal Plants. technologyreview.com
- ^ 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
- ^ «Cornish Lithium Releases Globally Significant Lithium Grades». Cornish Lithium. 17 September 2020. Retrieved 17 July 2021.
- ^ 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. doi:10.1016/j.hydromet.2014.10.012. Retrieved 2 Dec 2020.
- ^ Jaskula, Brian W. (January 2020). «Mineral Commodity Summaries 2020» (PDF). U.S. Geological Survey. Retrieved 29 June 2020.
- ^ «Junior mining companies exploring for lithium». www.juniorminingnetwork.com. Archived from the original on 2017-03-31. Retrieved 2017-03-30.
- ^ Scheyder, Ernest (24 Sep 2020). «Tesla’s Nevada lithium plan faces stark obstacles on path to production». Reuters. Retrieved 2 December 2020.
- ^ 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.
- ^ «MGX Minerals Receives Independent Confirmation of Rapid Lithium Extraction Process». www.juniorminingnetwork.com. 20 April 2017. Retrieved 2017-04-20.
- ^ Martin, Richard (2015-06-08). «Quest to Mine Seawater for Lithium Advances». MIT Technology Review. Retrieved 2016-02-10.
- ^ David Barthelmy. «Zabuyelite Mineral Data». Mineralogy Database. Retrieved 2010-02-07.
- ^ mindat.org
Wilkinson
External links[edit]
- Official FDA information published by Drugs.com
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
Лития карбонат
- Лития карбонат
-
литий углекислый, Li2CO3, соль, бесцветные кристаллы, плотность 2,11 г/см3 (0°С), tпл. 732°С, выше начинается диссоциация. Растворимость Л. к. в воде низкая (1,33 г на 100 г H2O при 20°С). Чистый Л. к. получают пропусканием CO2 в раствор LiOH, в промышленности — действием поташа или соды на растворы солей лития при 80—90°С. Л. к. — важнейшая соль лития, источник для получения др. его соединений. В производстве стекла и керамики используется способность окиси лития Li2O, образующейся из Li2CO3, придавать материалу ценные свойства (термическую и химическую стойкость, прочность и др.). Л. к. применяется также в пиротехнике, производстве пластмасс (катализатор) и в чёрной металлургии (десульфурация стали).
Большая советская энциклопедия. — М.: Советская энциклопедия.
1969—1978.
Смотреть что такое «Лития карбонат» в других словарях:
-
ЛИТИЯ КАРБОНАТ — ( Lithii carbonas ). Синонимы : Контемнол, Camcolit, Carbopax, Contemnol, Eskalith, Licarb, Lithane, Lithicarb, Lithium carbonicum, Lithizine, Lithobid, Lithomyl, Lithonate, Liticar, Lito, Neurolepsin, Plenur, Priadel, Teralithe и др. Белый… … Словарь медицинских препаратов
-
Лития карбонат — См. также: карбонат лития Лития карбонат нормотимическое, антипсихотическое и седативное средство. Содержание 1 Микалит 2 Противопоказания 3 Форма выпуска … Википедия
-
лития карбонат — ličio karbonatas statusas T sritis chemija formulė Li₂CO₃ atitikmenys: angl. lithium carbonate rus. литий углекислый; лития карбонат ryšiai: sinonimas – diličio trioksokarbonatas … Chemijos terminų aiškinamasis žodynas
-
Лития карбонат в фармакологии — См. также: карбонат лития. Лития карбонат нормотимическое, антипсихотическое и седативное средство. Содержание 1 Микалит 2 Противопоказания … Википедия
-
ЛИТИЯ КАРБОНАТ — Li2CO3, бесцв. кристаллы с моноклинной решеткой ( а =0,839 нм, b =0.500 нм, с= 0,621 нм, b = 114,5°, z = 4, пространств. группа С2/с); т. пл. 732 °С, выше этой т ры диссоциирует на Li2O и СО 2; плотн. 2,111 г/см 3; С° р98,32 Дж/(моль … Химическая энциклопедия
-
Литиум карбоникум — Lithium carbonicum, Лития карбонат — Li2CO3 белый порошок, трудно растворим в воде, не растворим в спирте. Изготовление на химических фабриках.Лития карбонат используется в фармакотерапии как психотропное средство при маниакальных состояниях, для профилактики аффективных психозов,… … Справочник по гомеопатии
-
Лития оксибутират — Лития оксибат (лития оксибутират, Lithii oxybutyras). Лития гамма оксибутират. Содержание 1 Общая информация 2 Противопоказания 3 Физические свойства … Википедия
-
ЛИТИЯ ОКСИБУТИРАТ — ( Lithii oxybutyras ). Лития g оксибутират. Белый или белый с едва заметным кремоватым оттенком кристаллический порошок. Легко растворим в воде, трудно в спирте; рН 20 % водного раствора 8,5 9,5. По химической структуре является литиевым аналогом … Словарь медицинских препаратов
-
Карбонат калия — Карбонат калия … Википедия
-
Лития карбоната таблетки, покрытые оболочкой, 0,3 г — Действующее вещество ›› Лития карбонат (Lithium carbonate) Латинское название Tabulettae Lithii carbonas obductae 0,3 g АТХ: ›› N05AN01 Лития соли Фармакологическая группа: Нормотимики Нозологическая классификация (МКБ 10) ›› F30 Маниакальный… … Словарь медицинских препаратов
Содержание
- Структурная формула
- Русское название
- Английское название
- Латинское название вещества Лития карбонат
- Химическое название
- Брутто формула
- Фармакологическая группа вещества Лития карбонат
- Нозологическая классификация
- Код CAS
- Фармакологическое действие
- Характеристика
- Фармакология
- Применение вещества Лития карбонат
- Противопоказания
- Применение при беременности и кормлении грудью
- Побочные действия вещества Лития карбонат
- Взаимодействие
- Передозировка
- Способ применения и дозы
- Меры предосторожности
- Торговые названия с действующим веществом Лития карбонат
Структурная формула
Русское название
Лития карбонат
Английское название
Lithium carbonate
Латинское название вещества Лития карбонат
Lithii carbonas (род. Lithii carbonatis)
Химическое название
Карбонат лития
Фармакологическая группа вещества Лития карбонат
Фармакологическое действие
—
антипсихотическое, нормотимическое, седативное.
Характеристика
Белый гранулированный порошок, без запаха. Слегка растворим в воде, практически нерастворим в спирте.
Фармакология
Блокирует натриевые каналы в нейронах и мышечных клетках, вызывает сдвиг интранейронального метаболизма катехоламинов.
Достаточно полно абсорбируется в ЖКТ, Tmax составляет 6–12 ч. Т1/2 увеличивается от 1,3 суток после первой дозы до 2,4 суток спустя 1 год регулярного приема. Проходит через ГЭБ, плацентарный барьер, проникает в грудное молоко.
Применение вещества Лития карбонат
Маниакальная фаза и профилактика обострений биполярного аффективного расстройства, шизоаффективные расстройства, маниакальные и гипоманиакальные состояния различного генеза, аффективные расстройства при хроническом алкоголизме, лекарственная зависимость (некоторые формы), сексуальные отклонения, синдром Меньера, мигрень.
Противопоказания
Гиперчувствительность, тяжелые оперативные вмешательства, тяжелые сердечно-сосудистые заболевания (могут обостряться, возможно нарушение выведения лития), эпилепсия и паркинсонизм (могут обостряться, нейротоксический эффект лития может маскироваться), лейкоз в анамнезе (литий может вызвать обострение лейкоза), почечная недостаточность, сильное обезвоживание (увеличивается риск токсичности лития), беременность, кормление грудью.
Применение при беременности и кормлении грудью
Противопоказано при беременности.
Категория действия на плод по FDA — D.
На время лечения следует прекратить грудное вскармливание.
Побочные действия вещества Лития карбонат
Со стороны нервной системы и органов чувств: тремор рук, сонливость, адинамия.
Со стороны сердечно-сосудистой системы и крови (кроветворение, гемостаз): нарушение сердечного ритма, лейкоцитоз, торможение гемопоэза.
Со стороны органов ЖКТ: диарея, тошнота, рвота, сухость во рту.
Со стороны мочеполовой системы: полиурия, дисфункция почек.
Прочие: миастения, повышенная жажда, повышение массы тела, гипотиреоз, аллергические реакции, алопеция, акне.
Взаимодействие
При комбинации карбамазепина с литием увеличивается риск нейротоксических эффектов. Метронидазол, флуоксетин, диуретики, НПВС, ингибиторы АПФ замедляют выведение почками Li+ и усиливают его токсические эффекты (рекомендуется тщательное мониторирование концентрации лития в сыворотке крови). Совместное применение лития с ампициллином и тетрациклином может приводить к повышению концентрации лития в плазме. БКК повышают частоту возникновения нейротоксических осложнений (следует соблюдать осторожность). При одновременном применении с метилдопой может повышаться риск развития токсичности лития даже в случае, когда его концентрации в сыворотке крови остаются в рекомендуемых терапевтических пределах. Мочевина, аминофиллин, кофеин, теофиллин увеличивают выведение Li+ почками и снижают его фармакологическое действие.
Препараты лития снижают прессорное действие норэпинефрина (может потребоваться увеличение дозы норэпинефрина), усиливают или удлиняют блокаду нервно-мышечной передачи при совместном применении с атракурия безилатом, панкурония бромидом, суксаметонием; усиливают нейротоксические эффекты галоперидола, снижают всасывание хлорпромазина (и, возможно, других фенотиазинов) из ЖКТ, что приводит к уменьшению его концентрации в сыворотке крови на 40%. Натрийсодержащие препараты или пищевые продукты снижают эффективность препаратов лития (высокое потребление натрия усиливает выведение лития ).
При одновременном назначении с нейролептиками и антидепрессантами возможно увеличение массы тела. Несовместим с этанолсодержащими напитками.
Передозировка
Симптомы: нарушение речи, гиперрефлексия, тонические и эпилептические судороги, олигурия, потеря сознания, коллапс, кома.
Лечение: симптоматическое.
Способ применения и дозы
Внутрь. Взрослым назначают в дозе, регулярный прием которой обеспечивает равновесную концентрацию в крови в пределах 0,6–1,2 ммоль/л в течение более 6 мес для проявления профилактического действия; при дозе 1 г/сут концентрация стабилизируется через 10–14 дней. Даже при выраженном улучшении не следует прерывать лечение во избежание рецидива. У детей концентрация лития в крови должна быть в пределах 0,5–1,0 ммоль/л.
Меры предосторожности
Пропущенные дозы не возмещают. Рекомендуется постепенно отменять лечение путем увеличения интервалов между приемами и постепенным снижением дозы.
Нельзя применять при нарушениях водно-солевого баланса (бессолевой диете, дефиците натрия, диарее, рвоте). С осторожностью применяют при сахарном диабете (концентрация инсулина в сыворотке крови может увеличиваться), гипотиреозе.
До лечения необходимо определить Cl креатинина (должен быть не более 0,17 мл/с) и величину остаточного азота, провести ЭКГ-анализ и общий анализ крови с определением СОЭ, а затем регулярно не менее 1 раза в месяц, контролировать уровень лития в крови через 12 ч после приема последней дозы.
Торговые названия с действующим веществом Лития карбонат
| Торговое название | Цена за упаковку, руб. |
|---|---|
| Седалит® |
от 149.00 до 149.00 |
Поиск химических веществ по названиям или формулам.
Справочник содержит названия веществ и описания химических формул (в т.ч. структурные формулы и скелетные формулы).
Введите часть названия или формулу для поиска:
Языки:
По умолчанию |
Все возможные |
Из списка
|
Применить к найденному
Карбонат лития
Брутто-формула:
CLi2O3
CAS# 554-13-2
Категории:
Неорганические соли
PubChem CID: 11125
| ChemSpider ID: 10654
Названия
Русский:
- Карбонат лития [Wiki]
- углекислый литий
English:
- Carbolith
- Cibalith-S
- Dilithium carbonate(IUPAC)
- Duralith
- Eskalith
- Liskonum
- Lithane
- Lithium carbonate [Wiki]
- Lithizine
- Lithobid
- Lithonate
- Lithotabs
- Zabuyelite
- carbonic acid, lithium salt (1:2)(CAS)
- dilithium;carbonate(IUPAC)
German:
- Dilithiumcarbonat(IUPAC)
- Lithiumcarbonat [Wiki]
العربية:
- كربونات الليثيوم(IUPAC) [Wiki]
Ελληνικά:
- Ανθρακικό διλίθιο
- Ανθρακικό λίθιο(IUPAC) [Wiki]
- Ανθρακολίθιο
Español:
- Carbonato (IV) de litio
- Carbonato de litio [Wiki]
- Carbonato litítico
French:
- Carbonate de dilithium(IUPAC)
- Carbonate de lithium [Wiki]
Italiano:
- Carbonato di litio [Wiki]
日本語:
- 炭酸リチウム [Wiki]
Português:
- Carbonato de dilítio
- Carbonato de lítio(IUPAC) [Wiki]
中文:
- 碳酸锂 [Wiki]
Варианты формулы:
Li2CO3
Li^+/0O`^-|O`|/O^-Li^+
Вещества, имеющие отношение…
Анион:
Карбонаты
Химический состав
Реакции, в которых участвует Карбонат лития
-
{M}2O + {X}O2 -> {M}2{X}O3
, где M =
Na K Li Rb Cs; X =
C S Si -
Li2CO3 + 2HNO3 -> 2LiNO3 + CO2 + H2O
-
Li2O + CO2 «500^oC»—> Li2CO3
-
2{M}2CO3 + 2I2 + HCHO -> 4{M}I + 3CO2″|^» + H2O
, где M =
Li Na K -
Li2CO3 + H2S «900-1000^oC»—> Li2S + H2O»|^» + CO2″|^»
И ещё 32 реакции…
Эта статья — о химическом соединении. О его применении в медицине см. Препараты лития.
| Карбонат лития | |
|---|---|
 |
|
| Общие | |
| Традиционные названия | литий углекислый |
| Хим. формула | Li2CO3 |
| Физические свойства | |
| Молярная масса | 73,89 г/моль |
| Плотность | 2,11 г/см³ |
| Термические свойства | |
| Т. плав. | 618; 735 °C |
| Т. кип. | разл. °C |
| Химические свойства | |
| Растворимость в воде | 1,3320; 0,72100 г/100 мл |
| Классификация | |
| 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 (углеки́слый 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 С2/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:
- из щёлочи:
- обменными реакциями:
Химические свойства
- Неустойчив и при температуре плавления начинает разлагаться:
- разлагается разбавленными кислотами:
- вытесняется из соли более активными металлами:
- в холодных водных растворах обратимо взаимодействует с углекислым газом с образованием кислой соли:
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.[1]
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).
Примечания
- ↑ ПРИМЕНЕНИЕ ЛИТИЯ КАРБОНАТА.
Литература
- Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 2-е изд., испр. — М.-Л.: Химия, 1966. — Т. 1. — 1072 с.
- Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 3-е изд., испр. — Л.: Химия, 1971. — Т. 2. — 1168 с.
- 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.
- Гринченко А.М., Головина Л.П. Распространение лития в почвах Украины и его влияние на урожай и сахаристость сахарной свеклы: Рефераты докладов межвузовской научной конференции в г. Барнауле. — М.: Мин. с.х. РСФСР, 1963.
- Бровков М.Ф. и др. Аминокислотный состав тушек бройлеров при применении лития карбоната.. — №1, стр. 18-19. — Ветеринарная медицина, 2010.
- Бачинская В.М. Влияние лития карбоната на дегустационные показатели качества мяса и бульона из мяса бройлеров.. — №1, стр. 178-180. — М.: Сборник научных трудов молодых ученых, посвященный 90-летию Московской государственной академии ветеринарной медицины и биотехнологии им. К.И. Скрябина, 2009.