Lithiumbromid

Kristallstruktur
(c) Goran tek-en, CC BY-SA 4.0
_ Li+ 0 _ Br−
Kristallsystem	kubisch
Raumgruppe	Fm3m (Nr. 225)Vorlage:Raumgruppe/225
Koordinationszahlen	Li[6], Br[6]
Allgemeines
Name	Lithiumbromid
Verhältnisformel	LiBr
Kurzbeschreibung	bitter schmeckender, farbloser, hygroskopischer Feststoff[1]
Externe Identifikatoren/Datenbanken
CAS-Nummer 7550-35-8 (Reinsubstanz) 13453-70-8 (Hydrat) EG-Nummer 231-439-8 ECHA-InfoCard 100.028.582 PubChem 82050 ChemSpider 74049 Wikidata Q409701
Eigenschaften
Molare Masse	86,85 g·mol−1
Aggregatzustand	fest
Dichte	3,46 g·cm−3[2]
Schmelzpunkt	550 °C[2]
Siedepunkt	1265 °C[2]
Löslichkeit	1600 g·l−1 (20 °C) in Wasser[2] 314 g·l−1 (25 °C) in DMSO[3]
Brechungsindex	1,783[4]
Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung[2] Achtung H- und P-Sätze H: 302​‐​315​‐​317​‐​319 P: 261​‐​264​‐​280​‐​301+312​‐​302+352​‐​305+351+338[2]
Toxikologische Daten	1800 mg·kg−1 (LD50, Ratte, oral)[5]
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen (0 °C, 1000 hPa). Brechungsindex: Na-D-Linie, 20 °C

Lithiumbromid (LiBr) ist das Lithiumsalz der Bromwasserstoffsäure. Es bildet farblose, stark hygroskopische Kristalle mit einem Schmelzpunkt von 550 °C, einem Siedepunkt von 1265 °C und einer Dichte von 3,46 g·cm⁻³. Die Lösungsenthalpie in Wasser beträgt −48,83 kJ/mol.^[6]

Neben dem wasserfreien Lithiumbromid existieren noch verschiedene Hydrate, bekannt sind LiBr · n H₂O mit n= 1, 2, 3 und 5. Das Monohydrat LiBr · H₂O hat eine Dichte von 2,51 g · cm⁻³ auf.

Die Herstellung von Lithiumbromid erfolgt durch Umsetzen einer wässrigen Lithiumhydroxid- oder Lithiumcarbonatlösung mit Bromwasserstoff.^[7]

${\displaystyle \mathrm {LiOH+\ HBr\longrightarrow \ LiBr+\ H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {Li_{2}CO_{3}+\ 2HBr\longrightarrow \ 2LiBr+\ H_{2}O+\ CO_{2}} }$

Das beim Umsetzen von elementarem Brom mit Lithiumhydroxidlösung neben Lithiumbromid entstehende Lithiumhypobromit kann mit Ameisensäure oder Ammoniak zu Lithiumbromid reduziert werden.

Das wasserfreie Lithiumbromid kann auch durch Reaktion von Lithiumhydrid mit Brom hergestellt werden.

${\displaystyle \mathrm {LiH+\ Br_{2}\longrightarrow \ LiBr+\ HBr} }$

Lithiumbromid ist hygroskopisch^[2], konzentrierte Lösungen mit 50 % LiBr reduzieren den Dampfdruck des Wassers um ca. 80 %. Es ist sehr gut löslich in Wasser, bei 20 °C sind 60%ige Lösungen herstellbar. Auch in Ethanol und Ethylenglycol ist es gut löslich. Die Löslichkeit ist gering vom Druck, jedoch stark von der Temperatur abhängig. Abhängig von der Temperatur existieren verschiedene Hydrate des Lithiumbromids: unter 4 °C das Trihydrat LiBr · 3 H₂O, zwischen 4 und 44 °C das Dihydrat LiBr · 2 H₂O und zwischen 44 und 159 °C das Monohydrat LiBr · H₂O. Bei noch höheren Temperaturen ist das Anhydrat stabil.^[9] Das Löslichkeitsdiagramm weist beim Übergangspunkt vom Monohydrat zum Anhydrat einen Knick auf.

Die Standardbildungsenthalpie von Lithiumbromid beträgt ΔH_f⁰ = −351 kJ/mol.^[10]

• Als Lösung von Lithiumbromid in Wasser für Absorptionskältemaschinen^[11] (> 50 % des hergestellten Lithiumbromids).
• Wegen der stark hygroskopischen Wirkung als Trocknungsmittel, auch zum Entfeuchten geschlossener Räume.
• Organische Synthesen. Als Katalysator und Edukt.
• Flussmittel beim Löten.
• Als Elektrolyt in einigen Lithiumbatterietypen.
• bis in die 1950er Jahre als Antikonvulsivum, Sedativum und Mittel gegen bipolare Störungen (nicht mehr gebräuchlich wegen starker Nebenwirkungen)
• als Kristall in der Thermolumineszenzdatierung

1. ↑ Eintrag zu Lithiumbromid. In: Römpp Online. Georg Thieme Verlag, abgerufen am 10. November 2014.
2. ↑ ^{a b c d e f g} Eintrag zu Lithiumbromid in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 2. Januar 2024. (JavaScript erforderlich)
3. ↑ Dimethyl Sulfoxide (DMSO) Solubility Data. Gaylord Chemical Company, L.L.C.; Bulletin 102, Juni 2014, S. 15. (PDF)
4. ↑ David R. Lide (Hrsg.): CRC Handbook of Chemistry and Physics. 90. Auflage. (Internet-Version: 2010), CRC Press / Taylor and Francis, Boca Raton FL, Index of Refraction of Inorganic Crystals, S. 10-246.
5. ↑ Eintrag zu Lithium Bromide bei chemicalland21.com.
6. ↑ Erich Meister: Grundpraktikum Physikalische Chemie. 2006, ISBN 3-8252-8329-1.
7. ↑ Autorenkollektiv: Organikum. 21. Auflage. Wiley-VCH, Weinheim 2001, ISBN 3-527-29985-8, S. 1151–1152.
8. ↑ Herold, Keith; Radermacher, E.; Klein, Reinhard; Sanford, A.: Absorption Chillers and Heat Pumps. Boca Ration: CRC Press, 1996, ISBN 0-8493-9427-9.
9. ↑ ^{a b} R. Abegg, F. Auerbach, I. Koppel: Handbuch der anorganischen Chemie. Verlag S. Hirzel, 1908, 2. Band, 1. Teil, S. 128–129. Volltext
10. ↑ A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 101. Auflage. Walter de Gruyter, Berlin 1995, ISBN 3-11-012641-9, S. 1170.
11. ↑ Kälte Luft Klimatechnik: Kälteerzeugung unter 0 °C mit einer Wasser/Lithiumbromid-Resorptionskältemaschine. Abgerufen am 17. Februar 2023.