Lithium tetrahydridogallate - Lithium tetrahydridogallate

Lithium tetrahydridogallate
Jména
Název IUPAC
Lithium tetrahydridogallate (III)
Ostatní jména
Lithium galium hydrid
Lithium-tetrahydrogalát
Identifikátory
ChemSpider
Vlastnosti
LiGaH4
Molární hmotnost80,7 g / mol
Vzhledbílé krystaly (čisté vzorky)
Bod tání 70 ° C (158 ° F; 343 K) (rozkládá se)
Reaguje
Související sloučeniny
Příbuzný hydrid
Gallium hydrid
Tetrahydridogalát sodný
Tetrahydridogalát draselný
Tetrahydridogalát cesný
Pokud není uvedeno jinak, jsou uvedeny údaje o materiálech v nich standardní stav (při 25 ° C [77 ° F], 100 kPa).
Reference Infoboxu

Lithium tetrahydridogallate je anorganická sloučenina vzorce LiGaH4. Je to bílá pevná látka podobná, ale tepelně méně odolná než lithiumaluminiumhydrid.[1]

Syntéza

Lithium tetrahydridogallate poprvé uvedli Finholt, Bond a Schlesinger.[1] Připravuje se reakcí hydrid lithný a éterický roztokchlorid gálnatý:[2]

GaCl3 + 4 LiH → LiGaH4 + 3 LiCl

Reaktanty se spojí při -80 ° C a poté se nechají ohřát na teplotu místnosti. Vyšší výtěžky (80-95%) a reakční rychlosti jsou možné použitím tribromid galia.

Vlastnosti

Lithium-tetrahydridogalát se snadno rozpustí diethylether se kterým tvoří stabilní komplex, což ztěžuje odstranění rozpouštědla. Éterická řešení LiGaH4 jsou neomezeně stabilní, pokud jsou uzavřeny ve skleněných nádobách při 0 ° C. Může být také rozpuštěn tetrahydridogalát lithný tetrahydrofuran a diglyme.[3]

Lithium tetrahydridogalát se pomalu rozkládá při teplotě místnosti. Rozklad je rychlý při 70 ° C a reakce probíhá hydrid lithný, plynné vodík a kovové galium.[4] Reakce je autokatalyzována vytvářením malých částic kovového gália.

Reaktivita

Lze obecně konstatovat, že reaktivita lithium tetrahydridogalátu je podobná reaktivitě lithium tetrahydridoaluminátu, ale první je méně stabilní.[5] To je způsobeno citlivostí vazeb gália na vodík k hydrolýze. V důsledku toho LiGaH4 se obvykle připravuje za nepřítomnosti vzduchu.[6]

Lithium-tetrahydridogalát prudce reaguje s vodou uvolněním 4 molů plynného vodíku.[7] Obecně lze říci, že hydrid lithia a gália reaguje s protickými rozpouštědly.[6]

Éterická řešení LiGaH4 jsou silně reduktivní, ale menší než LiBH4 a LiAlH4. Reaguje s primárními a sekundárními aminy za uvolnění plynného vodíku. LiGaH4 snižuje acetamid a acetonitril na ethylamin. Alifatické kyseliny, aldehydy a ketony se redukují na odpovídající alkoholy. Aromatické nitrily, aldehydy, ketony a estery se nesnižují.[7]

Používání

Hydrid galium lithný se často používá k přípravě dalších komplexních hydridů gália. Lze jej například použít k převodu chlorid tallium na tetrahydrogalát talia (který se jeví jako bílý pevný prášek, který se rozkládá nad -90 ° C) a chloristan stříbrný na tetrahydrogalát stříbrný (který se jeví jako oranžově načervenalý pevný prášek, který se rychle rozkládá v etherickém roztoku nad -75 ° C). V prvním případě se reakce provádí při teplotě -115 ° C, v druhém případě se reakce provádí při -100 ° C.[6]

Reakce hydridu lithia a gália a hydrid sodný nebo hydrid draselný výtěžek stabilnějšího tetrahydrogalátu sodného (rozkládá se v atmosféře argonu při teplotě 165 ° C) a tetrahydrogalátu draselného (rozkládá se při teplotě asi 230 ° C). Oba se jeví jako bílé krystalické prášky, které lze uchovat bez vody a vlhkosti po dobu delší než jeden rok.[7]

Digallane se vyrábí reakcí mezi tetrahydrogalátem lithným a monochlorogallanem.[8]

Reference

  1. ^ A b N. N. Greenwood et alter (1968). Cambridge University Press (ed.). Nové cesty v anorganické chemii.
  2. ^ A. E. Shirk, D. F. Shriver (2007). "Lithium Tetrahydridogallate (1-)". Lithium Tetrahydridogallate (1‐). Anorganické syntézy. 17. str. 45–47. doi:10.1002 / 9780470132487.ch13. ISBN  9780470132487.CS1 maint: používá parametr autoři (odkaz)
  3. ^ T. N. Dymová; Yu. M. Dergachev (prosinec 1973). "Rozpustnost rubidium tetrahydrogalátu v diglymu". Bulletin Akademie věd SSSR Divize chemických věd. 22 (12): 2597–2599. doi:10.1007 / BF00926118.
  4. ^ P. Claudy; J. Bouix (1970). „Étude de la préparation et de la décomposition thermique du gallanate de lithium“. Bulletin de la Société Chimique de France: 1302.
  5. ^ M. J. Pitt; L. A. Battle (2016). P. G. Urben (ed.). Bretherick's Handbook of Reactive Chemical Hazard. 1 (5 ed.). Oxford: Elsevier. str. 1452.
  6. ^ A b C Booth, Harold Simmons (1939). Anorganické syntézy. McGraw-Hill. str. 45–47. ISBN  978-0070485174.
  7. ^ A b C Emeléus, H. J .; Ebsworth, E. A. V .; Maddock, A. G. (2011). Nové cesty v anorganické chemii. Cambridge University Press. ISBN  9780521279130.
  8. ^ Souter, Philip F .; Andrews, Lester; Downs, Anthony J. (prosinec 1994). „Pozorovaná a vypočítaná Ramanova spektra Ga2H6 a Ga2D6 molekuly ". The Journal of Physical Chemistry. 98 (49): 12824–12827. doi:10.1021 / j100100a004.