Ділянка виробництва літію електролізом

ДИПЛОМ.

Ділянка виробництва літію електролізом.

Вступ.

Особливість одержання металевого літію обумовлена його високою хімічною активністю. Металургійні процеси доводиться здійснювати або у вакуумі, або в середовищі аргону, тому що присутність в апаратах слідів вологи, азоту, кисню й двоокису вуглецю не тільки знижує вихід металу й створює небезпеку самозаймання, але й утрудняє одержання продукту в чистому стані. Висока корозійна активність розплавленого літію обмежує вибір необхідних конструкційних матеріалів. Особливо складною проблемою є розробка методів глибокого очищення металевого літію.

Відновлення літію з його з'єднань, руд, мінералів і концентратів може бути здійснене за допомогою кожного із трьох основних методів, застосовуваних у металургії рідких елементів: електрохімічного, вакуумтермічного відновлення й вакуумтермічного розкладання солей.

Електрохімічний метод одержав найбільше поширення у виробництві металевого літію. Однак цей метод має чимало недоліків. Насамперед вихідний безводний LiCl високої чистоти потребує значних виробничих витрат і коштів. Деяке забруднення літію, що виділяється при електролізі, натрієм викликає додаткові операції по очищенню. Далі, споживається постійний струм низької напруги, що збільшує вартість металу. Нарешті, необхідно знешкоджувати хлор, що виділяється на аноді. Через це проводяться численні розшукові роботи, зокрема, викликають великий інтерес металотермічні методи одержання літію. Правда, ряд проблем, що виникли, незважаючи на значні досягнення вакуумної техніки, не дають можливості використати нові методи одержання літію в промисловому масштабі.

1. Технології виробництва літію.

1.1 Фізичні властивості.

Компактний літій — сріблясто-білий метал, що швидко тьмяніє на повітрі внаслідок утворення темно-сірого нальоту, що складає з окису й нітриду літію.

Літій — найлегший метал: щільність його у твердому стані при 20° С (приймається рівної 0,534 г/см³). Всі інші значення щільності більше високі й отримані на зразках літію недостатнього ступеня чистоти. Розрахунок кристалографічної щільності ідеальної решітки твердого літію (0,533 г/см³) підтверджує експериментальне значення.

У порівнянні з іншими лужними металами літій найбільш тугоплавкий і висококиплячий. Для температури плавлення в різних роботах приводилися значення від 177,8 до 186 °C;

Температура кипіння літію оцінювалася в межах від 1120 до 1400 °C; прийняте значення 1317 °C дуже близько до знайденого (1327°С) екстраполяцією узагальненого рівняння, що зв’язує тиск насиченої пари літію з температурою в інтервалі 935−1080°С.

Літій легко ріжеться ножем, він твердіше інших лужних металів внаслідок великої міцності кристалічної решітки, Літій коштує першим у ряді напруг, його нормальний потенціал дорівнює -3,02 В. У водяному розчині іон Li⁺ є гидратованим значно сильніше іонів інших лужних металів; гидратований іон літію має найбільший радіус і найменшу рухливість, і тому виділення літію електролізом з водяних розчинів неможливо. У розплавах солей потенціал виділення літію відносно більше позитивний у порівнянні з потенціалами інших лужних металів, що відповідає характером зміни енергії іонізації в ряді лужних металів і визначає можливість одержання літію електролізом з розплавів.

Пари літію мають яскраво-червоні кольори, а його летучі сполуки офарблюють полум’я пальника в карміново-червоні кольори, що використається для якісного виявлення літію.

У всіх відомих сполуках літій одновалентен, що порозумівається високим значенням енергії відриву другого електрона. Найменший серед інших лужних металів атомний радіус літію й, відповідно, найбільший перший потенціал іонізації визначають відносно меншу хімічну активність літію в ряді елементів головної підгрупи I групи періодичної системи елементів. Із всіх лужних металів тільки в атома літію оболонка, найближча до валентного електрона, подібна до оболонки атома гелію і є тому стійкою (електронна конфігурація атома натрію вже ls²2s²2p⁶3s¹). Стійка оболонка атома літію робить велике поляризующее дію на інші іони й молекули, але сама досить мало поляризується під їхньою дією. Тому літій виділяється із всіх лужних металів найбільшим коефіцієнтом поляризації (1,64) і найменшим коефіцієнтом поляризуемости (0,075).

Високий коефіцієнт поляризації визначає меншу термічну стійкість солей літію в порівнянні із солями інших лужних металів і відсутність у літію стійких сполук з комплексними аніонами. Навпроти, внаслідок тієї ж великий здатності літію найбільш міцними виявляються ті його комплексні сполуки, у яких він є центральним атомом (наприклад, [Li (NH₃)_n]⁺).

Для літію характерні майже всі найважливіші реакції лужних металів, але протікають вони менш енергійно, чим у його аналогів.

Взаємодія літію з повітрям залежить від чистоти й стану поверхні злитка, температури й вологості повітря. Із сухим повітрям літій реагує повільно й окисляється в ньому тільки при нагріванні, тоді як натрій і калій окисляються легко, а при нагріванні загоряються. При вологості менш 80% продукти корозії літію складаються в основному з його нітриду Li₃N, при більше високій вологості (100%) нітрідоутворення поступається місцем процесу утворення гідроокису LiOH, що частково карбонизується. Температура спалаху рафінованого літію 640 °C, технічного 200 °C.

Із сухим киснем при низьких температурах літій не реагує, при нагріванні горить блакитним полум’ям з утворенням окису. Утворення перекісних сполук при окислюванні не характерно, що порозумівається високої поляризуючою здатністю іона літію.

З водою літій реагує з утворенням гідроокису й виділенням водню; реакція протікає менш енергійно, чим для натрію й калію (без плавлення металу й без спалаху), однак при недостатнім охолодженні може відбутися запалення.

При нагріванні (500−800° С) літій з'єднується з воднем, гідрид Li. Уже при кімнатній температурі літій повільно реагує з азотом повітря з утворенням нітриду; реакція підсилюється починаючи з 250° С. У струмі сухого азоту реакція протікає швидко (при нагріванні - із запаленням) з повним переходом літію в нітрид.

Висока активність літію стосовно багатьом газам, у тому числі й до постійно перебувають у повітрі, вимагає особливих умов його зберігання; звичайно його зберігають під шаром парафінового, вазелінового або трансформаторного масла в металевих банках. Іноді літій запресовують у тонкостінні герметичні оболонки (туби) з міді або алюмінію.

З розведеними мінеральними кислотами літій взаємодіє бурхливо, з утворенням відповідних солей і виділенням водню; з концентрованої H₂SO₄ реагує повільно; концентрована HNO₃ швидко окисляє літій, причому в результаті виділення великої кількості тепла в цій реакції метал розплавляється й запалюється. У рідкому аміаку літій розчиняється з утворенням аміду LiNH₂, при цьому розчин офарблюється в сині кольори.

Велике значення має металевий літій й у неорганічному синтезі для одержання аміду, гідриду літію й подвійних гідридів, що знаходять все більше використання в процесах одержання борвмісних висококалорійних палив.

Однак головною областю застосування літію, що робить його по значимості в сучасній техніці одним з найважливіших металів, є ядерна енергетика. Ізотоп ⁶Li — єдине промислове джерело для виробництва найважчого ізотопу водню (тритію), використовуваного для одержання ядерної енергії. При одержанні тритію проводиться бомбардування ізотопу ⁶Li повільними нейтронами: .

Реакція здійснюється у звичайних уранових реакторах з наступним поділом тритію й гелію. Ізотоп ⁶Li запропонований використати також для одержання ⁶Li, застосовуваного як екрануючого засіб для затримки швидких нейтронів.

В атомній техніці використається також ізотоп ⁷Li (з малим поперечним перерізом поглинання теплових нейтронів) як теплоносій для охолодження ядерних реакторів. Використання літію як теплоносія засноване на тім, що він має великий діапазон рідкого стану при малій щільності й високій теплопровідності, і якби природний літій не був поглиначем теплових нейтронів (завдяки наявності в ньому ⁶Li, що спеціально застосовується для виявлення теплових нейтронів), те він з’явився б ідеальним і дешевим охолоджувачем.

1.2 Сполуки літію з воднем і киснем.

1.2.1 Сполуки з воднем.

Літій утворить тільки одну бінарну сполуку з воднем — гідрид літію.

Гідрид літію Li — безбарвна кристалічна речовина, що характеризується кубічної решіткою з 4 молекулами в елементарному осередку (а = 4,0834 ?); щільність при 25° С дорівнює 0,775 г/см³ (що приймалося раніше значення 0,82 г/см³ було помилковим, тому що воно не відповідає рентгенівській щільності).

Гідрид літію є типовим представником групи гідридів, до якої ставляться гідриди Са, Sr, Ва, Na, ДО, Rb, Cs. Стійкість сполук цих металів з воднем зменшується в зазначеному ряді. Це позначається в тім, що гідриди всіх перерахованих металів (крім Li) сутужніше одержати в строго співвідношенні їхніх компонентів, і багато хто з них мають настільки високий тиск пари, що температуру плавлення визначити не вдається (наприклад, Na).

Під час відсутності повітря Li плавиться при 680−697° С майже без розкладання (точна t_пл = 688° С). Аналогічно галогенидам літію Li має досить високу електропровідність, тому може бути піддадуть електролізу в розплавленому стані; при цьому літій виділяється на катоді, водень — на аноді.

Інтенсивне розкладання Li починається вище температури плавлення; тиск дисоціації досягає атмосферного при 850° С:

У вакуумі Li починає сублімуватися при температурі 220° С с частковим розкладанням, при 450° С спостерігається помітна дисоціація.

З водою Li бурхливо реагує:

Li + Н₂O = LiOH + H₂.

У промисловості Li звичайно одержують безпосереднім гідруванням розплавленого літію воднем:

Li + ½Н₂ — Li.

Процес гідрування починається при 500 °C, оптимальна температура 680−700°С (при більше високій температурі має місце дисоціація що утвориться Li), вихід становить 98,5% при чистоті продукту 99,65%. Промислове використання знаходить і метод відновлення окису або гідроокису літію алюмінієм або магнієм під невеликим тиском водню.

Гідрид літію знайшов широке застосування як легкодоступне джерело простого й швидкого одержання водню (при розкладанні водою 1 кг Li виділяється 2,8 м³ водню, використовуваного для наповнення аеростатів й автоматичного морського й повітряного рятувального спорядження (надувних човнів, рятувальних поясів і повітряних куль, що піднімають антени передавачів) при аваріях літаків у відкритому морі.

1.2.2 Сполуки з киснем.

Літій утворить із киснем дві сполуки — окис і перекис.

Окис літію Li₂O — безбарвна кристалічна речовина, що характеризується гранецентрированной кубічною решіткою з елементарним осередком типу флюориту (Ca₂), побудованої з 4 молекул (а = 4,628Е). Щільність її - 2,013 г/см³ (25° С), температура плавлення 1427 °C, температура кипіння близько 2600° С.

Окис літію — термічно стійка сполука й починає сублімуватися тільки вище 1000° С. Експериментальне визначення тиску пари Li₂O виконано для інтервалу температур 1248−1534° К и 1383−1506° ДО. Середня теплота випару Li₂O в інтервалі температур 1383−1506° ДО, віднесена до теплоти випару при 0° ДО, дорівнює 95,28 ккал / моль.

У вакуумі тиск пари Li₂O при 1000° С незначно, але в присутності пар води тиск зростає. Це порозумівається наступною реакцією:

Li₂O_(тв) + Н₂O_(газ) = 2LiOH _(газ),.

у якій сприятлива зміна вільної енергії визначається зростанням ентропії у зв’язку з утворенням другої молекули газу.

Окис літію легко, але менш енергійно, чим окисли інших лужних металів, з'єднується з водою, гідроокис LiOH. Реакція протікає із сильним розігріванням, теплота розчинення 31,3 ккал / моль. Окис літію легко поглинає СO₂, карбонат літію Li₂CO₃.

Окис літію руйнує більшість навіть матеріалів, багато металів й окисли. Нижче 1000° С стійкими проти дії Li₂O є тільки Ni, Au й Pt; вище 1000° С Li₂O руйнує навіть платину, і стійким виявляється тільки сплав з 40% родію. Вона не відновлюється воднем, вуглецем або окисом вуглецю. Одержання з Li₂O металеві літії можливо лише при дії алюмінію, магнію або кремнію при температурах вище 1000° С.

Окис літію може бути отримана безпосереднім окислюванням літію при нагріванні вище 200° С. Цим літій істотно відрізняється від інших лужних металів, які в аналогічних умовах дають перекісні сполуки.

Можна одержати Li₂O і при нагріванні нітрату, гідроокису або карбонату літію в струмі сухого водню при температурі вище 800° С.

Застосування самої Li₂O невелико. Однак завдяки її коштовним властивостям вона вноситься з багатьма іншими сполуками літію в різні системи, що становлять основу таких матеріалів, як стекло, порцеляна, емалі, глазурі. Окис літію є ефективним плавнем, що часто дозволяє скоротити загальна кількість стекол лугів, що вводять у сполуку, що сприяє підвищенню термостійкості виробів. У складі різних стекол, глазурей й емалей окис літію знижує в’язкість силікатних розплавів, коефіцієнт термічного розширення матеріалів і температуру випалу виробів. Позитивний вплив робить Li₂O і на фізико-хімічні властивості силікатних матеріалів: підвищує їх хімічну й термічну стійкість, поверхневу твердість, підсилює блиск глазурей й емалей.

1.2.3 Гідроокис літію.

Гідроокис літію LiOH — безбарвна речовина, що кристалізується в тетрагональній сингонії (a=3,549 A, c=4,334A). По основних властивостях LiOH є перехідною від гідроокисів лужних до гідроокисів металів.

У термічному відношенні LiOH недостатньо стійка; при нагріванні розкладається.

2LiОН _(тв) — Li₂O _(тв) + Н₂O _(пара).

Характерним для LiOH є її невисока порівняно з гідроокисами інших лужних металів розчинність у воді. Так, розчинність LiOH у воді приблизно в 5 разів (по масі) менше розчинності NaOH і КІН. Але LiOH приблизно в 100 разів більше розчинна, чим Са (ВІН)₂, і майже в 4 рази більш, ніж Ва (ВІН)₂. Цікаво зіставити дані по розчинності LiOH з відповідними даними для NaOH і КІН:

Гідроокис літію при звичайній температурі (у твердому стані й у вигляді концентрованих розчинів) руйнує скло й порцеляна, що робить необхідним парафінування тари. У розплавленому стані LiOH може бути отримана тільки в нікелевих або срібних посудинах, тому що робить сильне дія на багато металів (залізо, платина й ін.) і сплави (монель-метал руйнується навіть у відбудовній атмосфері); золото цілком стійко до дії розплавленої LiOH.

Гідроокис літію утвориться при безпосередній взаємодії металевого літію або його окису з водою, а також при гідролізі сульфіду, нітриду, фосфідів й інших сполук літію.

Гідроокис літію споживається в більших кількостях як добавка до електроліту (50 м на 1 л) лужних акумуляторів, що підвищує їхня ємність на 20−22%, що розширює температурний діапазон дії акумуляторів і подовжує в 2−3 рази строк їхньої служби.

Гідроокис літію широко використається для одержання стеарата, оксистеарата, олеата, пальмитата літію, що додають до мастил при виробництві морозостійких і термостійких змащень, що працюють у діапазоні від -50 до + 150° С без зміни властивостей. Ці змащення, що володіють гарною механічною й хімічною стійкістю, водостійкістю й відмінними характеристиками реверсивності, одержали широке поширення в авіації, танкових і мотомеханізованих частинах.

1.2.4 Галогеніди літію.

Літій утворить по одній простій сполуці з кожним з галогенів..

Фторид літію Li — безбарвна кристалічна речовина, що характеризується кубічної гранецентрированной решіткою з елементарним осередком типу NaCl, побудованої з 4 молекул (а = 4,0279 Е). Фторид літію — найбільш тугоплавкий і з галогенидов літію: плавиться (у струмі HF) при 870 °C (інші дані для температури плавлення 840 й 848° С), температура кипіння 168^oС. Теплота утворення = - 145,6 ккал / моль; теплота плавлення -6,2 ккал / моль.

Кристаллогидратов Li не утворить. Розчинність Li у воді знижується в присутності аміаку й особливо (навіть малих кількостей) фторида амонію. На відміну від інших галогенидов літію Li не розчиняється в більшості органічних розчинників.

Соляна кислота не розчиняє Li, але газоподібний НС1 переводить його в LiCl. Фторид літію легко розчиняється при звичайній температурі в азотній і сарною кислотах, а із плавиковою кислотою (не нижче 30%-ний) утворить гидрофторид, що виділяється при випарюванні розчину у вигляді дрібних кристалів:

Li + HF = LiHF₂.

Фторид літію застосовується як компонент багатьох флюсів, використовуваних при плавці металів і при зварюванні Mg, Al і легенів сплавів, а також при одержанні алюмінію в бокситкриолитовых ваннах. Велике значення Li придбав у виробництві спеціальних стекол завдяки своїй здатності підвищувати прозорість для ультрафіолетових променів і кислотоупорность. Монокристалли Li знайшли застосування замість Ca₂ у виробництві оптичних приладів, тому що вони прозорі для променів з довжиною хвилі до 1000 Е і мають практично постійну дисперсію в межах усього видимого спектра.

Хлорид літію LiCl — безбарвна речовина, що кристалізується в кубічній сингонії з елементарним осередком типу NaCl (а = 5,1398 Е). Щільність його 2,07 г./см³ (25° С), температура плавлення 614° С, кипіння 1380° С. Теплота утворення дорівнює -97,70 ккал / моль, теплота плавлення 3,2 ккал / моль, теплота випару 36,0 ккал / моль. При 1000 °C LiCl помітно випаровується.

Хлорид літію досить гигроскопичен і розпливається на повітрі сильніше, ніж Сасl (відмінність від NaCl і КС1).

У водяних розчинах LiCl сильно диссоциирован, наприклад в 0,1 М розчині ступінь дисоціації дорівнює 84,1%, а в 0,002 М розчині - 97,0%.

На відміну від NaCl і Ксl хлорид літію добре розчиняється в багатьох органічних розчинниках: спиртах, у тому числі багатоатомних, хлороформі, ацетоні, піридині, складних ефірах.

Хлорид літію може бути отриманий при безпосередній сполуці літію із хлором, при обмінній реакції між Li₂SO₄ і Вас1₂ у розчині, а також у результаті хлорування Li₂O або Li₂CO₃ хлором або газоподібним НС1. Однак у промисловому масштабі використається тільки реакція між Li₂CO₃ (або LiOH) і соляною кислотою.

Хлорид літію має важливе технічне значення, тому що є поки єдиною сполукою, використовуваною для одержання металевого літію.

Хлорид літію (так само як і бромід літію) має властивість оборотно поглинати пари води при зміні температури й вологості навколишнього повітря й тим самим регулювати вологість. Це визначило застосування LiCl для кондиціонування повітря в суспільних будинках і виробничих приміщеннях, де необхідно зберігати постійну вологість (прецизійне машинобудування, виробництво синтетичного й натурального волокна, поліграфічна промисловість). Звичайно із цією метою LiCl використається у вигляді 40%-ного розчину або в суміші із СаС1₂.

Бромід літію LiBr — безбарвна кристалічна речовина, що характеризується кубічною решіткою з елементарним осередком типу NaCl (а = 5,501 A).

Нагрівання вище температури плавлення приводить до помітного розкладання LiBr з відщіпленням брому. Розплавлений LiBr руйнує не тільки скло й порцеляна, але й платину. Бромід літію досить і дуже добре (краще, ніж LiCl) розчиняється у воді.

З водяних розчинів LiBr виділяється у вигляді кристаллогидратов, більше стійких, чим LiCl, внаслідок чого повне зневоднювання LiBr досягається із працею. Відповідно до даного, зміст води в LiBr міняється від 1 до 3 моль. Як показало нове дослідження системи LiBr-н₂O в інтервалі температур від -80 до +20°С [201], у ній кристалізуються LiBr · 2Н₂O, LiBr · 3Н₂O й LiBr · 5Н₂O; остання сполука існує нижче -49° С.

Йодид літію Li — безбарвна кристалічна речовина, що характеризується кубічною решіткою з елементарним осередком типу NaCl.

(а = 6,012 A).Йодид літію досить гигроскопичен, розпливається на повітрі й більше інших галогенидов літію розчинний у воді.

1.2.5 Інші сполуки літію.

Сульфат літію Li₂SO₄ — безбарвна кристалічна речовина. У термічному відношенні Li₂SO₄ більше стійкий, чим інші розчинні солі літію, але менш, ніж сульфати інших лужних металів. Подібно останнім, L1₂SO₄ відновлюється воднем при нагріванні в інтервалі температур 620−700° С и аміаком в інтервалі 720−800°С.

Сульфат літію добре розчиняється у воді (хоча й менш, ніж LiCl або LiNO₃), але вище 0 °C має негативний температурний коефіцієнт розчинності.

При взаємодії з концентрованої H₂SO₄ сульфат літію, як і сульфати інших лужних металів, переходить у гідросульфат LiHSO₄. Розчиняється у воді LiHSO₄ краще, ніж Li₂SO₄, але у водяному розчині розкладається на Li₂SO₄ й H₂SO₄.

Нітрат літію LiNO₃ — безбарвна прозора речовина, що кристалізується в гексагональній сингонії (а = 4,674; з= 15,199 ?). Нітрат літію досить гигроскопичен, добре розчиняється у воді, легко пересичені розчини; розчинність різко збільшується з підвищенням температури. У водяному розчині LiNO₃ сильно диссоциирован; ступінь дисоціації в 0,1 М розчині - 84%, в 0,001 М розчині - 97,5%.

Нітрат літію одержують взаємодією гідроокису або карбонату літію з розведеною азотною кислотою при наступному глибокому розпарюванні розчину й нагріванні сольового залишку у вакуумі до 200° С.

Основне застосування LiNO₃ знаходить у піротехніку (сигнальні ракети, що трасують сполуки); використається для стабілізації рідкого аміаку, споживаного в холодильних установках й у сільському господарстві.

Карбонат літію Li₂CO₃ — безбарвне речовина. Дисоціація Li₂CO₃ прискорюється в струмі водню; при 800 С віддаляється значна частина СO₂. Ще легше протікає дисоціація Li₂CO₃ у вакуумі: при залишковому тиску 1 мм рт. ст. виділення СO₂ починається при 600 °C и закінчується при 850° С. Нагрівання Li₂CO₃ у вакуумі вище температури плавлення приводить до інтенсивного виділення З₂ з розплаву, що викликає його википан і веде до більших втрат; у той же час сплавка маси сповільнює виділення СO₂. Нагрівання Li₂CO₃ у вакуумі нижче температури плавлення (наприклад, при 700° С) приводить до повної дисоціації лише за дуже тривалий час.

Дисоціація Li₂CO₃ протікає й в інертній атмосфері (у присутності вугілля), однак необхідна в цьому випадку температура вище, ніж при роботі у вакуумі. Можлива дисоціація Li₂CO₃ у присутності вугілля при нагріванні у звичайних умовах, тому що оборотна реакція дисоціації зрушується в необхідному напрямку за рахунок дії, що відновлює, вугілля на що виділяється СO₂. Однак у цьому випадку Li₂CO₃ диссоциирует слабко, наприклад при 800° С ступінь дисоціації становить тільки 50%. Великий надлишок вугілля приводить до відновлення Li₂CO₃ по реакції:

Li₂CO₃ + 4С = Li₂C₂ + 3С.

Чистий Li₂CO₃ можна одержати при пропущенні СO₂ у розчин LiOH. У промисловості Li₂CO₃ одержують дією поташу або соди (у вигляді сухих солей або розчинів) на розчини солей літію поблизу їхньої температури кипіння, наприклад при 90° С. Тому що Li₂CO₃ розчинний у розчинах LiCl або LiNO₃ значно менше, ніж у розчині LiSO₄, те найбільш повне виділення Li₂CO₃ може бути здійснене з розчину LiCl або LiNO₃; однак звичайне осадження проводять із технічних розчинів Li₂SO₄, тому що вони безпосередньо виходять після розкладання рудних концентратів літію.

Карбонат літію — найважливіша із солей літію, що випускають промисловістю, оскільки процес витягу літію з вихідної мінеральної сировини часто закінчується одержанням Li₂CO3. У той же час Li₂CO₃ — проміжний продукт, джерело для виробництва іншого технічно важливої сполуки — LiOH і численних солей літію, одержуваних внаслідок легкої розчинності Li₂CO₃ у всіх кислотах.

1.3 Мінерали літію.

Літій виявлений більш ніж в 150 мінералах, хоча власних мінералів літію відомо 28. Багато хто з них надзвичайно рідкі, і їхні знахідки є одиничними.

Більша частина мінералів літію — силікати й фосфати (переважають силікати), і лише по одному мінералі доводиться на галогениди, окисли й борати. Сульфідні мінерали, карбонати, нітрати, хромати, сульфати, молибдаты, вольфрамати, арсенати й ванадати літію зовсім невідомі.

З кінця минулого сторіччя й до 1940 р. основними джерелами одержання сполук літію служили лепідоліт й амблигонит (50% світового видобутку), циннвальдит (30%) і сподумен (20%). У цей час практичне використання знаходять п’ять мінералів літію — сподумен, лепідоліт, петалит, амблигонит, циннвальдит, особливо перші три.

Головне промислове значення мають родовища гранітних пегматитів натролітієвого типу, генетично пов’язаних з останніми стадіями формування гранітних інтрузій. Літій у пегматитах зв’язаний зі сподуменом, лепідолітом, амблігонітом і петалітом. Із цих пегматитів найважливішими є сподуменові й петаліто-лепідолітові. Сподуменовые пегматити містять сподумен, мусковіт, кварц, польові шпати (альбіт і мікроклін) і інші мінерали. У петаліто-лепидолітових пегматитах крім перерахованих мінералів присутні петалит, лепідоліт, часто — амблігоніт, кукеіт і ряд інших мінералів.

Літієві руди гранітних пегматитів найчастіше комплексні - вони містять інші корисні мінерали таких елементів, як цезій (поллуцит), бериллий (берилл), олово (каситерит), ніобій і тантал (колумбіт і танталіт), а іноді й дорогоцінні камені. Тому що число попутно коштовних елементів, що добувають, може бути значним, те навіть при низькому змісті кожного з них окремо комплексна переробка сировини родовищ гранітних пегматитів може бути цілком доцільної.

Нижче дана характеристика п’яти промислових мінералів літію, починаючи із силікатів й алюмосилікатів.

1.3.1 Сподумен.

Сподумен є найважливішим промисловим мінералом літію, і тому величезний інтерес до нього з боку геологів, мінералогів і технологів цілком закономірний. Він більше всіх інших мінералів літію служив об'єктом численних досліджень..

Сподумен (синонім — трифан) є силікатом літію й алюмінію; теоретична сполука (вага.%): Li₂O — 8,1; А1₂O₃ — 27,4; Si₂ — 64,5. У дійсності чисто літієвий сподумен не існує, тому що в умовах гипергенеза Li₂O виноситься й літій заміщається іншими елементами, у результаті чого в мінералі присутні натрій й у невеликих кількостях кальцій, магній, іноді кульгавий й інші елементи; деякі різновиди сподумену містять також рідкоземельні елементи й іноді цезій.

Як показали спектрографічні дослідження сподумену, у ньому втримуються також незначні кількості заліза, марганцю, титану, галію, калію, рубідію, у багатьох зразках відзначена присутність олова. Ізоморфні заступники в його структурі й тому не можуть бути вилучені механічними методами.

Сподумен зустрічається в природі у вигляді призматичних подовжених кристалів, безбарвних або пофарбованих у всілякі кольори: жовтий, червонясто-фіолетовий, ясно-зелений, смарагдово-зелений, зеленувато-сірий, жовтувато-сірий, розоватий, жовтувато-зеленуватий, фіолетово-рожевий і дуже рідко голубий. Рідкими різновидами сподумену є напівпрозора, винно-жовта і ясно-зелена. Сподумен, пофарбований у деякі тони зелених кольорів, цінується як дорогоцінний камінь (гидденит); іншим дорогоцінним різновидом є кунцит (від рожевого до лілових кольорів).

Фарбування сподумену змінюється при нагріванні кристалів або опроміненні їх рентгенівськими, катодними або ультрафіолетовими променями. Під впливом рентгенівських променів (або променів) рожеві кунцити стають зеленими, а при нагріванні або під дією ультрафіолетових променів вони знебарвлюються. Знебарвлюються (вицвітають) кристали сподумену й на сонячному світлі.

Поряд з пофарбованими різновидами зустрічається сподумен, досить вільний від усяких домішок, що офарблюють, і його можна безпосередньо використати у виробництві скла.

У природних родовищах сподумен залягає в кристалічних сланцях, кварцових жилах й у гранітних пегматитах, з якими найбільше тісно зв’язаний й у які перебуває у вигляді кристалів різних розмірів.

Кристали сподумену розташовуються у кварці й польових шпатах, утворюючи кварц-сподуменову зону. Кількість сподумену в різних родовищах коливається від 15 до 30%.

При вивченні продуктів зміни сподумену в різних родовищах, були виділені наступні основні процеси зміни сподумену:

1. Процес альбитизації. Цей процес розвинений широко й повсюдно й відбувається під дією натрієвих розчинів, що притікають, супроводжуючись розпадом сподумену на альбіт й евкриптит, агрегат яких називається альбітизованим сподуменом.

Для пояснення природи процесу альбитизации, так само як і для пояснення природи процесів зміни сподумену, існує кілька крапок зору. Найбільше імовірно, що процес перетворення сподумену в агрегат альбіту й эвкриптита є тільки частиною загального процесу альбитизації, винятково сильно розвиненого у всіх сподуменовых.

2. Утворення слюд. Це процес заміщення эвкриптита й безпосередньо сподумену калієвими слюдами (типу мусковіту — жильбертита) у результаті реакцій:

6LiAl[Si₄] + 2Н₂O + К₂O = 2KAl₂[Si₃Al₁₀] [ОН]₂ + 3Li₂O.

6LiAl[Si₂O₆] + 2Н₂O + К₂O = 2KAl₂[Si₃Al₁₀] [ОН]₂ + 3Li₂O + 6Si₂.

Перетворення евкриптита в слюду приводить до того, що по сподумені утвориться агрегат альбіту й слюди у вигляді псевдоморфоз по эвкриптиту. Цей агрегат називається циматолитом або аглаитом.

3. Процес заміщення сподумену тонкочешуйчатої слюдкой (слюдистим агрегатом) аж до утворення зроблених псевдоморфоз по сподумені. Цей процес носить метасоматичний характер і спостерігається у всіх родовищах. Подібні слюдки описані в літературі за назвою киллинита, онкозина, пинита, дамурита, жильбертита й містять Li₂O від слідів до 1%. Що утворяться в кінцевому рахунку по сподумені й эвкриптиту слюдки по оптичних і термічних властивостях ближче всього до гидрослюдам. Пізніше слюдки переходять у мусковіт або каолініт. В останньому випадку по сподумені утвориться каолініт — альбитовий агрегат.

4. Утворення глин. Як правило, з поверхні родовищ сподумен завжди в тім або іншому ступені перетворений у різні глини. Іноді весь сподумен на глибину 5−8 м від поверхні вилужений і перетворений у глини типу галлуазита Al₄[Si₄O₁₀] [OH]₈· 4H₂O и каолинита Al₂[Si₂O₅] [OH]₄ (монтмориллонита). У цей час у родовищах сподумену представлені всілякі стадії вивітрювання мінералу: від заміщення сподумену іншими мінералами літію з меншим змістом Li₂O (під впливом натрієвого метасоматозу) до переходу сподумену в різні слюди й глинисті мінерали (у гіпергенних умовах) з виносом літію до його повного зникнення.

1.3.2 Петалит.

Петаліт (синоніми: кастор, литит, берцеллит) v є алюмосилікатом літію сполуки Li₂O · А1₂O₃· 8SiO₂. Для петаліта характерно високий зміст Si₂ й Li₂O (при мінімальному змісті інших лужних металів) і найбільш високе відношення Li₂O: Аl₂O₃ у порівнянні з усіма іншими мінералами літію.

Петаліт зовні сильно нагадує кварц, польовий шпат й амблигонит. Кольори петаліта звичайно сірий, темно-сірий, іноді червонуватий або зеленувато-білий, рідше жовтуватий або рожевий; блиск скляний, на площинах спайності - перламутровий.

Кислоти на петаліт не діють. Плавиться петаліт із ускладненням. Офарблює полум’я в червоні кольори. Добре плавиться в складі різних флюсів і лише незначно взаємодіє з вогнетривами. Петалит широко використається при виготовленні кераміки. При 680±10°С петаліт розкладається на Si₂ і р-сподумен по рівнянню:

(Li, Na) [Si₄Al₁₀] + Q = p — (Li, Na) [AlSi₂O₈] + 2Si₂.

У родовищах петаліт відомий тільки в пегматитах натро-літієвого типу (петаліто-лепидолітових пегматитах), у яких він утворить суцільні неправильні виділення, зернисті або пластинчасті агрегати (розміром до 40 див) і рідше — погано утворені кристали.

Петаліт асоціює з рядом мінералів: лепідолітом, амблігонітом, полуцитом, бериллом й альбітом.

Під впливом гідротермальних і гіпергенних процесів петалит змінюється з виносом з нього літію настільки сильно, що незмінені зразки петалита виявляються рідкістю. Можливі наступні стадії переходу петаліта в інші мінерали:

1. Альбітізація з утворенням по петаліту альбіту й кварцу:

2Li[Si₄Al₁₀] + Na₂O = Li₂O + 2Na[Si₃A1O₈] + 2SiO₂ петаліт альбіт кварц.

2. Перехід петалита в гідротермальних умовах у цеоліти з виносом Li₂O й Si₂ і привносом СаО й Н₂O:

2Li[Si₄Al₁₀] + СаО + 5Н₂O = Li₂O + Ca[Si₆Al₂O₁₆] · 5Н₂O + 2SiO₂ петалит гейландит.

3. Утворення по петалиту кварц-кукеитового агрегату з виносом Li₂O й SiO₂:

5Li[Si₄Al₁₀] + 4Н₂O = 2Li₂O + LiAl₄[Si, AlO] OH], + 17Si02 петалит кукент.

4. Утворення по петалиту агрегату кукеита, керолита й кварцу:

5Li[Si₄Al₁₀] + 10Mg + 14Н₂O = 2Li₂O + LiAl₄[Si₃Al₁₀] [OН]₈+ 10Mg[SiO₂] - H₂O + 7SiO₂.

5. Утворення по петаліту монтморіллоніта. Нарешті, можливий розпад петалита на сподумен і кварц, тобто процес, зворотний петализации сподумену:

Li[Si₄Al₁₀] = LiAl[Si₂O₆] +2SiO₂.

1.3.3 Лепідоліт.

Лепідоліт (синонім — литионит) є водним алюмосилікатом літію й належить до числа рідких літієвих слюд. Лепідоліт можна розглядати як звичайну чорну слюду (біотит), у якій іони магнію заміщені літієм й алюмінієм.

Хімічний склад лепідоліту непостійний.

У лепідоліті у вигляді домішок присутні Mg (до декількох відсотків), Fe, Мпо, Сао, Na₂O і рубідій і цезій. Зміст Rb₂O у лепідоліті іноді досягає 3,5 3,7%, a Cs₂O — до 1,5% (у середньому 0,15−0,20%). Лепідоліт-саме багате мінеральне джерело рубідію.

Кислотами лепідоліт розкладається тільки після сплавки; при плавленні (нижче 1000° С) офарблює полум’я в червоні кольори.

1.3.4 Циннвальдит.

Циннвальдит є проміжним членом безперервного ізоморфного ряду біотит — лепідоліт. Вміст Li₂O коливається від 1 до 5%. Збагачені залізом різновиду мінералу (до 12,5% Fe й 0,5−1,5% Fе₂O₃) відомі як залізо-літієва слюда, або залізний лепідоліт, а бідні залізом (6−8% Fe й 5% Fе₂O₃) іноді називають криофиллитом; криофиллит (~4,5% Li₂O) — перехідний різновид від лепідоліту до циннвальдsту. Іноді містить рубідій, може містити цезій.

Кислотами циннвальдsт розкладається; плавиться в інтервалі температур 945−997° С. Офарблює полум’я в червоні кольори.

Циннвальдит зустрічається в пегматитах, амазонитових гранітах і грейзенах, головним чином у пневматоліто-гидротермальних родовищах. Циннвальдит асоціює з вольфрамітом, шеелітом, каситеритом, бериллілом, топазом, флюоритом, кварцом.

У процесі вивітрювання циннвальдіт каолинизується, продукт вивітрювання офарблюється гідроокислами заліза в жовто-бурий і бурий кольори.

1.3.5 Амблігонит.

Амблигонит — фторвмісний фосфат літію й алюмінію, сполука якого виражається формулою LiAl[PO₄] [F, OH], є крайнім членом ізоморфного ряду амблигонит — монтебразит LiAl[PO₄] [OH, F]. Теоретичний зміст Li₂O становить 10,10%, фактичне дорівнює 7−9,5%. Найбільше що часто зустрічається домішкою (до 2%) є Na₂O, тому що натрій аморфно заміщає літій; інші домішка-калій, магній, кальцій, залізо, марганець.

Амблігоніт схожий на польовий шпат, кольори його жовтуватий, сірий, блакитнуватий, зеленуватий, розоватий; блиск — від скляного до жирного, на площинах спайності іноді перламутровий.

У соляній кислоті амблигонит розчиняється із працею, у сірчаній кислоті - повністю. Легко плавиться зі спучуванням, стаючи білим і при охолодженні непрозорим; офарблює полум’я в жовтувато-червоний й іноді яскраво-червоні кольори.

Амблигонит (і мінерали його групи) зустрічаються в пневмато-литогидротермальных оловорудних родовищах грейзенового типу й у пегматитах, у жилах гранітного типу. У пегматитах амблигонит представлений великими, погано утвореними кристалами й жовнами діаметром 40−60 див і дрібними, але звичайно краще утвореними кристалами розміром не більше 1−3 див.

У гідротермальних і гіпергенних умовах амблигонит і мінерали його групи легко змінюються. Можливі наступні етапи зміни амблигонита й членів ізоморфного ряду амблигонит — монтебразит:

1. Альбитізація з утворенням фремонтита (при цьому частково заміщений натрієм літій фіксується в лепідоліті).

2. Перехід у гідротермальних умовах у фосфати кальцію й алюмінію з виносом Li₂O і привносом СаО (літій переходить до складу слюд типу кукеіта).

3. Утворення складних водних вторинних алюмофосфатів натрію й кальцію в результаті вилуговування літію різними водами.

1.4 Технологія сполук літію.

Внаслідок низького змісту літію як у мінералах, так і тим більше в їхніх концентратах сучасні методи переробки літієвої сировини є типово гідрометалургійними, що мають метою одержання спочатку деяких технічних сполук, які надалі можуть піддаватися очищенню, перекладу в необхідні товарні продукти або надходити на металургійний переділ.

У гідрометалургійній переробці концентратів мінералів літію можна виділити два важливих самостійних технологічних етапи: 1) розкладання з перекладом літію у водорозчинне (рідше — у летуче) сполуку; 2) концентрування літію за допомогою хімічних методів для відділення його від супутніх домішок, насамперед від інших лужних елементів.

Перший етап переробки є найбільш відповідальна й складним, тому що більшість мінералів літію — сполуки, переважно силікати. Складність у цьому випадку порозумівається великою хімічною стійкістю молекул силікатів, великою величиною останніх при малому розмірі іона літію, а також достатком порожньої породи, що супроводжує коштовний компонент у мінералі. Варто додати, що в технології сполук літію завжди мають місце труднощів, обумовлені неповнотою виділення літію в зручній і бажаній формі з розчинів, що містять натрій і калій, тому зрозуміло величезне число методів, запропонованих для переробки літієвої сировини.

Нижче розглядаються методи переробки літієвої сировини, запропоновані як на перших етапах організації літієвої промисловості, так і цілком сучасні.

При короткому ознайомленні з ранніми методами варто мати на увазі, що в той час складність переробки й економічні міркування не мали особливого значення, тому що масштаби виробництва сполук літію, у силу обмеженого їхнього застосування, були незначні. Тому багато методів з тих, які нижче коротко описані або згадані, представляють тепер тільки пізнавальний інтерес. Однак варто пам’ятати, що подібні методи з’явилися попередниками сучасних, і на зіставленні тих й інших легко простежити, як розвивалася наукова технологічна думка. До того ж деякі зі старих методів не втратили свого значення й сьогодні, а інші переживають період переоцінки, і зовсім не виключено, що на тлі загального технічного прогресу (і завдяки йому) вони виявляться досить перспективними в недалекому майбутньому. Що ж стосується сучасних методів, особливо промислових, то вони нечисленні й засновані на способах розкладання, у результаті яких після водної обробки матеріалу вдається одержувати технічні розчини LiOH або (значно частіше) Li₂SO₄ практично вільні від головних компонентів силікатної сировини — кремнію й алюмінію. Іншим загальним достоїнством цих методів є їхня універсальність (як правило) — застосовність до переробки різних видів сировини й придатність їх для попутного витягу або концентрування інших коштовних елементів, насамперед частих супутників літію в мінеральній сировині - рубідію й цезію. Ненецікаво відзначити, що відходи сучасних виробництв сполук літію дуже часто є коштовними продуктами, що знаходять застосування в якості в’язких будівельних матеріалів, замінників дефіцитних хімікалій, добрив.

Остаточний вибір тих або інших з найбільш освоєних методів переробки літієвої сировини (зокрема, на американських заводах) багато в чому визначається видом товарного продукту.

Так, методи, які найбільш простим шляхом приводять до одержання хлориду літію, застосовуються в тому випадку, якщо дане виробництво забезпечує випуск металевого літію (електролітичного) або його похідних; гідроокис літію доцільно одержувати при безпосереднім використанні її у великому масштабі; методи, пов’язані з одержанням сульфату літію в розчині, зручні, якщо надалі переводять його в карбонат літію, з якого можливе одержання будь-яких інших солей, а також за допомогою Са (ВІН₎₂— і гідроокису літію.

Другий технологічний етап гідрометалургійної переробки концентратів мінералів літію, як правило, полягає в первинному виділенні літію з технічних розчинів у формі сполук. Якщо вихідним є технічний розчин сульфатів літію й інших лужних металів (а це має місце в більшості сучасних технологічних схем), то солі літію осаджують із нього найчастіше безпосередньо без переходу до іншого типу розчинів.

З малорозчинних солей літію найчастіше виділяють Li₂СО_з, рідше Li, а ще рідше Li₃PO₄ (останні звичайно застосовують для витягу літію з розведених розчинів або для його з маткових розчинів, що залишаються після осадження Li₂CO₃). Осадження Li₂СО₃ завжди переважніше, але в прямому циклі воно не буває повним; Li і ще менш розчинний Li₃PO₄ забезпечують достатню повноту виділення, але вимагають додаткових операцій для перекладу їх в інші, хащі застосовувані сполуки (див. гл. I).

Для осадження Li₂CO₃, й Li₃PO₄ застосовують, відповідно, карбонати, фторид й фосфати лужних металів. Використовуючи ці сполуки, можна одержувати солі літію необхідної, у тому числі фармакопейної, чистоти, видаляючи попутно з розчину ті елементи, карбонати, фториди й фосфати яких сутужніше розчинні, чим відповідні солі літію.

Як буде видно з подальшого, у результаті створення в технологічних схемах замкнутого циклу, що передбачає використання всіх оборотних розчинів і насамперед маткових розчинів після осадження Li₂СO₃, вдається істотно підвищити вихід літію в цю сполуку, що є продуктом виробництва. Ця обставина має велике значення, тому що Li₂СO₃ у цей час широке використається. Так, карбонат літію служить вихідним матеріалом для одержання гідроокису літію, галогенидів, сульфату й нітрату літію (через гідроокис), металу (через хлорид), гідриду (через метал), аміду (через гідрид) і т.д.

1.4.1 Переработка сподумену.

Практика застосування сульфатно-кислотного методу переробки лепідоліту в Німеччині показала, що із цього мінералу літій витягається далеко не повністю. Ще гірше протікало розкладання сподумену, що було потрібно попередньо сплавляти із содою cплав подрібнювати, а потім уже обробляти його сірчаною кислотою й прожарювати масу до видалення SO₃. При цьому розкладання не тільки не було повним, але протікало довгостроково й супроводжувалося переходом у розчин після великої кількості домішок, що сильно ускладнювало очищення розчинів. Практика, здавалося, оцінила метод переробки сподумену як зовсім безперспективний. Однак положення різко змінилося, коли дослідження привели до розробки зовсім нового варіанта витягу літію зі сподумену за допомогою сірчаної кислоти, заснованого на використанні p-модифікації цього мінералу. Згідно Р. Еллестеду й К. Пільгу, сподумен нагрівають необхідний час в інтервалі температур 1000−1350°С для одержання p-сподумену й останній обробляють невеликим надлишком (130−140% стосовно теоретичної кількості) сірчаної кислоти (р = 1,84 г/см³) при 250° С, щоб здійснити заміщення іонів Li⁺ у сподумені на Н⁺. Джерелом іонів Н⁺ є H₂SO₄.

Легкість і повнота проходження реакції сульфатизации p-сподумена при 250−300°С, безсумнівно, пов’язані з високою хімічною активністю р-сподумена, відзначеної при розгляді його структури й властивостей.

Винятково велике значення для технології має висока специфічність і селективність реакції сульфатизації: тому що кремній й алюміній залишаються фіксованими в алюмосилікаті, то розчини, що містять Li₂SO₄, виявляються істотно чистіше в порівнянні з тими, які можуть бути отримані в будь-якому іншому сернокислотном процесі переробки мінералів літію. Це дозволяє говорити не про розкладання р-сподумена, а про розкриття його сірчаною кислотою.

Дослідження процесу розкриття р-сподумена сірчаною кислотою послужили основою для розробки сернокислотной схеми витягу літію в промисловому масштабі. Нижче розглядається така схема (див. мал. 19), використовувана на заводі в Миннеаполісі (шт. Миннесота, США) потужністю ~900 т Li₂CO₃ у рік.

Вихідною сировиною служать сподуменовые руди, які після збагачення дають концентрати з 3−5% Li₂O. Перед сульфатизацией концентрати піддають випалу в обертовій трубчастій печі, сталевий корпус якої зсередини футерован вогнетривкою цеглою. Пекти працює на нафті або газі, причому потік гарячих газів рухається назустріч, що переміщається концентрату. Завантаження печі (залежно від вологості концентрату) становлять 1−2 т/ч, швидкість обертання печі-1 про/хв (при габаритах: d=l, 2 м, /=12,2 м).

Після випалу концентрат р-сподумена прохолоджують до 95 — 120 °C в обертовому сталевому холодильнику з водяною сорочкою, а потім подрібнюють у валковому млині до ~0,07 мм.

Наступним етапом є зрошення концентрату 93%-ний сірчаною кислотою й змішування з нею на горизонтальному шнековому транспортері. Витрата H₂SO₄ становить приблизно 225 кг/т, що відповідає 35−40%-ному надлишку стосовно кількості, обумовленій рівнянням сульфатизации. Концентрат залишається сипучим. Це фазовий стан завантажує надалі на сульфатизацию Матеріалу й стан Кінцевого продукту сульфатизации дають підставу говорити про «спікання» р-сподумена із сірчаною кислотою.

Сульфатизацію концентрату р-сподумена проводять в обертовій печі (d=0,9 м, H=7,9 м, продуктивність 2,7 т/ч), що обігріває газом, що подається назустріч руху концентрату; на виході з печі просульфатизованний матеріал має температуру 250 °C. Його обробку водою (вилуговування) проводять у реакторі при безперервному перемішуванні стисненим повітрям; там же роблять нейтралізацію надлишку сірчаної кислоти карбонатом кальцію до рн = 6,0−6,5. Далі маса надходить на барабанний вакуум-фільтр, на якому нерозчинний залишок промивають водою (промивні води використаються для вилуговування нової порції спека) і при вологості ~ 30% виводять із процесу як продукт (втрати разом з ним водоизвлекаемого літію становлять <31% від змісту елемента в концентраті, а невеликі кількості рубідію й цезію, які можуть бути в сподуменовому концентраті, губляться.

Розчин, одержуваний після витягу літію зі спека, містить до 100 г./л сульфату літію, сульфат натрію й ряд домішок, які до осадження карбонату літію повинні бути вилучені. Спочатку розчин очищають від магнію, що переходить у нього з рудного матеріалу. Із цією метою розчин нейтралізують вапном до рН = 12−14, при цьому магній осаджується у вигляді Mg (OH)₂. Потім осаджують кальцій кальцинованою содою (12 кг/м³). Однак після відділення на фильтрпрессе опадів Mg (OH)₂ і СаСО₃, які в міру нагромадження вилуговування водою для літію, розчин залишається забрудненим алюмінієм (з рудного матеріалу переходить 2−4%) і залізом (з корродуючих сталевих трубопроводів). Для видалення цих домішок у вигляді Ме (ОН)₃ розчин нейтралізують сірчаною кислотою до рН = 7; кислота подається в живильник однокорпусного випарного апарата, призначеного для концентрування розчину до змісту приблизно 200 г./л Li₂CO₃. Після розпарювання розчину в нього вносять із метою знебарвлення невелика кількість газової сажі, що видаляє потім разом з опадами А1 (ОН) з й Fe (OH)₃ на рамному фільтрі.

Очищений у такий спосіб і концентрований розчин надходить у реактор на стадію одержання карбонату літію. Осадження проводять концентрованим (330 г./л) розчином кальцинованої соди при 90° С. Дрібні, але легко кристали Li₂CO₃ послу відділення маткового розчину промивають деионизированной водою. Карбонат літію після першого промивання містить приблизно 82% основної речовини, після другий 96 — 97%; такий технічний продукт після відмивання й центрифугування при вологості приблизно 10% піддається вакуумному сушінню при тиску 510−635 мм рт. ст.