Lithiumoxid

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Kristallstruktur
Struktur von Lithiumoxid
_ Li + 0 _ O 2−
Allgemeines
Name Lithiumoxid
Verhältnisformel Li2O
Kurzbeschreibung

weißer, geruchloser Feststoff[1]

Externe Identifikatoren/Datenbanken
CAS-Nummer 12057-24-8
EG-Nummer 235-019-5
ECHA-InfoCard 100.031.823
PubChem 166630
ChemSpider 145811
Wikidata Q385662
Eigenschaften
Molare Masse 29,88 g·mol −1
Aggregatzustand

fest

Dichte

2,01 g·cm−3[1]

Schmelzpunkt

1427 °C [1]

Löslichkeit

reagiert mit Wasser[2] [3]

Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung [2]
Gefahrensymbol

Gefahr

H- und P-Sätze H: 314
P: 280​‐​305+351+338​‐​310 [2]
Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen (0 °C, 1000 hPa).

Lithiumoxid ist eine chemische Verbindung, die aus Lithium und Sauerstoff aufgebaut ist. Es wird zur Herstellung von Lithiumniobat sowie als Zusatzstoff in Keramiken und Gläsern benutzt.

Gewinnung und Darstellung

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Lithiumoxid kann durch Verbrennung von Lithium oder durch thermische Zersetzung von Lithiumperoxid oder Lithiumhydroxid hergestellt werden.[4] [5]

4   L i + O 2 ⟶   2   L i 2 O {\displaystyle \mathrm {4\ Li+O_{2}\longrightarrow \ 2\ Li_{2}O} } {\displaystyle \mathrm {4\ Li+O_{2}\longrightarrow \ 2\ Li_{2}O} }
2   L i 2 O 2 → 195 ∘ C   2   L i 2 O   + O 2 {\displaystyle \mathrm {2\ Li_{2}O_{2}{\xrightarrow {195^{\circ }C}}\ 2\ Li_{2}O\ +O_{2}} } {\displaystyle \mathrm {2\ Li_{2}O_{2}{\xrightarrow {195^{\circ }C}}\ 2\ Li_{2}O\ +O_{2}} }
2   L i O H ⟶ L i 2 O + H 2 O {\displaystyle \mathrm {2\ LiOH\longrightarrow Li_{2}O+H_{2}O} } {\displaystyle \mathrm {2\ LiOH\longrightarrow Li_{2}O+H_{2}O} }

Lithiumoxid ist ein weißer, geruchloser Feststoff. Er hat eine Kristallstruktur vom Anti-Flussspat-Typ (a = 4,611 Å).[5] Die Standardbildungsenthalpie von Lithiumoxid beträgt ΔHf0 = −599,1 kJ/mol(Li2O) = −20,05 MJ/kg(Li2O) = −299,1 kJ/mol(Li)  = −43,16 MJ/kg(Li) = ~−12 kWh/kg(Li).[6]

Lithiumoxid dient als Ausgangsstoff zur Herstellung von Lithiumniobat.[7] Des Weiteren kann es als Zusatzstoff zur Herstellung von Keramiken und Gläsern eingesetzt werden.[8] Auch in Fusionsreaktoren kann es eingesetzt werden.[9]

Einzelnachweise

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  1. ↑ a b c Datenblatt Lithiumoxid bei Alfa Aesar, abgerufen am 15. Dezember 2010 (Seite nicht mehr abrufbar).
  2. ↑ a b c Datenblatt Lithium oxide bei Sigma-Aldrich, abgerufen am 8. April 2011 (PDF).
  3. ↑ George K. Schweitzer, Lester L. Pesterfield: The Aqueous Chemistry of the Elements. Oxford University Press, 2010, ISBN 978-0-19-974219-6, S. 100 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche). 
  4. ↑ A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 101. Auflage. Walter de Gruyter, Berlin 1995, ISBN 3-11-012641-9, S. 1152.
  5. ↑ a b Georg Brauer (Hrsg.), unter Mitarbeit von Marianne Baudler u. a.: Handbuch der Präparativen Anorganischen Chemie. 3., umgearbeitete Auflage. Band II, Ferdinand Enke, Stuttgart 1978, ISBN 3-432-87813-3, S. 951.
  6. ↑ A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 101. Auflage. Walter de Gruyter, Berlin 1995, ISBN 3-11-012641-9, S. 1176.
  7. ↑ Doktorarbeit Ulrich Grusemann.
  8. ↑ Vorlesungsskript (PDF; 35 kB).
  9. ↑ Risely Technical Service Report: The use of lithium oxide as the breeder in fusion reactors. Juli 1989, S. 30.
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