Lithiumperoxid

Kristallstruktur
Struktur von Lithiumperoxid
_ Li+ 0 _ O−
Allgemeines
Name Lithiumperoxid
Andere Namen

Dilithiumperoxid

Verhältnisformel Li2O2
Kurzbeschreibung

weißer Feststoff[1]

Externe Identifikatoren/Datenbanken
CAS-Nummer 12031-80-0
EG-Nummer 234-758-0
ECHA-InfoCard 100.031.585
PubChem 25489
Wikidata Q411763
Eigenschaften
Molare Masse 45,88 g·mol−1
Aggregatzustand

fest

Dichte

2,36 g·cm−3[2]

Schmelzpunkt

Zersetzung ab 340 °C[2]

Löslichkeit

exotherme Reaktion mit Wasser[2]

Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung[3]
Gefahrensymbol Gefahrensymbol

Gefahr

H- und P-Sätze H: 272​‐​314
P: 220​‐​280​‐​305+351+338​‐​310[3]
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

Lithiumperoxid, Li2O2 ist eine Sauerstoffverbindung des Alkalimetalls Lithium.

Herstellung

Die Darstellung erfolgt durch Umsetzung von Lithiumhydroxid mit Wasserstoffperoxid und anschließendem Erhitzen unter Abspaltung von Wasserstoffperoxid[4]

L i O H   +   H 2 O 2 ⟶   L i O O H   +   H 2 O {\displaystyle \mathrm {LiOH\ +\ H_{2}O_{2}\longrightarrow \ LiOOH\ +\ H_{2}O} }
2   L i O O H   → Δ T   L i 2 O 2   +   H 2 O 2 {\displaystyle \mathrm {2\ LiOOH\ {\xrightarrow {\Delta T}}\ Li_{2}O_{2}\ +\ H_{2}O_{2}} }

Eigenschaften

Lithiumperoxid ist ein in reinster Form farbloser, gewöhnlich gelblicher Feststoff. Mit Wasser erfolgt Bildung von Wasserstoffperoxid. Die Verbindung hat eine hexagonale Kristallstruktur mit der Raumgruppe P63/mmc (Raumgruppen-Nr. 194)Vorlage:Raumgruppe/194 und den Gitterparametern a = 3,183 Å und c = 7,726 Å.[5] Die Kristallstruktur enthält zwei kristallographisch verschiedene Li-Atome. Eines ist von den sechs Sauerstoffatomen dreier Perioxidionen koordiniert, das zweite in einem verzerrten Oktaeder von den Sauerstoffatomen sechs benachbarter Peroxidionen. Die Standardbildungsenthalpie von Lithiumperoxid beträgt ΔHf0 = −633 kJ/mol.[6]

Verwendung

Lithiumperoxid kann zur Herstellung hochreinen Lithiumoxids eingesetzt werden. Hierbei wird Lithiumperoxid bei 195 °C zersetzt, wobei sich Lithiumoxid und Sauerstoff bilden:[4]

2   L i 2 O 2 ⟶ 2   L i 2 O + O 2 {\displaystyle \mathrm {2\ Li_{2}O_{2}\longrightarrow 2\ Li_{2}O+O_{2}} }

Des Weiteren wird es in der Raumfahrt zur Regeneration der lebenserhaltenden Gasversorgungssysteme eingesetzt. Mit Kohlenstoffdioxid reagiert es zu Lithiumcarbonat und Sauerstoff. Hierdurch wird der Atemluft Kohlenstoffdioxid entzogen und Sauerstoff freigesetzt.[7]

2   L i 2 O 2 + 2   C O 2 ⟶ 2   L i 2 C O 3 + O 2 {\displaystyle \mathrm {2\ Li_{2}O_{2}+2\ CO_{2}\longrightarrow 2\ Li_{2}CO_{3}+O_{2}} }

Lithiumperoxid findet Verwendung als Härter für spezielle Polymere.[8] Es wird weiterhin für die sich in der Entwicklung befindenden Lithiumperoxid-Akkumulatoren verwendet bzw. beim Entladebetrieb in der Batterie gebildet.

Einzelnachweise

  1. ↑ Eintrag zu Lithiumoxide. In: Römpp Online. Georg Thieme Verlag, abgerufen am 14. Juli 2014.
  2. ↑ a b c Datenblatt Lithiumperoxid bei Alfa Aesar, abgerufen am 15. Dezember 2010 (Seite nicht mehr abrufbar).
  3. ↑ a b Datenblatt Lithium peroxide bei Sigma-Aldrich, abgerufen am 8. April 2011 (PDF).
  4. ↑ a b A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 102. Auflage. Walter de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1, S. 1263.
  5. ↑ Luis Guillermo Cota, Pablo de la Mora: On the structure of lithium peroxide, Li2O2. In: Acta Crystallographica Section B Structural Science. 61, 2005, S. 133–136, doi:10.1107/S0108768105003629.
  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. ↑ N. N. Greenwood, A. Earnshaw: Chemistry of the Elements. 1997, 2. Auflage, Oxford:Butterworth-Heinemann, ISBN 0-7506-3365-4.
  8. ↑ Patent DE2365449 1975 Thiokol Chemical Corp.