Lithiumperoxid

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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 (0 °C, 1000 hPa).

Lithiumperoxid, Li2O2 ist eine Sauerstoffverbindung des Alkalimetalls Lithium.

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

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]

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

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]

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

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  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.