Lítium-oxid

A Wikipédiából, a szabad enciklopédiából
Ugrás a navigációhoz Ugrás a kereséshez
Lítium-oxid
Lithium-oxide-unit-cell-3D-balls-B.png
IUPAC-név lítium-oxid
Más nevek lítium-monoxid
Kémiai azonosítók
CAS-szám 12057-24-8
PubChem 166630
RTECS szám OJ6360000
Kémiai és fizikai tulajdonságok
Kémiai képlet Li2O
Moláris tömeg 29,88 g/mol
Megjelenés fehér, szilárd anyag
Sűrűség 2,013 g/cm³
Olvadáspont 1570 °C
Oldhatóság (vízben) bomlik
6,67 g/100 ml (0 °C)
10,02 g/100 ml (100 °C)
Törésmutató (nD) 1,644[1]
Megoszlási hányados 9,23
Kristályszerkezet
Kristályszerkezet antifluorit (köbös), cF12
Tércsoport Fm3m, No. 225
Koordinációs
geometria
tetraéderes (Li+); köbös (O2−)
Termokémia
Std. képződési
entalpia
ΔfHo298
−598,73 kJ/mol[2]
Standard moláris
entrópia
So298
37,85 J/mol·K[2]
Hőkapacitás, C 54,09 J/mol·K[2]
Veszélyek
EU osztályozás maró (C)[3]
EU Index nincs listázva
Főbb veszélyek korrozív, vízzel hevesen reagál
R mondatok R34[3]
S mondatok S26, S36/37/39, S45[3]
Lobbanáspont nem gyúlékony
Rokon vegyületek
Azonos kation lítium-szulfid
Azonos anion nátrium-oxid
kálium-oxid
rubídium-oxid
cézium-oxid
Rokon lítium-oxidok lítium-peroxid
lítium-szuperoxid
Rokon vegyületek lítium-hidroxid
Ha másként nem jelöljük, az adatok az anyag standardállapotára (100 kPa) és 25 °C-os hőmérsékletre vonatkoznak.

A lítium-oxid (Li2O) szervetlen vegyület, a lítium oxidja. A fémlítium levegőn történő égése során keletkezik – mellette kis mennyiségű lítium-peroxid is képződik –, amikor is a lítium oxigénnel egyesül::[4]

4Li+O2 → 2Li2O.

Tiszta Li2O a lítium-peroxid (Li2O2) 450 °C-on végzett hőbontásával állítható elő:[4]

2Li2O2 → 2Li2O + O2

Szerkezete[szerkesztés]

Szilárd állapotban antifluorit szerkezetű, mely a CaF2) fluorit rácsához hasonlít, csak benne a fluorid anionokat Li kation, míg a kalcium kationokat oxid anion helyettesíti.[5]

Gázfázisban az alapállapotú Li2O molekula lineáris, a kötéshossz összhangban van az erős ionos kötéstől várt értékkel.[6][7] A vegyértékelektron-taszítási elmélet a H2O-hoz hasonló V-alakot jósolna.

Felhasználása[szerkesztés]

A lítium-oxidot zománcalapként használják kerámiamázaknál, rézzel kék, kobalttal rózsaszín színeket ad. Vízzel és gőzzel lítium-hidroxid keletkezése közben reagál, ezért ezektől védve tárolandó.

Vizsgálják a hőálló bevonatok roncsolásmentes emissziós spektroszkópiai elemzésére és kopásfigyelésére történő felhasználását is. Cirkónia kerámia fedőbevonatokhoz adagolható ittrium-oxid mellé anélkül, hogy a bevonat várható élettartamát jelentősen csökkentené. Nagy hőmérsékleten a lítium-oxid jól detektálható sugárzást bocsát ki, melynek intenzitása a bevonat kopásával növekszik. Ennek felhasználásával az ilyen rendszerek a helyszínen folyamatosan ellenőrizhetőek lennének, ami lehetővé tenni a meghibásodásig hátralevő időtartam vagy a karbantartás szükségességének pontos előrejelzését.

Egyik lehetséges új felhasználása a mobiltelefonoktól a laptopokon át az elektromos autókban használt lítiumion-akkumulátor katódanyagaként történő alkalmazása, ezzel a jelenleg használt lítium-kobalt-oxidot helyettesítenék.[8]

Fordítás[szerkesztés]

Ez a szócikk részben vagy egészben a Lithium oxide című angol Wikipédia-szócikk ezen változatának fordításán alapul. Az eredeti cikk szerkesztőit annak laptörténete sorolja fel.

Hivatkozások[szerkesztés]

  1. Pradyot Patnaik. Handbook of Inorganic Chemicals. McGraw-Hill, 2002, ISBN 0070494398
  2. a b c http://webbook.nist.gov/cgi/cbook.cgi?ID=C12057248
  3. a b c Biztonsági adatlap (Alfa-Aesar)
  4. a b Greenwood, N.N.. Az elemek kémiája, 1., Budapest: Nemzeti Tankönyvkiadó, 115. o. (1999). ISBN 963-18-9144-5 
  5. Zintl, E.; Harder, A.; Dauth B. (1934). „Gitterstruktur der oxyde, sulfide, selenide und telluride des lithiums, natriums und kaliums”. [[Zeitschrift für Elektrochemie und Angewandte Physikalische Chemie |Z. Elektrochem. Angew. Phys. Chem.]] 40, 588–93. o.  
  6. Wells A.F. (1984) Structural Inorganic Chemistry 5th edition Oxford Science Publications ISBN 0-19-855370-6
  7. A spectroscopic determination of the bond length of the LiOLi molecule: Strong ionic bonding, D. Bellert, W. H. Breckenridge, J. Chem. Phys. 114, 2871 (2001); doi:10.1063/1.1349424
  8. (2009. szeptember 3.) „Air power”. The Economist, Technology Quarterly. (Hozzáférés ideje: 2009. szeptember 9.)  

Külső hivatkozások[szerkesztés]