Lítium-oxid
| Lítium-oxid | |
| |
| 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 ΔfH |
−598,73 kJ/mol[2] |
| Standard moláris entrópia S |
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 kalcium-fluorid (CaF2) rácsához hasonlít, csak benne a fluorid anionokat lítium 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 tenné 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. Ez a jelzés csupán a megfogalmazás eredetét és a szerzői jogokat jelzi, nem szolgál a cikkben szereplő információk forrásmegjelöléseként.
Hivatkozások
[szerkesztés]- ↑ Pradyot Patnaik. Handbook of Inorganic Chemicals. McGraw-Hill, 2002, ISBN 0070494398
- ↑ a b c http://webbook.nist.gov/cgi/cbook.cgi?ID=C12057248
- ↑ a b c Biztonsági adatlap (Alfa-Aesar)
- ↑ a b Greenwood, N.N.. Az elemek kémiája, 1., Budapest: Nemzeti Tankönyvkiadó, 115. o. (1999). ISBN 963-18-9144-5
- ↑ 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.
- ↑ Wells A.F. (1984) Structural Inorganic Chemistry 5th edition Oxford Science Publications ISBN 0-19-855370-6
- ↑ 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
- ↑ (2009. szeptember 3.) „Air power”. The Economist, Technology Quarterly. (Hozzáférés: 2009. szeptember 9.)
