Lithiumcarbid

Strukturformel
Allgemeines
Name	Lithiumcarbid
Andere Namen	Lithiumacetylid Dilithiumacetylid Lithiumethindiid
Summenformel	Li2C2
Kurzbeschreibung	durchscheinender, weißer bis grauer kristalliner Feststoff[1]
Externe Identifikatoren/Datenbanken
CAS-Nummer 1070-75-3 EG-Nummer 213-980-1 ECHA-InfoCard 100.012.710 PubChem 66115 ChemSpider 59503 Wikidata Q421181
Eigenschaften
Molare Masse	37,90 g·mol−1
Aggregatzustand	fest
Dichte	1,3 g·cm−3[2]
Schmelzpunkt	Zersetzung[2]
Löslichkeit	nahezu unlöslich in organischen Lösungsmitteln[3]
Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung keine Einstufung verfügbar[4]
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

Lithiumcarbid ist eine chemische Verbindung aus der Gruppe der Carbide.

Gewinnung und Darstellung

Lithiumcarbid kann durch Reaktion von Lithium mit Kohlenstoff gewonnen werden.^[5]

${\displaystyle \mathrm {2\ Li+2\ C\longrightarrow Li_{2}C_{2}} }$

Bei höheren Drücken bildet sich anstelle von Lithiumcarbid (Li₂C₂) LiC₂ oder LiC₄.^[6]

Erhitzt man Lithiumcarbonat im elektrischen Ofen mit einem Überschuss von Kohlenstoff, so entsteht ebenfalls Lithiumcarbid.^[1]

${\displaystyle \mathrm {Li_{2}CO_{3}+4\ C\longrightarrow Li_{2}C_{2}+3\ CO} }$

In Diethylether kann Lithiumcarbid durch die Reaktion von 1,2-Dichlorethan mit Phenyllithium hergestellt werden, wobei ein dicker, farbloser Niederschlag von Lithiumcarbid und Monolithiumacetylid entsteht.^[7]

Eigenschaften

Physikalische Eigenschaften

Lithiumcarbid ist ein kristalliner Feststoff, der ein orthorhombisches Kristallsystem mit der Raumgruppe Immm (Raumgruppen-Nr. 71)Vorlage:Raumgruppe/71 und den Gitterparametern a = 365,5 pm, b = 544,0 pm und c = 483,3 pm besitzt.^[2] Es ist isotyp zu Rubidiumperoxid (Rb₂O₂) und Caesiumperoxid (Cs₂O₂).^[8]

Die Standardbildungsenthalpie beträgt −59,5 kJ/mol.^[2]

Chemische Eigenschaften

Lithiumcarbid reagiert mit Wasser unter Bildung von Ethin.^[2]

${\displaystyle \mathrm {Li_{2}C_{2}+2\ H_{2}O\ \longrightarrow \ 2\ LiOH+C_{2}H_{2}\uparrow } }$

In geschmolzenem Kaliumhydroxid zersetzt sich Lithiumcarbid ebenfalls, wobei es von konzentrierten Säuren nur langsam angegriffen wird.^[2]

Einzelnachweise

1. ↑ ^{a b} R. Abegg, F. Auerbach, I. Koppel: "Handbuch der anorganischen Chemie", Verlag S. Hirzel, 1908, 2. Band, 1. Teil, S. 146ff. Volltext
2. ↑ ^{a b c d e f} Jean D'Ans,Ellen Lax: Taschenbuch für Chemiker Und Physiker: Band 3. Springer, 2007, ISBN 978-3-540-60035-0 (Seite 532 in der Google-Buchsuche). 
3. ↑ David R. Lide (Hrsg.): CRC Handbook of Chemistry and Physics. 90. Auflage. CRC Press, 2009, ISBN 978-1-4200-9084-0. 
4. ↑ Dieser Stoff wurde in Bezug auf seine Gefährlichkeit entweder noch nicht eingestuft oder eine verlässliche und zitierfähige Quelle hierzu wurde noch nicht gefunden.
5. ↑ A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 101. Auflage. Walter de Gruyter, Berlin 1995, ISBN 3-11-012641-9, S. 1150.
6. ↑ M. Zafar, A. Munshi: Handbook of solid state batteries & capacitors. 1995, ISBN 978-981-02-1794-5 (Seite 430 in der Google-Buchsuche). 
7. ↑ Georg Wittig, Günther Harborth: Über das Verhalten nichtaromatischer Halogenide und Äther gegenüber Phenyl-lithium. In: Berichte der deutschen chemischen Gesellschaft. 77, Nr. 5, Juli 1944, S. 306–314. doi:10.1002/cber.19440770505.
8. ↑ Robert Juza, Volker Wehle: Kristallstruktur des Lithiumcarbids. In: Die Naturwissenschaften. 52, 1965, S. 537–537, doi:10.1007/BF00645818.