Lithiumperoxid

Kristallstruktur
_ 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] 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]

${\displaystyle \mathrm {LiOH\ +\ H_{2}O_{2}\longrightarrow \ LiOOH\ +\ H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {2\ LiOOH\ {\xrightarrow {\Delta T}}\ Li_{2}O_{2}\ +\ H_{2}O_{2}} }$

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 ΔH_f⁰ = −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]

${\displaystyle \mathrm {2\ Li_{2}O_{2}\longrightarrow 2\ Li_{2}O+O_{2}} }$

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]

${\displaystyle \mathrm {2\ Li_{2}O_{2}+2\ CO_{2}\longrightarrow 2\ Li_{2}CO_{3}+O_{2}} }$

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 AlfaAesar, abgerufen am 15. Dezember 2010 (PDF) (JavaScript erforderlich).
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.