Lithiumperoxid

Kristallstruktur
Struktur von Lithiumperoxid
Vorlage:Farbe Li+ 0 Vorlage:Farbe O−
Allgemeines
Name	Lithiumperoxid
Andere Namen	Dilithiumperoxid
Verhältnisformel	Li2O2
Kurzbeschreibung	weißer Feststoff<ref name=roempp>Eintrag zu Lithiumoxide. In: Römpp Online. Georg Thieme VerlagVorlage:Abrufdatum</ref>
Externe Identifikatoren/Datenbanken
CAS-Nummer Vorlage:CASRN EG-Nummer 234-758-0 ECHA-InfoCard 100.031.585 PubChem 25489 DrugBank Wikidata [[:d:|]]
Eigenschaften
Molare Masse	45,88 g·mol−1
Aggregatzustand	fest
Dichte	2,36 g·cm−3<ref name="alfa">Datenblatt Vorlage:Linktext-Check bei Alfa AesarVorlage:Abrufdatum (Seite nicht mehr abrufbar).</ref>
Schmelzpunkt	Zersetzung ab 340 °C<ref name="alfa"/>
Löslichkeit	exotherme Reaktion mit Wasser<ref name="alfa"/>
Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung<ref name="Sigma">Datenblatt Vorlage:Linktext-Check bei Sigma-AldrichVorlage:Abrufdatum (PDF).</ref> Gefahrensymbol Gefahrensymbol Gefahr H- und P-Sätze H: 272​‐​314 P: 220​‐​280​‐​305+351+338​‐​310<ref name="Sigma" />
Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen (0 °C, 1000 hPa).

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<ref name=wiberg>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.</ref>

<math>\mathrm{LiOH\ +\ H_2O_2 \longrightarrow\ LiOOH\ +\ H_2O}</math>

<math>\mathrm{2\ LiOOH\ \xrightarrow {\Delta T}\ Li_2O_2 \ +\ H_2O_2}</math>

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.<ref name="DOI10.1107/S0108768105003629">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.</ref> 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.<ref name=wiberg1>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.</ref>

Verwendung

Lithiumperoxid kann zur Herstellung hochreinen Lithiumoxids eingesetzt werden. Hierbei wird Lithiumperoxid bei 195 °C zersetzt, wobei sich Lithiumoxid und Sauerstoff bilden:<ref name=wiberg/>

<math>\mathrm{ 2\ Li_2O_2 \longrightarrow 2\ Li_2O + O_2 }</math>

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.<ref>N. N. Greenwood, A. Earnshaw: Chemistry of the Elements. 1997, 2. Auflage, Oxford:Butterworth-Heinemann, ISBN 0-7506-3365-4.</ref>

<math>\mathrm{ 2\ Li_2O_2 + 2\ CO_2 \longrightarrow 2\ Li_2CO_3 + O_2 }</math>

Lithiumperoxid findet Verwendung als Härter für spezielle Polymere.<ref>Patent DE2365449 1975 Thiokol Chemical Corp.</ref> Es wird weiterhin für die sich in der Entwicklung befindenden Lithiumperoxid-Akkumulatoren verwendet bzw. beim Entladebetrieb in der Batterie gebildet.

Einzelnachweise

<references/>

Vorlage:Klappleiste/Anfang Lithiumperoxid | Natriumperoxid | Kaliumperoxid | Rubidiumperoxid | Caesiumperoxid Vorlage:Klappleiste/Ende