Lithiumnitrid

Vorlage:Infobox Chemikalie

Lithiumnitrid, Li₃N, ist eine chemische Verbindung, die aus Lithium und Stickstoff aufgebaut ist. Neben Li₃N sind (bei zum Teil hohen Drücken) mit LiN₂, LiN und LiN₅ weitere Lithiumnitride bekannt.<ref name="DOI10.1021/acs.inorgchem.8b01325">Dominique Laniel, Gunnar Weck, Paul Loubeyre: Direct Reaction of Nitrogen and Lithium up to 75 GPa: Synthesis of the Li3N, LiN, LiN2, and LiN5 Compounds. In: Inorganic Chemistry. 57, 2018, S. 10685, Vorlage:DOI.</ref>

Synthese

Lithiumnitrid wird durch Reaktion von Lithium mit Stickstoff hergestellt. Die Reaktion läuft schon bei Raumtemperatur ab, jedoch sehr langsam, so dass zur Synthese von Lithiumnitrid meist höhere Temperaturen verwendet werden:<ref name="wiberg">Vorlage:Holleman-Wiberg</ref>

<math>\mathrm{6\ Li \ + N_2 \ \xrightarrow{100^{\circ}C}\ 2 \ Li_3N }</math>

Struktur

Im Lithiumnitrid bilden die Lithiumatome graphitähnliche hexagonale Ringe, in deren Zentrum sich ein Stickstoffatom befindet. Weitere Lithiumatome befinden sich oberhalb und unterhalb des Stickstoffkerns, so dass jeder Stickstoff in einer hexagonal-bipyramidalen Geometrie von acht Lithiumkernen umgeben ist.<ref name="wiberg" /><ref name="Kristall">Vorlage:Webarchiv.</ref>

Kristallstruktur von Lithiumnitrid

Eigenschaften

Physikalische Eigenschaften

Lithiumnitrid ist ein feines, rot-braunes Pulver mit einer Dichte von 1,38 g·cm⁻³ bei Standardbedingungen. Es schmilzt bei 813 °C und ist unter Ausschluss von Feuchtigkeit und Luft stabil.<ref name=":0" /><ref>Vorlage:Literatur</ref><ref>Vorlage:Literatur</ref> Lithiumnitrid ist ein guter Ionenleiter.<ref name=":0">Vorlage:Literatur</ref>

Die Bildungsenthalpie von Lithiumnitrid beträgt −207 kJ/mol.<ref name="Guntz">M. Guntz: Sur l'azoture de lithium. In: Compt. Rend. Hebd. Band 123, 1896, S. 995–997 (Vorlage:Gallica).</ref>

Chemische Eigenschaften

Lithiumnitrid ist eine Superbase, da das N³⁻-Ion stark basisch reagiert. Mit Wasser hydrolysiert Lithiumnitrid zu Lithiumhydroxid und Ammoniak.<ref name="wiberg" />

Beim Erhitzen im Wasserstoffstrom bildet sich Lithiumhydrid.<ref name="Abegg">R. Abegg, F. Auerbach, I. Koppel: Handbuch der anorganischen Chemie. 2. Band, 1. Teil, Verlag S. Hirzel, 1908, S. 134 (Volltext).</ref> Als Zwischenstufen entstehen Lithiumamid (LiNH₂) und Lithiumimid (Li₂NH).<ref name="Hofmann">K. A. Hofmann: Lehrbuch der anorganischen Chemie. 2. Auflage, Verlag F. Vieweg & Sohn, 1919, S. 441 (Volltext).</ref>

Beim Erhitzen von Lithiumnitrid mit Metallchloriden bilden sich Lithiumchlorid und das betreffende Metallnitrid.<ref name="Abegg" />

Verwendung

In der Metallurgie wird Lithiumnitrid zum Einbringen von Stickstoff in Legierungen verwendet.<ref name="perry">D. L. Perry, S. L. Phillips: Handbook of Inorganic Compounds: An Electronic Database. CRC Press, 1995, ISBN 978-0-8493-8671-8, S. 228.</ref>

Lithiumnitrid wurde auch für die Wasserstoffspeicherung, zum Beispiel für Brennstoffzellen untersucht, da es durch Reaktion bis zu 9,3 Gew.-% Wasserstoff aufnehmen kann. Dabei entsteht neben Lithiumhydrid zuerst Lithiumimid, bevor sich schließlich Lithiumamid bildet. Dabei ist die Reaktion zwischen Lithiumimid Li₂NH und -amid LiNH₂ reversibel, was einem Massenanteil von etwa 7 % entspricht. Für eine Anwendung sind allerdings die notwendigen Temperaturen von 255 °C noch zu hoch.<ref>Vorlage:Internetquelle</ref><ref>Vorlage:Internetquelle</ref><ref>Vorlage:Literatur</ref>

<math>\mathrm{Li_3N \ + \ 2\ H_2 \ \longrightarrow\ Li_2NH \ + \ LiH \ + \ H_2\ \rightleftharpoons\ \ LiNH_2 + \ 2\ LiH}</math>

Einzelnachweise