Lithiumcarbid
| Strukturformel | |||||||
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| Allgemeines | |||||||
| Name | Lithiumcarbid | ||||||
| Andere Namen |
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| Summenformel | Li2C2 | ||||||
| CAS-Nummer | 1070-75-3 | ||||||
| Kurzbeschreibung |
durchscheinender, weißer bis grauer kristalliner Feststoff[1] | ||||||
| Eigenschaften | |||||||
| Molare Masse | 37,90 g·mol−1 | ||||||
| Aggregatzustand |
fest | ||||||
| Dichte |
1,3 g·cm−3[2] | ||||||
| Schmelzpunkt |
Zersetzung[2] | ||||||
| Löslichkeit |
unlöslich in organischen Lösungsmitteln[3] | ||||||
| Sicherheitshinweise | |||||||
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| 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]
- $ \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]
- $ \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 $ 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 Cäsiumperoxid (Cs2O2).[8]
Die Standardbildungsenthalpie beträgt -59,5 kJ/mol.[2]
Chemische Eigenschaften
Lithiumcarbid reagiert mit Wasser unter Bildung von Ethin.[2]
- $ \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
- ↑ 1,0 1,1 R. Abegg, F. Auerbach, I. Koppel: "Handbuch der anorganischen Chemie", Verlag S. Hirzel, 1908, 2. Band, 1. Teil, S. 146ff. Volltext
- ↑ 2,0 2,1 2,2 2,3 2,4 2,5 Jean D'Ans,Ellen Lax: Taschenbuch Fur Chemiker Und Physiker: Band 3. Springer, 2007, ISBN 978-3540600350 (Seite 532 in der Google Buchsuche).
- ↑ David R. Lide (Hrsg.): CRC Handbook of Chemistry and Physics. 90. Auflage. CRC Press, 2009, ISBN 978-1420090840.
- ↑ Diese Substanz wurde in Bezug auf ihre Gefährlichkeit entweder noch nicht eingestuft oder eine verlässliche und zitierfähige Quelle hierzu wurde noch nicht gefunden.
- ↑ Nils Wiberg, Egon Wiberg, Arnold Fr. Holleman: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. de Gruyter, 1995, ISBN 978-3110126419 (Seite 1150 in der Google Buchsuche).
- ↑ M. Zafar , A. Munshi: Handbook of solid state batteries & capacitors. 1995, ISBN 978-9810217945 (Seite 430 in der Google Buchsuche).
- ↑ 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.
- ↑ Kristallstruktur des Lithiumcarbids, Robert Juza and Volker Wehle, Naturwissenschaften Volume 52, Number 19, 537, doi: 10.1007/BF00645818