Lithiumcarbonat


Lithiumcarbonat

Strukturformel
2 Struktur des Li+-Ions Struktur des Carbonations
Allgemeines
Name Lithiumcarbonat
Summenformel Li2CO3
CAS-Nummer 554-13-2
Kurzbeschreibung

weißer Feststoff[1]

Eigenschaften
Molare Masse 73,89 g·mol−1
Aggregatzustand

fest

Dichte

2,11 g·cm−3[2]

Schmelzpunkt

720 °C[2]

Siedepunkt

ca 1310 °C[1]

Löslichkeit
  • wenig löslich in Wasser: 13 g·l−1 (20 °C) in Wasser[2]
  • unlöslich in Ethanol[3], Aceton[4]
Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung [1]
07 – Achtung

Achtung

H- und P-Sätze H: 302-319
P: 262-​305+351+338 [1]
EU-Gefahrstoffkennzeichnung [5][1]
Gesundheitsschädlich
Gesundheits-
schädlich
(Xn)
R- und S-Sätze R: 22-36
S: 24
LD50

525 mg·kg−1[2]

Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.
Vorlage:Infobox Chemikalie/Summenformelsuche nicht möglich

Lithiumcarbonat (fachsprachlich) oder Lithiumkarbonat (Li2CO3) ist das Lithiumsalz der Kohlensäure.

Gewinnung und Darstellung

Lithiumcarbonat wird aus lithiumhaltigen Erzen und Solen hergestellt.

Im Jahr 1923 begann in der Hans-Heinrich-Hütte der Metallgesellschaft in Langelsheim (Harz) die Produktion des ersten technischen Lithiumcarbonats. Lithiumcarbonat ist die wichtigste Lithiumverbindung. Schon im Jahr 1985 betrug der Weltabsatz von Lithiumcarbonat ca. 28.000 Tonnen/Jahr.

Das lithiumhaltige Erz wird zerkleinert, zur Entfernung organischer Verunreinigungen geröstet und mit Schwefelsäure aufgeschlossen. Durch Zugabe von Natriumcarbonat (Soda) werden zuerst die Verunreinigungen ausgefällt und abfiltriert. Weiteres Alkalisieren mit Natriumcarbonat führt zur Ausfällung von Lithiumcarbonat, das abfiltriert oder abzentrifugiert wird.[6] Bei stark verunreinigtem Ausgangsmaterial wird nochmals mit Schwefelsäure aufgelöst und mit Natriumcarbonat gefällt. Vor dem Verpacken wird das Lithiumcarbonat in einem Vakuumtrockner getrocknet.

Kostengünstiger ist das Verarbeiten von lithiumhaltigen Solen. Vor der Fällung mit Soda werden sie aufkonzentriert. Im Gewinnungsgebiet Salar de Atacama in Chile geschieht dies teilweise durch Verdunsten des Wassers in Solarteichen. Der anschließende Fertigungsweg geschieht so wie oben beschrieben.

Eigenschaften

Löslichkeitsdiagramm von Lithiumcarbonat in Wasser[7]

Lithiumcarbonat kristallisiert im monoklinen Kristallsystem in der Raumgruppe C2/c mit den Gitterparametern a = 835,9 pm, b = 497,67 pm, c = 619,4 pm und β = 114,72°. In der Elementarzelle befinden sich vier Formeleinheiten.[4] Bei 350 °C und 410 °C finden Phasenübergänge statt.[4] Im Gegensatz zu den Carbonaten der übrigen Alkalimetalle ist Lithiumcarbonat in Wasser weniger gut löslich. Mit zunehmender Temperatur nimmt die Löslichkeit ab. Daher bietet sich als Herstellungsmethode die Umsetzung von wässrigen Lithiumsalzlösungen mit Natriumcarbonat an:

$ \mathrm{2 \ Li^+ + Na_2CO_3 \longrightarrow Li_2CO_3 + 2 \ Na^+} $

Anders als die Carbonate von Natrium und Kalium gibt trockenes Lithiumcarbonat beim Erhitzen Kohlendioxid ab[7]

$ \mathrm{Li_2CO_3 \longrightarrow Li_2O + CO_2} $

Erhitzt man Lithiumcarbonat im elektrischen Ofen mit einem Überschuss von Kohlenstoff, so entsteht Lithiumcarbid. Auch hier gleicht das Lithium eher dem Calcium als den anderen Alkalimetallen, die unter diesen Umständen zum Metall reduziert werden.[7]

$ \mathrm{ Li_2CO_3 + 4 \ C \longrightarrow Li_2C_2 + 3 \ CO} $

Die Standardbildungsenthalpie des kristallinen Lithiumcarbonats beträgt ΔfH0298 = -1215,87 kJ/mol.[8]

Verwendung

Die Hälfte des Absatzes wird für die Aluminiumherstellung (Schmelzflusselektrolyse) benötigt. Weitere Anwendungsgebiete sind die Glas-, Keramik-, Emailindustrie. Lithiumcarbonat sorgt für eine geringere Schmelztemperatur - wodurch Energiekosten gesenkt werden - und verleiht der heißen Glasmasse eine geringere Viskosität (wodurch z. B. die Herstellung von sehr dünnwandigem Glas erleichtert wird).

Lithiumcarbonat kann als Ausgangsstoff zur Herstellung weiterer Lithiumverbindungen wie beispielsweise Lithiumchlorid, Lithiumformiat, Lithiumhydroxid oder Lithiumniobat verwendet werden. Des Weiteren wird es zur Schmelzpunkterniedrigung in der schmelzflusselektrolytischen Gewinnung von Aluminium genutzt.[6] Lithiumhaltige Gläser werden auf Grund ihres geringen Ausdehnungskoeffizienten zur Herstellung feuerfester Gläser verwendet.[6] Es ist außerdem Bestandteil von Schnellzementen und Estrichen[9] und dient dort dem schnelleren Abbinden des Zements. In Schmelzcarbonatbrennstoffzellen ist es Bestandteil des Elektrolyts.[10] In der Industrie wird es auch als Flussmittel zur Herstellung von Glas, Keramik und Email eingesetzt.[6]

In der Lithiumtherapie wird Lithiumcarbonat zur Behandlung depressiver Erkrankungen, Manien oder bipolarer Störungen eingesetzt. Handelsnamen sind beispielsweise in Deutschland Hypnorex und Quilonum, in Österreich Neurolepsin und Quilonorm, in der Schweiz Quilonorm. Die Dosierung muss jedoch vorsichtig eingestellt werden, da Lithiumverbindungen bei höherer Konzentration zu Herzirritationen oder ab fünf Gramm tödlich wirken können.

In der chemischen Analytik kann die Anwesenheit von Lithiumionen in einer wässrigen Lösung durch Zugabe eines Alkalimetallcarbonats, beispielsweise Natrium- oder Kaliumcarbonat, geschehen, wobei schlecht wasserlösliches Lithiumcarbonat aus der Lösung als weißer Niederschlag ausfällt.[11]

Lithiumcarbonat

Sonstiges

Lithiumcarbonat ist Namensgeber des Songs Lithium der Grunge-Band Nirvana. Das Lied spielt auf die Verwendung des Stoffes zur Behandlung depressiver Erkrankungen an. Auch die Band Evanescence veröffentlichte 2006 einen Song namens Lithium, ebenso wie 2004 der Produzent Venetian Snares mit dem Song Li2CO3.

Literatur

  • Richard Bauer: Lithium – wie es nicht im Lehrbuch steht, Chemie in unserer Zeit, Oktober 1985, S. 167, VCH Verlagsgesellschaft mbH Weinheim

Einzelnachweise

  1. 1,0 1,1 1,2 1,3 1,4 Eintrag zu Lithiumcarbonat in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 8. November 2007 (JavaScript erforderlich)
  2. 2,0 2,1 2,2 2,3 Datenblatt Lithiumcarbonat bei Carl Roth, abgerufen am 14. Dezember 2010.
  3.  Thieme Chemistry (Hrsg.): RÖMPP Online - Version 3.5. Georg Thieme Verlag KG, Stuttgart 2009.
  4. 4,0 4,1 4,2 Jean D'Ans, Ellen Lax: Taschenbuch für Chemiker und Physiker. 3. Elemente, anorganische Verbindungen und Materialien, Minerale, Band 3. 4. Auflage, Gabler Wissenschaftsverlage, 1997, ISBN 978-3-5406-0035-0, S. 532 (eingeschränkte Vorschau in der Google Buchsuche).
  5. Seit 1. Dezember 2012 ist für Stoffe ausschließlich die GHS-Gefahrstoffkennzeichnung zulässig. Bis zum 1. Juni 2015 dürfen noch die R-Sätze dieses Stoffes für die Einstufung von Zubereitungen herangezogen werden, anschließend ist die EU-Gefahrstoffkennzeichnung von rein historischem Interesse.
  6. 6,0 6,1 6,2 6,3 A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg, Lehrbuch der Anorganischen Chemie 1995, 101. Auflage, de Gruyter. ISBN 3-11-012641-9, S. 1153.
  7. 7,0 7,1 7,2 R. Abegg, F. Auerbach, I. Koppel: "Handbuch der anorganischen Chemie", Verlag S. Hirzel, 1908, 2. Band, 1. Teil, S. 146ff. Volltext
  8. Dissertation: "Untersuchung organischer Festkörperreaktionen am Beispiel von Substitutions- und Polykondensationsreaktionen", Oliver Herzberg, Universität Hamburg 2000. Volltext
  9. Institut für Holztechnologie Dresden
  10. J. Deberitz, G. Boche: Lithium und seine Verbindungen – Industrielle, medizinische und wissenschaftliche Bedeutung, in: Chemie in unserer Zeit 2003, 37, 258–266.
  11. Jander, Blasius, Strähle: Einführung in das anorganisch-chemische Praktikum. 14. Auflage. Hirzel, Stuttgart 1995, ISBN 978-3-77-760672-9, S. 387.