| Kristallstruktur | ||||||||||||||||
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| __ Li+ __ I− | ||||||||||||||||
| Kristallsystem |
kubisch | |||||||||||||||
| Raumgruppe |
$ Fm{\bar {3}}m $ | |||||||||||||||
| Koordinationszahlen |
Li[6], I[6] | |||||||||||||||
| Allgemeines | ||||||||||||||||
| Name | Lithiumiodid | |||||||||||||||
| Andere Namen |
Lithiumjodid | |||||||||||||||
| Verhältnisformel | LiI | |||||||||||||||
| CAS-Nummer |
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| Kurzbeschreibung |
beigefarbener, geruchsloser Feststoff[1] | |||||||||||||||
| Eigenschaften | ||||||||||||||||
| Molare Masse | 133,85 g·mol−1 | |||||||||||||||
| Aggregatzustand |
fest | |||||||||||||||
| Dichte |
3,49 g·cm−3[1] | |||||||||||||||
| Schmelzpunkt | ||||||||||||||||
| Siedepunkt |
1180 °C[1] | |||||||||||||||
| Löslichkeit | ||||||||||||||||
| Sicherheitshinweise | ||||||||||||||||
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| Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen. | ||||||||||||||||
Lithiumiodid, LiI, ist das Lithiumsalz der Iodwasserstoffsäure. Neben dem wasserfreien Lithiumiodid existieren noch verschiedene Hydrate, bekannt sind LiI·nH2O mit n= 0,5, 1, 2 und 3.[4]
Gewinnung und Darstellung
Die Herstellung von Lithiumiodid erfolgt durch Umsetzung wässriger Lithiumhydroxid- oder Lithiumcarbonatlösungen mit Iodwasserstoff und anschließender Aufkonzentrierung und Trocknung.[4]
- $ \mathrm {LiOH+\ HI\longrightarrow \ LiI+\ H_{2}O} $
- $ \mathrm {Li_{2}CO_{3}+2\ HI\longrightarrow 2\ LiI+\ H_{2}O+\ CO_{2}} $
Das wasserfreie Lithiumiodid kann auch durch Reaktion von Lithiumhydrid mit Iod in wasserfreiem Diethylether hergestellt werden.[5]
- $ \mathrm {LiH+I_{2}\longrightarrow \ LiI+\ HI} $
Eigenschaften
Lithiumiodid bildet farblose, stark hygroskopische Kristalle mit einem Schmelzpunkt von 446 °C, einem Siedepunkt von 1180 °C und einer Dichte von 3,49 g·cm−3. Die molare Masse des wasserfreien Lithiumiodids beträgt 133,85 g/mol. Durch die Oxidation von Iodid zu Iod durch Luftsauerstoff färben sich die Kristalle schnell gelblich bis bräunlich.[4]
Das Trihydrat weist einen Schmelzpunkt von 72 °C auf. Beim Erhitzen verliert es bei 80 °C zwei Moleküle Kristallwasser und bei 300 °C ein Molekül Kristallwasser.[6] Lithiumiodid ist gut in Wasser (1650 g/l Wasser bei 20 °C) und Ethanol löslich.
Die Standardbildungsenthalpie des kristallinen Lithiumiodids beträgt ΔfH0298 = -270,08 kJ/mol.[7]
Verwendung
Das wasserfreie Lithiumiodid wird für organische Synthesen verwendet[4], in Batterien dient es als Elektrolyt.[8] Dotierte Kristalle dienen als Szintillationsdetektor für langsame Neutronen.[9]
Einzelnachweise
- ↑ 1,0 1,1 1,2 1,3 1,4 1,5 1,6 1,7 Eintrag zu Lithiumiodid in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 04.08.2008 (JavaScript erforderlich)
- ↑ G. Milne: Gardner's Commercially Important Chemicals: Synonyms, Trade Names, and Properties. S. 370, Wiley-IEEE, 2005, ISBN 9780471736615.
- ↑ 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.
- ↑ 4,0 4,1 4,2 4,3 A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg, Lehrbuch der Anorganischen Chemie 1995, 101. Auflage, de Gruyter. ISBN 3-11-012641-9, S. 1151–1152.
- ↑ M. D.Taylor, L. R. Grant: New Preparations of Anhydrous Iodides of Groups I and II Metals, in: J. Am. Chem. Soc. 1955, 77, 1507–1508
- ↑ G. F. Hüttig, F. Pohle: Studien zur Chemie des Lithiums. II. Über die Hydrate des Lithiumjodids, in: Z. anorg. allg. Chem. 1924, 138, 1–12.
- ↑ Dissertation: "Untersuchung organischer Festkörperreaktionen am Beispiel von Substitutions- und Polykondensationsreaktionen", Oliver Herzberg, Universität Hamburg 2000. Volltext
- ↑ L. F. Trueb, P. Rüetschi: Batterien und Akkumulatoren - Mobile Energiequellen für heute und morgen., Springer, Berlin 1998 ISBN 3-540-62997-1.
- ↑ K. P. Nicholson: Some lithium iodide phosphors for slow neutron detection, in: J. Appl. Phys. 1955 , 6, 104–106.
