Lithiumcarbid

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Strukturformel
Strukturformel von Lithiumcarbid
Allgemeines
Name Lithiumcarbid
Andere Namen
  • Lithiumacetylid
  • Dilithiumacetylid
  • Lithiumethindiid
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

nahezu unlöslich in organischen Lösungsmitteln[3]

Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung [4]
keine Einstufung verfügbar
H- und P-Sätze H: siehe oben
P: siehe oben
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.
Vorlage:Infobox Chemikalie/Summenformelsuche vorhanden

Lithiumcarbid ist eine chemische Verbindung aus der Gruppe der Carbide.

Gewinnung und Darstellung[Bearbeiten]

Lithiumcarbid kann durch Reaktion von Lithium mit Kohlenstoff gewonnen werden.[5]

\mathrm{2 \ Li + 2 \ C \longrightarrow Li_2C_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_2CO_3 + 4 \ C \longrightarrow Li_2C_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[Bearbeiten]

Physikalische Eigenschaften[Bearbeiten]

Lithiumcarbid ist ein kristalliner Feststoff, der ein orthorhombisches Kristallsystem mit der Raumgruppe ImmmVorlage:Raumgruppe/Unbekannter Anzeige-Typ 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 Caesiumperoxid (Cs2O2).[8]

Die Standardbildungsenthalpie beträgt −59,5 kJ/mol.[2]

Chemische Eigenschaften[Bearbeiten]

Lithiumcarbid reagiert mit Wasser unter Bildung von Ethin.[2]

\mathrm{Li_2C_2 + 2\ H_2O \ \longrightarrow \ 2\ LiOH + C_2H_2 \uparrow}

In geschmolzenem Kaliumhydroxid zersetzt sich Lithiumcarbid ebenfalls, wobei es von konzentrierten Säuren nur langsam angegriffen wird.[2]

Einzelnachweise[Bearbeiten]

  1. a b R. Abegg, F. Auerbach, I. Koppel: "Handbuch der anorganischen Chemie", Verlag S. Hirzel, 1908, 2. Band, 1. Teil, S. 146ff. Volltext
  2. a b c d e f  Jean D'Ans,Ellen Lax: Taschenbuch Fur Chemiker Und Physiker: Band 3. Springer, 2007, ISBN 978-3540600350 (Seite 532 in der Google-Buchsuche).
  3.  David R. Lide (Hrsg.): CRC Handbook of Chemistry and Physics. 90. Auflage. CRC Press, 2009, ISBN 978-1420090840.
  4. Diese Substanz wurde in Bezug auf ihre Gefährlichkeit entweder noch nicht eingestuft oder eine verlässliche und zitierfähige Quelle hierzu wurde noch nicht gefunden.
  5. A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 101. Auflage. de Gruyter, Berlin 1995, ISBN 3-11-012641-9, S. 1150 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).
  6.  M. Zafar , A. Munshi: Handbook of solid state batteries & capacitors. 1995, ISBN 978-9810217945 (Seite 430 in der Google-Buchsuche).
  7. 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.
  8. Robert Juza, Volker Wehle: Kristallstruktur des Lithiumcarbids. In: Die Naturwissenschaften. 52, 1965, S. 537–537, doi:10.1007/BF00645818.