Lithiumcarbonat

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Strukturformel
2 Struktur des Li+-Ions Struktur des Carbonations
Allgemeines
Name Lithiumcarbonat
Summenformel Li2CO3
Kurzbeschreibung

weißer Feststoff[1]

Externe Identifikatoren/Datenbanken
CAS-Nummer 554-13-2
Wikidata Q410174
Arzneistoffangaben
ATC-Code

N05AN01

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

fest

Dichte

2,11 g·cm−3[2]

Schmelzpunkt

720 °C[2]

Siedepunkt

1310 °C (Zersetzung)[1]

Löslichkeit
  • wenig löslich in Wasser: 8,4 g·l−1 (20 °C) in Wasser[2]
  • unlöslich in Ethanol[3], Aceton[4]
Sicherheitshinweise
Bitte die eingeschränkte Gültigkeit der Gefahrstoffkennzeichnung bei Arzneimitteln beachten
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung [1]
07 – Achtung

Achtung

H- und P-Sätze H: 302​‐​319
P: 305+351+338 [1]
Toxikologische Daten

525 mg·kg−1 (LD50Ratteoral)[2]

Thermodynamische Eigenschaften
ΔHf0

−1215,9 kJ/mol[5]

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

Lithiumcarbonat (fachsprachlich) oder Lithiumkarbonat (Li2CO3) ist das Lithiumsalz der Kohlensäure. Lithiumcarbonat ist die wichtigste Lithiumverbindung. Schon im Jahr 1985 betrug der Weltabsatz von Lithiumcarbonat ca. 28.000 Tonnen/Jahr.

Gewinnung und Darstellung[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Lithiumcarbonat wird aus lithiumhaltigen Erzen (Pegmatite) und Solen hergestellt. Wichtigstes Erz ist Spodumen.[6]

Im Jahr 1923 begann in der Hans-Heinrich-Hütte der Metallgesellschaft in Langelsheim (Harz) die Produktion des ersten technischen Lithiumcarbonats.

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.[7] Bei stark verunreinigtem Ausgangsmaterial wird nochmals mit Schwefelsäure aufgelöst und mit Natriumcarbonat gefällt. Vor dem Verpacken wird das Lithiumcarbonat in einem Vakuumtrockner getrocknet.

Durch Reaktion mit Kohlendioxid wandelt sich das wasserunlösliche Lithiumcarbonat in das metastabile Lithiumhydrogencarbonat (Lithiumbicarbonat) um. Nach Ausfällung der Aluminium- und Eisensilikate wird das Lithiumhydrogencarbonat aufgefangen und durch Erhitzen auf 95 °C wieder in reines Lithiumcarbonat umgewandelt.[8]

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[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Löslichkeitsdiagramm von Lithiumcarbonat in Wasser[9]

Lithiumcarbonat kristallisiert im monoklinen Kristallsystem in der Raumgruppe C2/c (Raumgruppen-Nr. 15)Vorlage:Raumgruppe/15 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:

Anders als die Carbonate von Natrium und Kalium gibt trockenes Lithiumcarbonat beim Erhitzen Kohlendioxid ab[9]

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.[9]

Die Standardbildungsenthalpie des kristallinen Lithiumcarbonats beträgt ΔfH0298 = −1215,87 kJ/mol.[10]

Verwendung[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

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.[7] Lithiumhaltige Gläser werden auf Grund ihres geringen Ausdehnungskoeffizienten zur Herstellung feuerfester Gläser verwendet.[7] Es ist außerdem Bestandteil von Schnellzementen und Estrichen[11] und dient dort dem schnelleren Abbinden des Zements. In Schmelzkarbonatbrennstoffzellen ist es Bestandteil des Elektrolyts.[12] In der Industrie wird es auch als Flussmittel zur Herstellung von Glas, Keramik und Email eingesetzt.[7]

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.

Lithiumcarbonat

Sonstiges[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

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[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

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

Einzelnachweise[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

  1. a b c d Eintrag zu Lithiumcarbonat in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 1. Februar 2016 (JavaScript erforderlich).
  2. a b c d Datenblatt Lithiumcarbonat (PDF) bei Carl Roth, abgerufen am 14. Dezember 2010.
  3. Eintrag zu Lithiumcarbonat. In: Römpp Online. Georg Thieme Verlag, abgerufen am 30. Mai 2014.
  4. a b c 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 978-3-540-60035-0, S. 532 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).
  5. David R. Lide (Hrsg.): CRC Handbook of Chemistry and Physics. 90. Auflage. (Internet-Version: 2010), CRC Press/Taylor and Francis, Boca Raton, FL, Standard Thermodynamic Properties of Chemical Substances, S. 5-20.
  6. Martin Bertau, Armin Müller, Peter Fröhlich, Michael Katzberg et al.: Industrielle Anorganische Chemie. John Wiley & Sons, 2013, ISBN 978-3-527-64958-7 (Google Books).
  7. a b c d A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 101. Auflage. de Gruyter, Berlin 1995, ISBN 3-11-012641-9, S. 1153 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).
  8. Donald E. Garrett: Handbook of Lithium and Natural Calcium Chloride. Academic Press, 2004, ISBN 978-0-08-047290-4 (Google Books).
  9. a b c R. Abegg, F. Auerbach, I. Koppel: Handbuch der anorganischen Chemie. Verlag S. Hirzel, 1908, 2. Band, 1. Teil, S. 146ff. Volltext
  10. Oliver Herzberg: Untersuchung organischer Festkörperreaktionen am Beispiel von Substitutions- und Polykondensationsreaktionen. Hamburg 2000, DNB 960245774, urn:nbn:de:gbv:18-2380 (Dissertation, Universität Hamburg).
  11. @1@2Vorlage:Toter Link/www.ihd-dresden.de Seite nicht mehr abrufbar; Suche in Webarchiven: Tätigkeitsbericht 2005 Institut für Holztechnologie Dresden
  12. J. Deberitz, G. Boche: Lithium und seine Verbindungen – Industrielle, medizinische und wissenschaftliche Bedeutung, in: Chemie in unserer Zeit 2003, 37, 258–266, doi:10.1002/ciuz.200300264.