Оксид лития
 | |
 | |
 | |
 | |
| Имена | |
|---|---|
| Название ИЮПАК Оксид лития | |
| Другие имена Литий Кикерит Оксид дилития оксид дилития | |
| Идентификаторы | |
3D model ( JSmol ) | |
| ХимическийПаук | |
| Информационная карта ECHA | 100.031.823 |
ПабХим CID | |
| номер РТЭКС |
|
| НЕКОТОРЫЙ | |
Панель управления CompTox ( EPA ) | |
| Характеристики | |
| Что 22О | |
| Молярная масса | 29.88 g/mol |
| Появление | белое твердое вещество |
| Плотность | 2,013 г/см 3 |
| Температура плавления | 1438 ° C (2620 ° F; 1711 К) |
| Точка кипения | 2600 ° C (4710 ° F; 2870 К) |
| Реагирует с образованием LiOH | |
| войти P | 9.23 |
Показатель преломления ( n D ) | 1.644 [1] |
| Структура | |
| Антифлюорит (кубический), cF12 | |
| Фм 3 м, №225 | |
| Тетраэдрический (Ли + ); кубический (О 2− ) | |
| Термохимия | |
Теплоемкость ( С ) | 1,8105 Дж/г К или 54,1 Дж/моль К |
Стандартный моляр энтропия ( S ⦵ 298 ) | 37,89 Дж/моль К |
Стандартная энтальпия образование (Δ f H ⦵ 298 ) | -20,01 кДж/г или -595,8 кДж/моль |
Свободная энергия Гиббса (Δ f G ⦵ ) | -562,1 кДж/моль |
| Опасности | |
| Безопасность и гигиена труда (OHS/OSH): | |
Основные опасности | Коррозионный, бурно реагирует с водой |
| NFPA 704 (огненный алмаз) | |
| точка возгорания | Невоспламеняющийся |
| Родственные соединения | |
Другие анионы | Сульфид лития Селенид лития Теллурид лития Полонид лития |
Другие катионы | Оксид натрия Оксид калия Оксид рубидия оксид цезия |
| Пероксид лития Супероксид лития | |
Родственные соединения | гидроксид лития |
Если не указано иное, данные приведены для материалов в стандартном состоянии (при 25 °C [77 °F], 100 кПа). | |
Оксид лития ( Li
2 O ) или литий — неорганическое химическое соединение . Это белое твердое вещество. Хотя это и не имеет особого значения, многие материалы оцениваются на основе содержания в них Li 2 O. Например, содержание Li 2 O в основном литиевом минерале сподумене (LiAlSi 2 O 6 ) составляет 8,03%. [2]
Производство
[ редактировать ]
Оксид лития образуется вместе с небольшим количеством пероксида лития при сгорании металлического лития на воздухе и соединяется с кислородом при температуре выше 100 °C: [3]
- 4Li + О
2 → 2 Ли
2О .
Чистый Ли
2 O можно получить термическим разложением пероксида лития , Li
22О
2 , при 450 °С [3] [2]
- 2 Ли
22О
2 → 2 Ли
2 О + О
2
Структура
[ редактировать ]Твердый оксид лития имеет антифлюоритную структуру с четырехкоординационными центрами Li+ и восьмикоординированными оксидами. [4]
Основное состояние газовой фазы Li
Молекула 2 O является линейной, а длина связи соответствует сильной ионной связи. [5] [6] Теория VSEPR предсказывает изогнутую форму, подобную H.
2О .
Использование
[ редактировать ]Оксид лития используется в качестве флюса в керамических глазурях; и создает синий цвет с медью и розовый с кобальтом . Оксид лития реагирует с водой и водяным паром , образуя гидроксид лития и должен быть выделен из них.
Его использование также исследуется для оценки неразрушающей эмиссионной спектроскопии и мониторинга деградации в термобарьерных покрытий системах . Его можно добавлять в качестве совместной легирующей добавки с иттрием в верхнее покрытие циркониевой керамики без значительного снижения ожидаемого срока службы покрытия. При сильном нагревании оксид лития излучает хорошо заметный спектральный рисунок, интенсивность которого увеличивается по мере разрушения покрытия. Внедрение позволит осуществлять мониторинг таких систем на месте, предоставляя эффективные средства прогнозирования срока службы до отказа или необходимого обслуживания.
Металлический литий можно получить из оксида лития электролизом с выделением кислорода в качестве побочного продукта.
Реакции
[ редактировать ]Оксид лития поглощает углекислый газ, образуя карбонат лития :
- Что
2О + СО
2 → Это
2 СО
3
Оксид медленно реагирует с водой, образуя гидроксид лития :
- Что
2 О + Н
2O → 2LiOH
См. также
[ редактировать ]Ссылки
[ редактировать ]- ^ Прадьот Патнаик. Справочник неорганических химикатов . МакГроу-Хилл, 2002 г., ISBN 0-07-049439-8
- ^ Перейти обратно: а б Вительманн, Ульрих и Бауэр, Ричард Дж. (2005) «Литий и соединения лития» в Энциклопедии промышленной химии Ульмана , Wiley-VCH: Weinheim. два : 10.1002/14356007.a15_393 .
- ^ Перейти обратно: а б Гринвуд, Норман Н .; Эрншоу, Алан (1984). Химия элементов . Оксфорд: Пергамон Пресс . стр. 97–99. ISBN 978-0-08-022057-4 .
- ^ Зинтл, Эдуард ; Хардер, А.; Даут, Б. (1934). «Решеточная структура оксидов, сульфидов, селенидов и теллуридов лития, натрия и калия». Журнал электрохимии и прикладной физической химии (на немецком языке). 40 (8): 588–593. дои : 10.1002/bbpc.19340400811 . S2CID 94213844 .
- ^ Уэллс А.Ф. (1984) Структурная неорганическая химия, 5-е издание Oxford Science Publications ISBN 0-19-855370-6
- ^ Спектроскопическое определение длины связи молекулы LiOLi: сильная ионная связь, Д. Беллерт, WH Брекенридж, J. Chem. Физ. 114, 2871 (2001); дои : 10.1063/1.1349424