Lithiumcarbid
| Strukturformel | |||||||||||||||||||
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| Allgemeines | |||||||||||||||||||
| Name | Lithiumcarbid | ||||||||||||||||||
| Andere Namen |
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| Summenformel | Li2C2 | ||||||||||||||||||
| Kurzbeschreibung |
durchscheinender, weißer bis grauer kristalliner Feststoff[1] | ||||||||||||||||||
| Externe Identifikatoren/Datenbanken | |||||||||||||||||||
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| 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 | |||||||||||||||||||
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| Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen (0 °C, 1000 hPa). | |||||||||||||||||||
Lithiumcarbid ist eine chemische Verbindung aus der Gruppe der Carbide.
Gewinnung und Darstellung
Lithiumcarbid kann durch Reaktion von Lithium mit Kohlenstoff gewonnen werden.[5]
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]
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
Physikalische Eigenschaften
Lithiumcarbid ist ein kristalliner Feststoff, der ein orthorhombisches Kristallsystem mit der Raumgruppe Immm (Raumgruppen-Nr. 71) 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
Lithiumcarbid reagiert mit Wasser unter Bildung von Ethin.[2]
In geschmolzenem Kaliumhydroxid zersetzt sich Lithiumcarbid ebenfalls, wobei es von konzentrierten Säuren nur langsam angegriffen wird.[2]
Einzelnachweise
- ↑ a b R. Abegg, F. Auerbach, I. Koppel: "Handbuch der anorganischen Chemie", Verlag S. Hirzel, 1908, 2. Band, 1. Teil, S. 146ff. Volltext
- ↑ a b c d e f Jean D’Ans, Ellen Lax: Taschenbuch für Chemiker und Physiker: Band 3. Springer, 2007, ISBN 978-3-540-60035-0 (Seite 532 in der Google-Buchsuche).
- ↑ David R. Lide (Hrsg.): CRC Handbook of Chemistry and Physics. 90. Auflage. CRC Press, 2009, ISBN 978-1-4200-9084-0.
- ↑ Dieser Stoff wurde in Bezug auf seine Gefährlichkeit entweder noch nicht eingestuft oder eine verlässliche und zitierfähige Quelle hierzu wurde noch nicht gefunden.
- ↑ A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 101. Auflage. Walter de Gruyter, Berlin 1995, ISBN 3-11-012641-9, S. 1150.
- ↑ M. Zafar, A. Munshi: Handbook of solid state batteries & capacitors. 1995, ISBN 978-981-02-1794-5 (Seite 430 in der Google-Buchsuche).
- ↑ Georg Wittig, Günther Harborth: Über das Verhalten nichtaromatischer Halogenide und Äther gegenüber Phenyl-lithium. In: Berichte der deutschen chemischen Gesellschaft. 77. Jahrgang, Nr. 5, Juli 1944, S. 306–314, doi:10.1002/cber.19440770505.
- ↑ Robert Juza, Volker Wehle: Kristallstruktur des Lithiumcarbids. In: Die Naturwissenschaften. 52, 1965, S. 537–537, doi:10.1007/BF00645818.