Οξείδιο του λιθίου

Από τη Βικιπαίδεια, την ελεύθερη εγκυκλοπαίδεια
Μετάβαση σε: πλοήγηση, αναζήτηση
Οξείδιο του λιθίου
Lithium-oxide-unit-cell-3D-balls-B.png
Γενικά
Όνομα IUPAC Οξείδιο του λιθίου
Άλλες ονομασίες Λιθία
Κικενίτης
Χημικά αναγνωριστικά
Χημικός τύπος Li2Ο
Μοριακή μάζα 29,88 amu
Αριθμός CAS 12057-24-8
SMILES [Li+].[Li+].[O-2]
InChI 1S/2Li.O/q2*+1;-2
Αριθμός RTECS OJ6360000
PubChem CID 166630
ChemSpider ID 145811
Δομή
Κρυσταλλική δομή
στερεού
Κυβική
Είδος δεσμού Ετεροπολικός
Φυσικές ιδιότητες
Σημείο τήξης 1.438°C
Σημείο βρασμού 2.600°C
Πυκνότητα 2.013 kg/m³
Διαλυτότητα
στο νερό
Υδρολύεται βίαια
Δείκτης διάθλασης ,
nD
1,644[1]
Εμφάνιση Λευκό στερεό
Χημικές ιδιότητες
Επικινδυνότητα
Κίνδυνοι κατά
NFPA 704

NFPA 704.svg

0
3
0
 
Εκτός αν σημειώνεται διαφορετικά, τα δεδομένα αφορούν υλικά υπό κανονικές συνθήκες (25°C, 100 kPa).

Το οξείδιο του λιθίου ή λιθία ή κικενίτης (αγγλικά: lithium oxide) είναι ανόργανη ένωση, που περιέχει λίθιο και οξυγόνο, με εμπειρικό τύπο Li2O. Το χημικά καθαρό οξείδιο του λιθίου, στις «συνηθισμένες συνθήκες», δηλαδή σε θερμοκρασία 25 °C και υπό πίεση 1 atm, είναι λευκό στερεό.

Παραγωγή[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Όταν το μεταλλικό λίθιο καίγεται στον ατμοσφαιρικό αέρα, τότε το μέταλλο ενώνεται με το οξυγόνο και σχηματίζεται οξείδιο του λιθίου, μαζί με μικρές ποσότητες υπεροξειδίου του λιθίου (Li2)O2)[2]:

Χημικά καθαρό οξείδιο του λιθίου μπορεί να ληφθεί με θέρμανση του παραπάνω προϊόντος στους 450 °C, οπότε το υπεροξείδιο του λιθίου διασπάται θερμικά, σχηματίζοντας οξείδιο του λιθίου και οξυγόνο[2][3]:

Ακόμη, το οξείδιο του λιθίου μπορεί να ληφθεί και με θερμική διάσπαση υδροξειδίου του λιθίου (LiOH)[4][5]:

Δομή[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Στη στερεή κατάσταση, το οξείδιο του λιθίου υιοθετεί μια κρυσταλλική δομή αντιφθορίτη, που είναι συγγενική με αυτήν του φθοριούχου ασβεστίου, δηλαδή του φθορίτη, από την οποία (δηλαδή την κρυσταλλική δομή φθοριούχου ασβεστίου) μπορεί (θεωρητικά) να προκύψει (η κρυσταλλική δομή οξειδίου του λιθίου), αν αντικατασταθούν τα κατιόντα ασβεστίου με τα ανιόντα οξυγόνου και τα ανιόντα φθορίου με κατιόντα λιθίου[6]. Η βασική κατάσταση του μορίου του οξειδίου του λιθίου στην αέρια φάση είναι γραμμική, με μήκος δεσμού που αντιστοιχεί σε ισχυρό ιονικό δεσμό[7][8]. Η θεωρία σθένους - άπωσης ηλεκτρονιακών ζευγών [Valence Shell Electron Pair Repulsion (VSEPR) theory] προβλέπει ότι σε περίπτωση που οι δεσμοί Li-O ήταν ομοιοπολικοί, το μόριο του οξειδίου του λιθίου θα είχε γωνιακή δομή, δηλαδή παρόμοια με αυτήν του νερού.

Εφαρμογές[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Το οξείδιο του λιθίου χρησιμοποιήθηκε ως σύντηκτο σε κεραμικά υαλώματα, σχηματίζοντας μπλε υαλώματα, σε συνδυασμό με χαλκό, και ροζ, σε συνδυασμό με κοβάλτιο. Το οξείδιο του λιθίου αντιδρά με το νερό και τους υδρατμούς, σχηματίζοντας υδροξείδιο του λιθίου (LiOH), και γι' αυτό πρέπει να κρατιέται μακριά από νερό και από υγρασία.

Είναι υπό έρευνα η χρήση του για τη μη καταστρεπτική φασματοσκοπική αξιολόγηση εκπομπών και την παρακολούθηση υποβάθμισης στα πλαίσια των συστημάτων θερμικής επικάλυψης φραγμού. Μπορεί να προστεθεί ως συνενισχυτικό, μαζί με τριοξείδιο του υττρίου (Y2O3) , σε κεραμεικό επικάλυμμα τριοξειδίου του ζιρκονίου (Zr2O3), χωρίς μεγάλη υποβάθμιση στην αναμενόμενη διάρκεια «ζωής» της επικάλυψης. Σε υψηλή θερμοκρασία, το οξείδιο του λιθίου εκπέμπει ένα πολύ ανιχνεύσιμο φασματικό μοτίβο, που αυξάνεται σε ένταση με την υποβάθμιση της επικάλυψης. Η ιδιότητα αυτή επιτρέπει την in situ παρακολούθηση τέτοιων συστημάτων, κάνοντας εφικτή την πρόβλεψη της διάρκειας ζωής του προϊόντος μέχρι βλάβης ή την αναγκαία διαχείρηση.

Μεταλλικό λίθιο μπορεί να ληφθεί με ηλεκτρόλυση οξειδίου του λιθίου, οπότε λαμβάνεται οξυγόνο, ως παραπροϊόν.

Παρατηρήσεις, υποσημειώσεις και αναφορές[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

  1. Pradyot Patnaik. Handbook of Inorganic Chemicals. McGraw-Hill, 2002, ISBN 0-07-049439-8
  2. 2,0 2,1 Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1984). Chemistry of the Elements. Oxford: Pergamon Press. pp. 97–99. ISBN 0-08-022057-6.
  3. Σημειωση: Σύμφωνα με τις πηγές "A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 101. Auflage. de Gruyter, Berlin 1995, ISBN 3-11-012641-9, S. 1152 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche)." και " Georg Brauer: . Band II, 1978, ISBN 3-432-87813-3, S. 951.", που αναφέρει η γερμανόφωνη Βικιπαίδεια, η αναγκαία θερμοκρασία για τη διάσπαση αυτή είναι 195°C.
  4. A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 101. Auflage. de Gruyter, Berlin 1995, ISBN 3-11-012641-9, S. 1152 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).
  5. Georg Brauer: . Band II, 1978, ISBN 3-432-87813-3, S. 951.
  6. Zintl, E.; Harder, A.; Dauth B. (1934). "Gitterstruktur der oxyde, sulfide, selenide und telluride des lithiums, natriums und kaliums". Zeitschrift für Elektrochemie und Angewandte Physikalische Chemie 40: 588–93.
  7. Wells A.F. (1984) Structural Inorganic Chemistry 5th edition Oxford Science Publications ISBN 0-19-855370-6.
  8. A spectroscopic determination of the bond length of the LiOLi molecule: Strong ionic bonding, D. Bellert, W. H. Breckenridge, J. Chem. Phys. 114, 2871 (2001); doi:10.1063/1.1349424.
Στο λήμμα αυτό έχει ενσωματωθεί κείμενο από το λήμμα Lithium oxide της Αγγλικής Βικιπαίδειας, η οποία διανέμεται υπό την GNU FDL και την CC-BY-SA 3.0. (ιστορικό/συντάκτες).
Στο λήμμα αυτό έχει ενσωματωθεί κείμενο από το λήμμα Lithiumoxid της Γερμανικής Βικιπαίδειας, η οποία διανέμεται υπό την GNU FDL και την CC-BY-SA 3.0. (ιστορικό/συντάκτες).