Lithiumperoxid

Sicherheitshinweise

GHS-Gefahrstoffkennzeichnung

Gefahr

H- und P-Sätze

Kann Brand verstärken; Oxidationsmittel.
Verursacht schwere Verätzungen der Haut und schwere Augenschäden.

Von Kleidung und anderen brennbaren Materialien fernhalten.
Schutzhandschuhe/ Schutzkleidung/ Augenschutz/ Gesichtsschutz/ Gehörschutz/… tragen.
Bei Kontakt mit den Augen: Einige Minuten lang behutsam mit Wasser spülen. Eventuell vorhandene Kontaktlinsen nach Möglichkeit entfernen. Weiter spülen.
Sofort Giftinformationszentrum, Arzt oder … anrufen.

Lithiumperoxid, Li₂O₂ ist eine Sauerstoffverbindung des Alkalimetalls Lithium.

Kristallstruktur

_ Li⁺ 0 _ O⁻
Allgemeines
Name	Lithiumperoxid
Andere Namen	Dilithiumperoxid
Verhältnisformel	Li₂O₂
Kurzbeschreibung	weißer Feststoff
Externe Identifikatoren/Datenbanken
CAS-Nummer	12031-80-0
EG-Nummer	234-758-0
ECHA-InfoCard	100.031.585
PubChem	25489
Eigenschaften
Molare Masse	45,88 g/mol
Aggregatzustand	fest
Dichte	2,36 g/cm³
Schmelzpunkt	Zersetzung ab 340 °C
Löslichkeit	exotherme Reaktion mit Wasser

Herstellung

Die Darstellung erfolgt durch Umsetzung von Lithiumhydroxid mit Wasserstoffperoxid und anschließendem Erhitzen unter Abspaltung von Wasserstoffperoxid

$\mathrm {LiOH\ +\ H_{2}O_{2}\longrightarrow \ LiOOH\ +\ H_{2}O}$

$\mathrm {2\ LiOOH\ {\xrightarrow {\Delta T}}\ Li_{2}O_{2}\ +\ H_{2}O_{2}}$

Eigenschaften

Lithiumperoxid ist ein in reinster Form farbloser, gewöhnlich gelblicher Feststoff. Mit Wasser erfolgt Bildung von Wasserstoffperoxid. Die Verbindung hat eine hexagonale Kristallstruktur mit der Raumgruppe P6₃/mmc (Raumgruppen-Nr. 194) und den Gitterparametern a = 3,183 Å und c = 7,726 Å. Die Kristallstruktur enthält zwei kristallographisch verschiedene Li-Atome. Eines ist von den sechs Sauerstoffatomen dreier Perioxidionen koordiniert, das zweite in einem verzerrten Oktaeder von den Sauerstoffatomen sechs benachbarter Peroxidionen. Die Standardbildungsenthalpie von Lithiumperoxid beträgt ΔH_f⁰ = −633 kJ/mol.

Verwendung

Lithiumperoxid kann zur Herstellung hochreinen Lithiumoxids eingesetzt werden. Hierbei wird Lithiumperoxid bei 195 °C zersetzt, wobei sich Lithiumoxid und Sauerstoff bilden:

$\mathrm {2\ Li_{2}O_{2}\longrightarrow 2\ Li_{2}O+O_{2}}$

Des Weiteren wird es in der Raumfahrt zur Regeneration der lebenserhaltenden Gasversorgungssysteme eingesetzt. Mit Kohlenstoffdioxid reagiert es zu Lithiumcarbonat und Sauerstoff. Hierdurch wird der Atemluft Kohlenstoffdioxid entzogen und Sauerstoff freigesetzt.

$\mathrm {2\ Li_{2}O_{2}+2\ CO_{2}\longrightarrow 2\ Li_{2}CO_{3}+O_{2}}$

Lithiumperoxid findet Verwendung als Härter für spezielle Polymere. Es wird weiterhin für die sich in der Entwicklung befindenden Lithiumperoxid-Akkumulatoren verwendet bzw. beim Entladebetrieb in der Batterie gebildet.

Basierend auf einem Artikel in:

Wikipedia.de