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Lithiumamid ist eine chemische Verbindung des Lithiums aus der Stoffgruppe der Metallamide.

• Gewinnung und Darstellung

• Eigenschaften

• Kristallstruktur

• Verwendung

• Einzelnachweise

Lithiumamid wird industriell durch Erhitzen von Lithium oder Lithiumhydrid in einem Strom von Ammoniak hergestellt. Außerdem bildet es sich langsam, wenn Lithium in flüssigem Ammoniak gelöst wird.cite-ref-hsdb-5-0[5] Wie auch bei anderen Alkali- und Erdalkaliamiden wird diese Reaktion durch die Anwesenheit von Eisen(II)-chlorid erheblich beschleunigt.cite-ref-6[6]

2 L i + 2 N H 3 ⟶ ⟶ 2 L i N H 2 + H 2 {\displaystyle \mathrm {2\ Li+2\ NH_{3}\longrightarrow 2\ LiNH_{2}+H_{2}} }

L i H + N H 3 → 350 ∘ ∘ C L i N H 2 + H 2 {\displaystyle \mathrm {LiH+NH_{3}\ {\xrightarrow {350\;^{\circ }C}}\ LiNH_{2}+H_{2}} }

Lithiumamid ist ein farb- und geruchloser Feststoff, der sich in Wasser zersetzt.cite-ref-merck-2-5[2]

L i N H 2 + H 2 O ⟶ ⟶ L i O H + N H 3 {\displaystyle \mathrm {LiNH_{2}+H_{2}O\longrightarrow LiOH+NH_{3}} }

Die Verbindung ist allgemein sehr hydrolyseempfindlich und greift Glas schwach an.cite-ref-jean-de-ans-ellen-lax-roger-blachnik-3-1[3]cite-ref-brauer-7-0[7] Beim Erhitzen im Vakuum gibt sie oberhalb von 300 °C Ammoniak ab. Der quantitative Abbau zu Lithiumimid erfolgt jedoch erst bei 400 °C und erst oberhalb 750–800 °C zersetzt sie sich unter Abgabe von Stickstoff, Wasserstoff und Ammoniak.cite-ref-brauer-7-1[7]

2 L i N H 2 → 400 ∘ ∘ C L i 2 N H + N H 3 {\displaystyle \mathrm {2\ LiNH_{2}\ {\xrightarrow {400\;^{\circ }C}}\ Li_{2}NH+NH_{3}} }

Die Kristallstruktur des Lithiumamids wurde im Jahr 1951 von Robert Juza und Karl Opp in der tetragonalen Raumgruppe I4 (Nr. 82)Vorlage:Raumgruppe/82 mit a = 501,6 pm und c = 1022 pm anhand von Pulveraufnahmen bestimmtcite-ref-8[8]. Hierbei wurde die Lage der Stickstoffatome und der Lithiumatome bestimmt, jedoch nicht des Wasserstoffs. In einer späteren Arbeit im Jahre 1972 wurde die Kristallstruktur anhand eines Lithiumamid-Einkristalls neu bestimmt. Hierbei wurden auch die Lagen der Wasserstoffatome bestimmt. Die Gitterparameter wurden zu a = 503,7 pm und c = 1027,8 pm bestimmt. Die Stickstoffatome bilden eine verzerrte kubisch dichteste Kugelpackung, in der jede zweite Tetraederlücke von Lithium besetzt ist. Die ABC-Abfolge der Schichten ist entlang [112] angeordnet. In z = 0 sind es drei Li+, in z = 1/4 ein Li+, in z = 1/2 wieder drei Li+ und in z = 3/4 wieder ein Li+. Die Struktur steht in Verwandtschaft zu der des Lithiumhydroxides, unterscheidet sich aber von dieser.cite-ref-9[9]cite-ref-10[10]

Lithiumamid wird in der organischen Chemie bei Claisen-Kondensationen, bei der Alkylierung von Nitrilen und Ketonen sowie der Synthese von Ethinyl-Verbindungen und Carbinolen verwendet.cite-ref-hsdb-5-1[5] Sie wird weiterhin als Reagenz zur Kreuzkupplung von Arylchloriden und Aminen eingesetzt.cite-ref-sigma-11-0[11]

cite-note-11. W.I.F. David, M.O. Jones, D.H. Gregory, C.M. Jewell, S.R. Johnson, A. Walton, P.P. Edwards: A mechanism for non-stoichiometry in the lithium amide/lithium imide hydrogen storage reaction. In: Journal of the American Chemical Society, 2007, Bd. 129(6), S. 1594–1601, doi:10.1021/ja066016s.

cite-note-merck-22. Datenblatt Lithiumamid bei Merck, abgerufen am 27. März 2013.

cite-note-jean-de-ans-ellen-lax-roger-blachnik-33. Roger Blachnik (Hrsg.): Taschenbuch für Chemiker und Physiker. Begründet von Jean d’Ans, Ellen Lax. 4., neubearbeitete und revidierte Auflage. Band 3: Elemente, anorganische Verbindungen und Materialien, Minerale. Springer, Berlin 1998, ISBN 3-540-60035-3, S. 536 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).

cite-note-gestis-42. Eintrag zu Lithiumamid in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 18. November 2022. (JavaScript erforderlich)

cite-note-hsdb-55. ↑ Eintrag zu LITHIUM AMIDE in der Hazardous Substances Data Bank (via PubChem), abgerufen am 28. März 2013.

cite-note-66. ↑ A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 102. Auflage. Walter de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1, S. 666.

cite-note-brauer-77. ↑ Georg Brauer (Hrsg.), unter Mitarbeit von Marianne Baudler u. a.: Handbuch der Präparativen Anorganischen Chemie. 3., umgearbeitete Auflage. Band I, Ferdinand Enke, Stuttgart 1975, ISBN 3-432-02328-6, S. 448.

cite-note-88. ↑ R. Juza und K. Opp: Die Kristallstruktur des Lithiumamides. In: Z. Anorg. Allg. Chem, 1951, Bd. 266, S. 313–324, doi:10.1002/zaac.1951266060.

cite-note-99. ↑ H. Jacobs und R. Juza: Neubestimmung der Kristallstruktur des Lithiumamids. In: Z. Anorg. Allg. Chem, 1972, Bd. 391, S. 271–279, doi:10.1002/zaac.19723910308.

cite-note-1010. ↑ Theresia M. M. Richter und Rainer Niewa: Chemistry of Ammonothermal Synthesis. In: Inorganics, 2014, Bd. 2, S. 29–78, doi:10.3390/inorganics2010029.

cite-note-sigma-1111. ↑ Datenblatt Lithium amide, powder, 95% bei Sigma-Aldrich, abgerufen am 28. März 2013 (PDF).