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Lithiumperoxid, Li2O2 ist eine Sauerstoffverbindung des Alkalimetalls Lithium.

• Herstellung

• Eigenschaften

• Verwendung

• Einzelnachweise

Die Darstellung erfolgt durch Umsetzung von Lithiumhydroxid mit Wasserstoffperoxid und anschließendem Erhitzen unter Abspaltung von Wasserstoffperoxidcite-ref-wiberg-4-0[4]

L i O H + H 2 O 2 ⟶ ⟶ L i O O H + H 2 O {\displaystyle \mathrm {LiOH\ +\ H_{2}O_{2}\longrightarrow \ LiOOH\ +\ H_{2}O} }

2 L i O O H → Δ Δ T L i 2 O 2 + H 2 O 2 {\displaystyle \mathrm {2\ LiOOH\ {\xrightarrow {\Delta T}}\ Li_{2}O_{2}\ +\ H_{2}O_{2}} }

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)Vorlage:Raumgruppe/194 und den Gitterparametern a = 3,183 Å und c = 7,726 Å.cite-ref-doi10-1107-s0108768105003629-5-0[5] 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 ΔHf0 = −633 kJ/mol.cite-ref-wiberg1-6-0[6]

Lithiumperoxid kann zur Herstellung hochreinen Lithiumoxids eingesetzt werden. Hierbei wird Lithiumperoxid bei 195 °C zersetzt, wobei sich Lithiumoxid und Sauerstoff bilden:cite-ref-wiberg-4-1[4]

2 L i 2 O 2 ⟶ ⟶ 2 L i 2 O + O 2 {\displaystyle \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.cite-ref-7[7]

2 L i 2 O 2 + 2 C O 2 ⟶ ⟶ 2 L i 2 C O 3 + O 2 {\displaystyle \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.cite-ref-8[8] Es wird weiterhin für die sich in der Entwicklung befindenden Lithiumperoxid-Akkumulatoren verwendet bzw. beim Entladebetrieb in der Batterie gebildet.

cite-note-roempp-11. Eintrag zu Lithiumoxide. In: Römpp Online. Georg Thieme Verlag, abgerufen am 14. Juli 2014.

cite-note-alfa-22. Datenblatt Lithiumperoxid bei Alfa Aesar, abgerufen am 15. Dezember 2010 (Seite nicht mehr abrufbar).

cite-note-sigma-33. Datenblatt Lithium peroxide bei Sigma-Aldrich, abgerufen am 8. April 2011 (PDF).

cite-note-wiberg-44. ↑ 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. 1263.

cite-note-doi10-1107-s0108768105003629-55. ↑ Luis Guillermo Cota, Pablo de la Mora: On the structure of lithium peroxide, Li2O2. In: Acta Crystallographica Section B Structural Science. 61, 2005, S. 133–136, doi:10.1107/S0108768105003629.

cite-note-wiberg1-66. ↑ A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 101. Auflage. Walter de Gruyter, Berlin 1995, ISBN 3-11-012641-9, S. 1176.

cite-note-77. ↑ N. N. Greenwood, A. Earnshaw: Chemistry of the Elements. 1997, 2. Auflage, Oxford:Butterworth-Heinemann, ISBN 0-7506-3365-4.

cite-note-88. ↑ Patent DE2365449 1975 Thiokol Chemical Corp.