Ossido di litio
| Ossido di litio | |
|---|---|
 | |
| Nome IUPAC | |
| Ossido di litio | |
| Nomi alternativi | |
| litia | |
| Caratteristiche generali | |
| Formula bruta o molecolare | Li2O |
| Peso formula (u) | 29,88 g/mol |
| Aspetto | solido cristallino bianco |
| Numero CAS | |
| Numero EINECS | 235-019-5 |
| PubChem | 166630, 168333299 e 139036513 |
| SMILES | [Li+].[Li+].[O-2] |
| Proprietà chimico-fisiche | |
| Densità (g/cm3, in c.s.) | 2,013 g/cm³ |
| Indice di rifrazione | 1.644[1] |
| Temperatura di fusione | 1438 °C |
| Temperatura di ebollizione | 2600 °C |
| Proprietà termochimiche | |
| S0m(J·K−1mol−1) | 37,89 J/mol K |
| C0p,m(J·K−1mol−1) | 1,8105 J/g K o 54,1 J/mol K |
| Indicazioni di sicurezza | |
| Punto di fiamma | non infiammabile |
| Frasi H | 314 |
| Consigli P | 280 - 305+351+338 [2] |
L'ossido di litio, o litia, è un composto chimico inorganico con formula Li2O e si presenta come un solido bianco. Sebbene non siano particolarmente importanti, molti materiali vengono valutati sulla base del loro contenuto di Li2O: ad esempio, il contenuto di ossido di litio del principale minerale di litio, la spodumene, (LiAlSi2O6) è dell'8,03%[3].
Produzione
[modifica | modifica wikitesto]L'ossido di litio è prodotto dalla decomposizione termica del perossido di litio a 300-400 °C.[3]
L'ossido di litio può essere prodotto bruciando litio nell'aria; il litio si ricombina con l'ossigeno:[4]
Ossido di litio puro può essere prodotto dalla decomposizione termica del perossido di litio (Li2O2), a 450 °C:[4]
o con decomposizione dell'idrossido di litio:
Struttura
[modifica | modifica wikitesto]L'ossido di litio solido adotta una struttura antifluorite con centri Li+ a quattro coordinati e ossidi a otto coordinati[5]. Il suo gruppo spaziale è Fm3m (gruppo n°225) e possiede simbolo di Pearson cF12.
Lo stato fondamentale della molecola di ossido di litio gassoso è lineare con una lunghezza del legame coerente con un forte legame ionico[6][7]. La teoria VSEPR predirebbe una forma piegata simile a quella della molecola dell'acqua.
Usi
[modifica | modifica wikitesto]L'ossido di litio viene utilizzato come materiale di partenza per la produzione di niobato di litio[8]. Può essere utilizzato anche nei reattori a fusione[9]. L'ossido di litio è usato come fondente negli smalti ceramici; e crea il blu con il rame e il rosa con il cobalto. L'ossido di litio reagisce con acqua e vapore, formando idrossido di litio e dovrebbe essere isolato da essi[10].
Il suo utilizzo è anche oggetto di studio per la valutazione spettroscopica di emissione non distruttiva e il monitoraggio del degrado all'interno dei sistemi di rivestimento a barriera termica. Può essere aggiunto come co-drogante con ittrio nel rivestimento superiore in ceramica di zirconia, senza una grande diminuzione della durata prevista del rivestimento. A calore elevato, l'ossido di litio emette uno schema spettrale molto rilevabile, che aumenta di intensità insieme alla degradazione del rivestimento. L'implementazione consentirebbe il monitoraggio in situ di tali sistemi, consentendo un mezzo efficiente per prevedere la durata fino al guasto o alla manutenzione necessaria.
Il litio metallico potrebbe essere ottenuto dall'ossido di litio mediante elettrolisi, rilasciando ossigeno come sottoprodotto.
Proprietà
[modifica | modifica wikitesto]L'ossido di litio è un solido bianco, inodore. Ha una struttura cristallina di tipo antifluorite con costante di reticolo a = 4.611 Å[11]. L'entalpia standard di formazione dell'ossido di litio è [12]
Note
[modifica | modifica wikitesto]- ^ (EN) Pradyot Patnaik, Handbook of Inorganic Chemicals, McGraw-Hill, 2002, ISBN 0-07-049439-8.
- ^ Sigma Aldrich; rev. del 24.09.2013
- ^ a b (EN) Wietelmann, Ulrich e Bauer, Richard J., Lithium and Lithium Compounds, in Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, Weinheim, Wiley-VCH, DOI:10.1002/14356007.a15_393..
- ^ a b (EN) Norman N. Greenwood e Alan Earnshaw, Chemistry of the Elements, Pergamon Press, 1984, pp. 97–99, ISBN 978-00-80-22057-4.
- ^ (DE) E. Zintl, A. Harder e B. Dauth, Gitterstruktur der oxyde, sulfide, selenide und telluride des lithiums, natriums und kaliums, in Zeitschrift für Elektrochemie und Angewandte Physikalische Chemie, vol. 40, 1934, pp. 588–593.
- ^ (EN) Wells A.F., Structural Inorganic Chemistry, 5ª ed., Oxford Science Publications, 1984, ISBN 0-19-855370-6.
- ^ (EN) D. Bellert e W. H. Breckenridge, A spectroscopic determination of the bond length of the LiOLi molecule: Strong ionic bonding, in J. Chem. Phys., vol. 114, n. 7, 1º febbraio 2001, p. 2871, DOI:10.1063/1.1349424.
- ^ (DE) Ulrich Grusemann, Untersuchungen zu einem temperaturkompensierten Wellenlangensensor auf der Basis protonenausgetauschter Wellenleiter in Lithium Niobat, su d-nb.info, 21 novembre 1970. URL consultato l'11 ottobre 2021..
- ^ (EN) The use of lithium oxide as the breeder in fusion reactors, su Risely Technical Service Report, luglio 1989, p. 30.
- ^ Vorlesungsskript (PDF; 35 kB).
- ^ (DE) Georg Brauer, Handbuch der Präparativen Anorganischen Chemie, 3ª ed., Stoccarda, Ferdinand Enke, 1978, p. 951, ISBN 3-432-87813-3.
- ^ (DE) Holleman, A.F., Wiberg, E. e Wiberg, N., Lehrbuch der Anorganischen Chemie, Berlino, Walterde Gruyter, 1995, p. 1176, ISBN 3-11-012641-9.
Altri progetti
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