Lithiumiodid

Kristallstruktur
	__ Li+ __ I−
Kristallsystem	kubisch
Raumgruppe	$ Fm{\bar {3}}m $
Koordinationszahlen	Li[6], I[6]
Allgemeines
Name	Lithiumiodid
Andere Namen	Lithiumjodid
Verhältnisformel	LiI
Kurzbeschreibung	beigefarbener, geruchsloser Feststoff
Externe Identifikatoren/Datenbanken
ECHA-InfoCard	Vorlage:Wikidata-Einbindung
PubChem	Vorlage:Wikidata-Einbindung
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Eigenschaften
Molare Masse	133,85 g·mol−1
Aggregatzustand	fest
Dichte	3,49 g·cm−3
Schmelzpunkt	446 °C
Siedepunkt	1180 °C
Löslichkeit	sehr gut in Wasser (1650 g·l−1 bei 20 °C); sehr gut in Ethanol ;
Sicherheitshinweise
H- und P-Sätze	H: 315‐319‐335
	P: 261‐302+352‐305+351+338‐321‐405‐501
	Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

Lithiumiodid, LiI, ist das Lithiumsalz der Iodwasserstoffsäure. Neben dem wasserfreien Lithiumiodid existieren noch verschiedene Hydrate, bekannt sind LiI·nH₂O mit n= 0,5, 1, 2 und 3.^[3]

Gewinnung und Darstellung

Die Herstellung von Lithiumiodid erfolgt durch Umsetzung wässriger Lithiumhydroxid- oder Lithiumcarbonatlösungen mit Iodwasserstoff und anschließender Aufkonzentrierung und Trocknung.^[3]

\mathrm {LiOH+\ HI\longrightarrow \ LiI+\ H_{2}O}

\mathrm {Li_{2}CO_{3}+2\ HI\longrightarrow 2\ LiI+\ H_{2}O+\ CO_{2}}

Das wasserfreie Lithiumiodid kann auch durch Reaktion von Lithiumhydrid mit Iod in wasserfreiem Diethylether hergestellt werden.^[4]

\mathrm {LiH+I_{2}\longrightarrow \ LiI+\ HI}

Eigenschaften

Lithiumiodid bildet farblose, stark hygroskopische Kristalle mit einem Schmelzpunkt von 446 °C, einem Siedepunkt von 1180 °C und einer Dichte von 3,49 g·cm⁻³. Die molare Masse des wasserfreien Lithiumiodids beträgt 133,85 g/mol. Durch die Oxidation von Iodid zu Iod durch Luftsauerstoff färben sich die Kristalle schnell gelblich bis bräunlich.^[3]

Das Trihydrat weist einen Schmelzpunkt von 72 °C auf. Beim Erhitzen verliert es bei 80 °C zwei Moleküle Kristallwasser und bei 300 °C ein Molekül Kristallwasser.^[5] Lithiumiodid ist gut in Wasser (1650 g/l Wasser bei 20 °C) und Ethanol löslich.

Die Standardbildungsenthalpie des kristallinen Lithiumiodids beträgt Δ_fH⁰₂₉₈ = -270,08 kJ/mol.^[6]

Verwendung

Das wasserfreie Lithiumiodid wird für organische Synthesen verwendet^[3], in Batterien dient es als Elektrolyt.^[7] Dotierte Kristalle dienen als Szintillationsdetektor für langsame Neutronen.^[8]

Einzelnachweise

↑ ^1,0 ^1,1 ^1,2 ^1,3 ^1,4 ^1,5 ^1,6 ^1,7 Eintrag zu Lithiumiodid in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA (JavaScript erforderlich)
↑ G. Milne: Gardner's Commercially Important Chemicals: Synonyms, Trade Names, and Properties. S. 370, Wiley-IEEE, 2005, ISBN 9780471736615.
↑ ^3,0 ^3,1 ^3,2 ^3,3 A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg, Lehrbuch der Anorganischen Chemie 1995, 101. Auflage, de Gruyter. ISBN 3-11-012641-9, S. 1151–1152.
↑ M. D.Taylor, L. R. Grant: New Preparations of Anhydrous Iodides of Groups I and II Metals, in: J. Am. Chem. Soc. 1955, 77, 1507–1508
↑ G. F. Hüttig, F. Pohle: Studien zur Chemie des Lithiums. II. Über die Hydrate des Lithiumjodids, in: Z. anorg. allg. Chem. 1924, 138, 1–12.
↑ Dissertation: "Untersuchung organischer Festkörperreaktionen am Beispiel von Substitutions- und Polykondensationsreaktionen", Oliver Herzberg, Universität Hamburg 2000. Volltext
↑ L. F. Trueb, P. Rüetschi: Batterien und Akkumulatoren - Mobile Energiequellen für heute und morgen., Springer, Berlin 1998 ISBN 3-540-62997-1.
↑ K. P. Nicholson: Some lithium iodide phosphors for slow neutron detection, in: J. Appl. Phys. 1955 , 6, 104–106.

[gestis-1] 1,0 ^1,1 ^1,2 ^1,3 ^1,4 ^1,5 ^1,6 ^1,7 Eintrag zu Lithiumiodid in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA (JavaScript erforderlich)

[2] G. Milne: Gardner's Commercially Important Chemicals: Synonyms, Trade Names, and Properties. S. 370, Wiley-IEEE, 2005, ISBN 9780471736615.

[wiberg-3] 3,0 ^3,1 ^3,2 ^3,3 A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg, Lehrbuch der Anorganischen Chemie 1995, 101. Auflage, de Gruyter. ISBN 3-11-012641-9, S. 1151–1152.

[4] M. D.Taylor, L. R. Grant: New Preparations of Anhydrous Iodides of Groups I and II Metals, in: J. Am. Chem. Soc. 1955, 77, 1507–1508

[5] G. F. Hüttig, F. Pohle: Studien zur Chemie des Lithiums. II. Über die Hydrate des Lithiumjodids, in: Z. anorg. allg. Chem. 1924, 138, 1–12.

[Herzberg-6] Dissertation: "Untersuchung organischer Festkörperreaktionen am Beispiel von Substitutions- und Polykondensationsreaktionen", Oliver Herzberg, Universität Hamburg 2000. Volltext

[7] L. F. Trueb, P. Rüetschi: Batterien und Akkumulatoren - Mobile Energiequellen für heute und morgen., Springer, Berlin 1998 ISBN 3-540-62997-1.

[8] K. P. Nicholson: Some lithium iodide phosphors for slow neutron detection, in: J. Appl. Phys. 1955 , 6, 104–106.

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