Lithiumoksyd formel, egenskaper, risiko og bruk

den litiumoksid er en uorganisk kjemisk forbindelse med formel Li₂Eller som dannes sammen med små mengder litiumperoksid når litiummetallet brennes i luften og kombineres med oksygen.

Frem til 1990-tallet ble metall- og litiummarkedet dominert av amerikansk produksjon fra mineralforekomster, men i begynnelsen av det 21. århundre var mesteparten av produksjonen avledet fra ikke-amerikanske kilder; Australia, Chile og Portugal var de viktigste leverandørene i verden. Bolivia har halvparten av litiumforekomster i verden, men det er ikke en stor produsent.

Den viktigste kommersielle formen er litiumkarbonat, Li₂CO₃, produsert av mineraler eller saltlake ved flere forskjellige prosesser.

Når litium brennes i luften, er hovedproduktet det hvite oksidet av litiumoksyd, Li₂O. I tillegg produseres noe litiumperoksid, Li₂O₂, også hvit.

Det kan også gjøres ved termisk dekomponering av litiumhydroksyd, LiOH eller litiumperoksid, Li2O2

4Li (s) + O₂(g) → 2Li₂O (s)

2LiOH (s) + varme → Li₂O (s) + H₂O (g)

2Li₂O₂(er) + varme → 2Li₂O (s) + O₂(G)

Fysiske og kjemiske egenskaper

Litiumoksid er et hvitt fast stoff kjent som litia som mangler aroma og en salt smak. Utseendet er vist i figur 2 (Nasjonalt senter for bioteknologisk informasjon, 2017).

Figur 2: Utseende av litiumoksid

Lithiumoksid er krystaller med antifloritt geometri lik den for natriumklorid (kubikk sentrert på ansikter). Den krystallinske strukturen er presentert i figur 3 (Mark Winter [The University of Sheffield og WebElements Ltd, 2016].

Figur 3: Krystallinsk struktur av litiumoksid.

Dens molekylvekt er 29,88 g / mol, dens tetthet er 2,013 g / ml og smeltepunktene og kokpunktene er henholdsvis 1438 ° C og 2066 ° C. Forbindelsen er meget løselig i vann, alkohol, eter, pyridin og nitrobenzen (Royal Society of Chemistry, 2015).

Litiumoksyd reagerer lett med vanndamp for å danne hydroksid og med karbondioksid for å danne karbonat; Derfor må den lagres og håndteres i en ren og tørr atmosfære.

Oksidforbindelser fører ikke til elektrisitet. Imidlertid er visse strukturerte oxider av perovskitt elektroniske ledere som finner anvendelse i katoden av fastoksydbrenselceller og oksygengenereringssystemer.

De er forbindelser som inneholder minst en oksygenanion og en metallisk kation (American Elements, S.F.).

Reaktivitet og farer

Litiumoksid er en stabil forbindelse som er uforenlig med sterke syrer, vann og karbondioksid. Vi vet at de kjemiske, fysiske og toksikologiske egenskapene til litiumoksid ikke er undersøkt og rapportert i dybden.

Giftigheten av litiumforbindelser er en funksjon av deres løselighet i vann. Litiumion har toksisitet i sentralnervesystemet. Forbindelsen er svært korroderende irriterende hvis den kommer i kontakt med øynene, huden, ved innånding eller inntasting (ESPI METALS, 1993).

I tilfelle kontakt med øynene, bør du sjekke om du har kontaktlinser og fjern dem umiddelbart. Øynene skal skylles med rennende vann i minst 15 minutter, slik at øyelokkene blir åpne. Du kan bruke kaldt vann. Salve skal ikke brukes til øynene.

Hvis kjemikaliet kommer i kontakt med klær, fjern det så raskt som mulig, og beskytt dine egne hender og kropp. Plasser offeret under en sikkerhetsdusj.

Hvis kjemikaliet samler seg på offerets eksponerte hud, som for eksempel hendene, vask forsiktig og forsiktig huden forurenset med rennende vann og ikke-slipende såpe. Du kan bruke kaldt vann. Hvis irritasjon vedvarer, kontakt lege. Vask forurenset klær før gjenbruk.

Ved innånding skal offeret ha lov til å hvile i et godt ventilert område. Hvis innåndingen er alvorlig, skal offeret evakueres til et trygt område så snart som mulig.

Løsne stramme klær som skjorte krage, belter eller slips. Hvis offeret finner det vanskelig å puste, bør oksygen administreres. Hvis offeret ikke puster, utføres en munn-til-munn-gjenoppliving.

Ta alltid hensyn til at det kan være farlig for personen som gir hjelp til å gi munn-til-munn-gjenopplivning når det inhalerte materialet er giftig, smittsomt eller etsende.

I alle tilfeller bør du søke øyeblikkelig legehjelp (SIGMA-ALDRICH, 2010).

søknader

Litiumoksid brukes som fluss i keramiske glasurer, og skaper blå med kobber og roser med kobolt. Litiumoksyd reagerer med vann og damp, danner litiumhydroksyd og må isoleres fra dem.

Litiumoksid (Li₂O) med sitt høye tritiumpotensial er en attraktiv kandidat for det faste kulturmaterialet i et DT-fusjonskraftverk, på grunn av dens høye tetthet av litiumatomer (sammenlignet med andre litium- eller metallisk litium-keramikk) og dets konduktivitet relativt høy termisk (LITIUM OXIDE (Li2O), SF).

Li₂Eller det vil bli utsatt for høye temperaturer under nøytronbestråling under drift av fusjonsmatter. Under slike omstendigheter vil et stort antall bestrålingsfeil forekomme i Li₂Eller som heliuminducert hevelse, relativt høy termisk ekspansjon, kornvekst, LiOH (T) dannelse og utfelling ved lave temperaturer og transport av LiOH (T) masse ved høye temperaturer.

I tillegg er Li₂Eller det vil bli utsatt for stress som skyldes forskjeller i termisk ekspansjon mellom Li₂O og strukturelle materialer. Disse egenskapene til Li₂Eller de fører til utfordrende tekniske problemer i både produksjon og design av teppe.

En mulig ny bruk er som erstatning for kobolt og litiumoksid som katoden i litiumionbatterier som brukes til å drive elektroniske enheter fra mobiltelefoner til bærbare datamaskiner og batteridrevne biler (Reade International Corp, 2016).

referanser

1. Mark Winter [University of Sheffield and WebElements Ltd. (2016). webelements. Tatt fra litium: dilithiumoksid webelements.com.
2. Amerikanske elementer. (S.F.). Litiumoksid. Hentet fra americanelements americanelements.com.
3. ESPI-METALER. (1993, juni). Litiumoksid. Hentet fra espimetals espimetals.com.
4. LITIUMOXID (Li2O). (S.F.). Hentet fra ferp.ucsd.edu ferp.ucsd.edu.
5. Nasjonalt senter for bioteknologisk informasjon. (2017, 24. juni). PubChem Compound Database; CID = 166630. Hentet fra PubChem pubchem.ncbi.nlm.nih.gov.
6. Reade International Corp. (2016). Litiumoksidpulver (Li2O). Hentet fra reade reade.com
7. Royal Society of Chemistry. (2015). Litiumoksid.Hentet fra chemspiderchemspider.com.
8. Sigma-Aldrich. (2010). Sikkerhetsdatablad Lithiumoksid. Hentet fra chemblink chemblink.com.