Lithiumcarbid

Strukturformel
Allgemeines
Name	Lithiumcarbid
Andere Namen	Lithiumacetylid Dilithiumacetylid Lithiumethindiid
Summenformel	Li2C2
Kurzbeschreibung	durchscheinender, weißer bis grauer kristalliner Feststoff[1]
Externe Identifikatoren/Datenbanken
CAS-Nummer 1070-75-3 EG-Nummer 213-980-1 ECHA-InfoCard 100.012.710 PubChem 66115 ChemSpider 59503 Wikidata Q421181
Eigenschaften
Molare Masse	37,90 g·mol−1
Aggregatzustand	fest
Dichte	1,3 g·cm−3[2]
Schmelzpunkt	Zersetzung[2]
Löslichkeit	nahezu unlöslich in organischen Lösungsmitteln[3]
Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung keine Einstufung verfügbar[4]
Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen (0 °C, 1000 hPa).

Lithiumcarbid ist eine chemische Verbindung aus der Gruppe der Carbide.

Lithiumcarbid kann durch Reaktion von Lithium mit Kohlenstoff gewonnen werden.^[5]

${\displaystyle \mathrm {2\ Li+2\ C\longrightarrow Li_{2}C_{2}} }$

Bei höheren Drücken bildet sich anstelle von Lithiumcarbid (Li₂C₂) LiC₂ oder LiC₄.^[6]

Erhitzt man Lithiumcarbonat im elektrischen Ofen mit einem Überschuss von Kohlenstoff, so entsteht ebenfalls Lithiumcarbid.^[1]

${\displaystyle \mathrm {Li_{2}CO_{3}+4\ C\longrightarrow Li_{2}C_{2}+3\ CO} }$

In Diethylether kann Lithiumcarbid durch die Reaktion von 1,2-Dichlorethan mit Phenyllithium hergestellt werden, wobei ein dicker, farbloser Niederschlag von Lithiumcarbid und Monolithiumacetylid entsteht.^[7]

Lithiumcarbid ist ein kristalliner Feststoff, der ein orthorhombisches Kristallsystem mit der Raumgruppe Immm (Raumgruppen-Nr. 71)Vorlage:Raumgruppe/71 und den Gitterparametern a = 365,5 pm, b = 544,0 pm und c = 483,3 pm besitzt.^[2] Es ist isotyp zu Rubidiumperoxid (Rb₂O₂) und Caesiumperoxid (Cs₂O₂).^[8]

Die Standardbildungsenthalpie beträgt −59,5 kJ/mol.^[2]

Lithiumcarbid reagiert mit Wasser unter Bildung von Ethin.^[2]

${\displaystyle \mathrm {Li_{2}C_{2}+2\ H_{2}O\ \longrightarrow \ 2\ LiOH+C_{2}H_{2}\uparrow } }$

In geschmolzenem Kaliumhydroxid zersetzt sich Lithiumcarbid ebenfalls, wobei es von konzentrierten Säuren nur langsam angegriffen wird.^[2]

1. ↑ ^{a b} R. Abegg, F. Auerbach, I. Koppel: "Handbuch der anorganischen Chemie", Verlag S. Hirzel, 1908, 2. Band, 1. Teil, S. 146ff. Volltext
2. ↑ ^{a b c d e f} Jean D’Ans, Ellen Lax: Taschenbuch für Chemiker und Physiker: Band 3. Springer, 2007, ISBN 978-3-540-60035-0 (Seite 532 in der Google-Buchsuche). 
3. ↑ David R. Lide (Hrsg.): CRC Handbook of Chemistry and Physics. 90. Auflage. CRC Press, 2009, ISBN 978-1-4200-9084-0. 
4. ↑ Dieser Stoff wurde in Bezug auf seine Gefährlichkeit entweder noch nicht eingestuft oder eine verlässliche und zitierfähige Quelle hierzu wurde noch nicht gefunden.
5. ↑ A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 101. Auflage. Walter de Gruyter, Berlin 1995, ISBN 3-11-012641-9, S. 1150.
6. ↑ M. Zafar, A. Munshi: Handbook of solid state batteries & capacitors. 1995, ISBN 978-981-02-1794-5 (Seite 430 in der Google-Buchsuche). 
7. ↑ Georg Wittig, Günther Harborth: Über das Verhalten nichtaromatischer Halogenide und Äther gegenüber Phenyl-lithium. In: Berichte der deutschen chemischen Gesellschaft. 77. Jahrgang, Nr. 5, Juli 1944, S. 306–314, doi:10.1002/cber.19440770505. 
8. ↑ Robert Juza, Volker Wehle: Kristallstruktur des Lithiumcarbids. In: Die Naturwissenschaften. 52, 1965, S. 537–537, doi:10.1007/BF00645818.