Оксид літію

Матеріал з Вікіпедії — вільної енциклопедії.
Перейти до навігації Перейти до пошуку
Гідрид літію
Legame litio-ossigeno.PNG
Структура Li2O
Lithium-oxide-unit-cell-3D-balls-B.png
Кристалічна ґратка
Ідентифікатори
Номер CAS 12057-24-8
Номер EINECS 235-019-5
RTECS OJ6360000
SMILES [Li+].[Li+].[O-2][1]
InChI 1S/2Li.O/q2*+1;-2
Властивості
Молекулярна формула Li2O
Молярна маса 29,881 г/моль
Зовнішній вигляд білі кристали
Густина 2,013 г/см³[2]
Тпл 1570 °C[2]
Ткип прибл. 2600 °C[2]
Розчинність (вода) реагує
Термохімія
Ст. ентальпія
утворення
ΔfHo298
-597,9 кДж/моль
Ст. ентропія So298 37,6 Дж/моль·К
Теплоємність, cop 54,1 Дж/моль·К
Пов'язані речовини
Інші аніони гідроксид літію
Якщо не зазначено інше, дані приведені для речовин у стандартному стані (за 25 °C, 100 кПа)
Інструкція з використання шаблону
Примітки картки

Окси́д лі́тію — неорганічна бінарна сполука складу Li2O. Як і оксиди інших лужних металів, проявляє сильні осно́вні властивості. Являє собою білі або жовтуваті кристали. У природі знаходиться у вигляді мінералів сподумену, амблігоніту, петаліту тощо.

Застосовується у виготовленні скла з великим показником заломлення.

Знаходження у природі[ред. | ред. код]

Оксид літію для промисловості добувають з літієвих руд: амблігоніту, сподумену, петаліту, цинвальдиту та інших. Масова частка Li2O у них подеколи сягає 10%.

Фізичні властивості[ред. | ред. код]

Чистий оксид літію

Чистий оксид літію предсталяє собою білі кристали. Інколи від може мати жовтуватий відтінок — це спричинене наявністю домішок пероксиду літію Li2O2. Плавиться при температурі 1517 °C, його температура кипіння 2600 °C була встановлена теоретично.

Отримання[ред. | ред. код]

Оксид літію утворюється при горінні металевого літію:

Також він утворюється при розкладанні гідроксиду літію або його сполук з кисневмісними аніонами:

Хімічні властивості[ред. | ред. код]

Оксид літію взаємодіє з водою (дещо менш активно, ніж інші лужні метали):

Проявляючи осно́вні властивості, він реагує з кислотами та кислотними оксидами:

За високих температур оксид літію може взаємодіяти з активними металами та з неметалами, відновлюючись до літію:

Застосування[ред. | ред. код]

Оксид літію використовують для виробництва скла з великим показником заломлення. Завдяки невеликій гігроскопічності він також використовується у фотографії як проявник.

Див. також[ред. | ред. код]

Примітки[ред. | ред. код]

  1. Lithium oxide
  2. а б в За тиску 101,3 кПа

Джерела[ред. | ред. код]

  • CRC Handbook of Chemistry and Physics / D. R. Lide. — 86th. — Boca Raton (FL) : CRC Press, 2005. — 2656 p. — ISBN 0-8493-0486-5. (англ.)
  • Рипан Р., Четяну И. Неорганическая химия: Химия металлов / В. И. Спицын. — М. : «Мир», 1971. — Т. 1. — 561 с. (рос.)
  • Лидин Р. А., Молочко В. А., Андреева Л. Л. Химические свойства неорганических веществ / Р. А. Лидин. — 3-е. — М. : Химия, 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0. (рос.)