Lithiumcarbonat

Sicherheitshinweise

Bitte die Befreiung von der Kennzeichnungspflicht für Arzneimittel, Medizinprodukte, Kosmetika, Lebensmittel und Futtermittel beachten

GHS-Gefahrstoffkennzeichnung

Achtung

H- und P-Sätze

Gesundheitsschädlich bei Verschlucken.
Verursacht schwere Augenreizung.

P: Bei Kontakt mit den Augen: Einige Minuten lang behutsam mit Wasser spülen. Eventuell vorhandene Kontaktlinsen nach Möglichkeit entfernen. Weiter spülen.

Toxikologische Daten

525 mg·kg⁻¹ (LD₅₀, Ratte, oral)

Lithiumcarbonat (fachsprachlich) oder Lithiumkarbonat (Li₂CO₃) ist das Lithiumsalz der Kohlensäure. Lithiumcarbonat ist die wichtigste Lithiumverbindung. Schon im Jahr 1985 betrug der Weltabsatz von Lithiumcarbonat ca. 28.000 Tonnen/Jahr.

In der Natur kommt Lithiumcarbonat sehr selten in Form des Minerals Zabuyelit vor.

Strukturformel

Allgemeines
Name	Lithiumcarbonat
Summenformel	Li₂CO₃
Kurzbeschreibung	weißer Feststoff
Externe Identifikatoren/Datenbanken
CAS-Nummer	554-13-2
EG-Nummer	209-062-5
ECHA-InfoCard	100.008.239
PubChem	11125
ChemSpider	10654
Arzneistoffangaben
ATC-Code	N05AN01
Eigenschaften
Molare Masse	73,89 g/mol
Aggregatzustand	fest
Dichte	2,11 g/cm³
Schmelzpunkt	720 °C
Siedepunkt	1310 °C (Zersetzung)
Löslichkeit	13,3 g/l (20 °C) in Wasser 7,2 g/l (100 °C) in Wasser unlöslich in Ethanol, Aceton
Thermodynamische Eigenschaften
ΔH_f⁰	−1215,9 kJ/mol

Gewinnung und Darstellung

Lithiumcarbonat wird aus lithiumhaltigen Erzen (Pegmatite) und Solen hergestellt. Wichtigstes Erz ist Spodumen.

Im Jahr 1923 begann in der Hans-Heinrich-Hütte der Metallgesellschaft in Langelsheim (Harz) die Produktion des ersten technischen Lithiumcarbonats.

Das lithiumhaltige Erz wird zerkleinert, zur Entfernung organischer Verunreinigungen geröstet und mit Schwefelsäure aufgeschlossen. Durch Zugabe von Natriumcarbonat (Soda) werden zuerst die Verunreinigungen ausgefällt und abfiltriert. Weiteres Alkalisieren mit Natriumcarbonat führt zur Ausfällung von Lithiumcarbonat, das abfiltriert oder abzentrifugiert wird. Bei stark verunreinigtem Ausgangsmaterial wird nochmals mit Schwefelsäure aufgelöst und mit Natriumcarbonat gefällt. Vor dem Verpacken wird das Lithiumcarbonat in einem Vakuumtrockner getrocknet.

Durch Reaktion mit Kohlendioxid wandelt sich das wasserunlösliche Lithiumcarbonat in das metastabile Lithiumhydrogencarbonat (Lithiumbicarbonat) um. Nach Ausfällung der Aluminium- und Eisensilikate wird das Lithiumhydrogencarbonat aufgefangen und durch Erhitzen auf 95 °C wieder in reines Lithiumcarbonat umgewandelt.

Kostengünstiger ist das Verarbeiten von lithiumhaltigen Solen. Vor der Fällung mit Soda werden sie aufkonzentriert. Im Gewinnungsgebiet Salar de Atacama in Chile geschieht dies teilweise durch Verdunsten des Wassers in Solarteichen. Der anschließende Fertigungsweg geschieht so wie oben beschrieben.

Eigenschaften

Löslichkeitsdiagramm von Lithiumcarbonat in Wasser

Lithiumcarbonat kristallisiert im monoklinen Kristallsystem in der Raumgruppe C2/c (Raumgruppen-Nr. 15) mit den Gitterparametern a = 835,9 pm, b = 497,67 pm, c = 619,4 pm und β = 114,72°. In der Elementarzelle befinden sich vier Formeleinheiten. Bei 350 °C und 410 °C finden Phasenübergänge statt. Im Gegensatz zu den Carbonaten der übrigen Alkalimetalle ist Lithiumcarbonat in Wasser weniger gut löslich. Mit zunehmender Temperatur nimmt die Löslichkeit ab. Daher bietet sich als Herstellungsmethode die Umsetzung von wässrigen Lithiumsalzlösungen mit Natriumcarbonat an:

$\mathrm {2\ Li^{+}+Na_{2}CO_{3}\longrightarrow Li_{2}CO_{3}+2\ Na^{+}}$

Im Labor wird dieses Löslichkeitsverhalten ausgenutzt, um handelsübliches Lithiumcarbonat aufzureinigen. Hierzu wird eine kaltgesättigte Lösung hergestellt, diese ggf. von unlöslichen Verunreinigungen abfiltriert und dann unter starkem Rühren zum Sieden erhitzt. Auf Grund der sinkenden Löslichkeit des Lithiumcarbonat bei steigender Temperatur beginnt hierbei reines Lithiumcarbonat auszufallen, welches dann heiß abfiltriert wird.

Anders als die Carbonate von Natrium und Kalium gibt trockenes Lithiumcarbonat beim Erhitzen Kohlendioxid ab

$\mathrm {Li_{2}CO_{3}\longrightarrow Li_{2}O+CO_{2}}$

Erhitzt man Lithiumcarbonat im elektrischen Ofen mit einem Überschuss von Kohlenstoff, so entsteht Lithiumcarbid. Auch hier gleicht das Lithium eher dem Calcium als den anderen Alkalimetallen, die unter diesen Umständen zum Metall reduziert werden.

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

Die Standardbildungsenthalpie des kristallinen Lithiumcarbonats beträgt Δ_fH⁰₂₉₈ = −1215,87 kJ/mol.

Verwendung

Lithiumcarbonat

Die Hälfte des Absatzes wird für die Aluminiumherstellung (Schmelzflusselektrolyse) benötigt. Weitere Anwendungsgebiete sind die Glas-, Keramik-, Emailindustrie. Lithiumcarbonat sorgt für eine geringere Schmelztemperatur – wodurch Energiekosten gesenkt werden – und verleiht der heißen Glasmasse eine geringere Viskosität (wodurch z. B. die Herstellung von sehr dünnwandigem Glas erleichtert wird).

Lithiumcarbonat kann als Ausgangsstoff zur Herstellung weiterer Lithiumverbindungen wie beispielsweise Lithiumchlorid, Lithiumformiat, Lithiumhydroxid oder Lithiumniobat verwendet werden. Des Weiteren wird es zur Schmelzpunkterniedrigung in der schmelzflusselektrolytischen Gewinnung von Aluminium genutzt. Lithiumhaltige Gläser werden auf Grund ihres geringen Ausdehnungskoeffizienten zur Herstellung feuerfester Gläser verwendet. Es ist außerdem Bestandteil vonSchnellzementen und Estrichen und dient dort dem schnelleren Abbinden des Zements. In Schmelzkarbonatbrennstoffzellen ist es Bestandteil des Elektrolyts. In der Industrie wird es auch als Flussmittel zur Herstellung von Glas, Keramik und Email eingesetzt.

In der Lithiumtherapie wird Lithiumcarbonat zur Behandlung depressiver Erkrankungen, Manien oder bipolarer Störungen eingesetzt. Handelsnamen sind beispielsweise in Deutschland Hypnorex und Quilonum, in Österreich Neurolepsin und Quilonorm, in der Schweiz Quilonorm. Die Dosierung muss jedoch vorsichtig eingestellt werden, da Lithiumverbindungen bei höherer Konzentration zu Herzirritationen oder ab fünf Gramm tödlich wirken können.

Basierend auf einem Artikel in:

Wikipedia.de