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.

Gewinnung und Darstellung

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

${\displaystyle {\ce {LiOH + HI -> LiI + H2O}}}$

${\displaystyle {\ce {Li2CO3 + 2HI -> 2LiI + H2O + CO2 ^}}}$

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

${\displaystyle {\ce {LiH + I2 -> LiI + HI}}}$

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.

Das Trihydrat weist einen Schmelzpunkt von 73 °C auf. Beim Erhitzen verliert es bei 80 °C zwei Moleküle und bei 300 °C ein weiteres Molekül Kristallwasser. 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.

Verwendung

Das wasserfreie Lithiumiodid wird für organische Synthesen verwendet, in den Batterien von Herzschrittmachern (Lithium-Iod-Batterien) dient es als Elektrolyt. Dotierte Kristalle dienen als Szintillationsdetektor für langsame Neutronen.

Einzelnachweise

1. 1 2 3 4 5 6 7 8 Eintrag zu Lithiumiodid in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 8. Januar 2020. (JavaScript erforderlich)
2. ↑ Dimethyl Sulfoxide (DMSO) Solubility Data. Gaylord Chemical Company, L.L.C.; Bulletin 102, Juni 2014, S. 14. (PDF)
3. ↑ G. Milne: Gardner's Commercially Important Chemicals: Synonyms, Trade Names, and Properties. S. 370, Wiley-IEEE, 2005, ISBN 9780471736615.
4. ↑ David R. Lide (Hrsg.): CRC Handbook of Chemistry and Physics. 90. Auflage. (Internet-Version: 2010), CRC Press / Taylor and Francis, Boca Raton FL, Index of Refraction of Inorganic Crystals, S. 10-246.
5. ↑ Eintrag zu lithium iodide (Condensed phase thermochemistry data). In: P. J. Linstrom, W. G. Mallard (Hrsg.): NIST Chemistry WebBook, NIST Standard Reference Database Number 69. National Institute of Standards and Technology, Gaithersburg MD, abgerufen am 17. November 2019.
6. 1 2 3 4 A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 101. Auflage. Walter de Gruyter, Berlin 1995, ISBN 3-11-012641-9, S. 1151–1152.
7. ↑ 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
8. ↑ 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.
9. ↑ Oliver Herzberg: Untersuchung organischer Festkörperreaktionen am Beispiel von Substitutions- und Polykondensationsreaktionen, Dissertation, Universität Hamburg 2000. DNB 960245774/34
10. ↑ L. F. Trueb, P. Rüetschi: Batterien und Akkumulatoren - Mobile Energiequellen für heute und morgen., Springer, Berlin 1998 ISBN 3-540-62997-1.
11. ↑ C. Holmes: The Lithium/Iodine-Polyvinylpyridine Pacemaker Battery – 35 years of Successful Clinical Use. In: ECS Transactions. Band 6, Nr. 5, 28. September 2007, S. 1–7, doi:10.1149/1.2790382. 
12. ↑ K. P. Nicholson: Some lithium iodide phosphors for slow neutron detection, in: J. Appl. Phys. 1955, 6, 104–106.