Lithiumnitrid

Kristallstruktur
_ Li+ 0 _ N3−
Kristallsystem	hexagonal
Raumgruppe	P6/mmm (Nr. 191)Vorlage:Raumgruppe/191 [1]
Allgemeines
Name	Lithiumnitrid
Verhältnisformel	Li3N
Kurzbeschreibung	rotbrauner Feststoff mit ammoniakartigem Geruch[2]
Externe Identifikatoren/Datenbanken
CAS-Nummer 26134-62-3 EG-Nummer 247-475-2 ECHA-InfoCard 100.043.144 PubChem 520242 ChemSpider 453793 Wikidata Q413407
Eigenschaften
Molare Masse	34,83 g·mol−1
Aggregatzustand	fest
Dichte	1,294 g·cm−3[3]
Schmelzpunkt	813 °C[4]
Löslichkeit	reagiert heftig mit Wasser[2]
Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung[5] Gefahr H- und P-Sätze H: 260​‐​314 EUH: 014​‐​029 P: 223​‐​231+232​‐​280​‐​305+351+338​‐​370+378​‐​422[5]
Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen (0 °C, 1000 hPa).

Lithiumnitrid, Li₃N, ist eine chemische Verbindung, die aus Lithium und Stickstoff aufgebaut ist. Neben Li₃N sind (bei zum Teil hohen Drücken) mit LiN₂, LiN und LiN₅ weitere Lithiumnitride bekannt.^[6]

Lithiumnitrid wird durch Reaktion von Lithium mit Stickstoff hergestellt. Die Reaktion läuft schon bei Raumtemperatur ab, jedoch sehr langsam, so dass zur Synthese von Lithiumnitrid meist höhere Temperaturen verwendet werden:^[7]

6   L i   + N 2   → 100 ∘ C   2   L i 3 N {\displaystyle \mathrm {6\ Li\ +N_{2}\ {\xrightarrow {100^{\circ }C}}\ 2\ Li_{3}N} }

Im Lithiumnitrid bilden die Lithiumatome graphitähnliche hexagonale Ringe, in deren Zentrum sich ein Stickstoffatom befindet. Weitere Lithiumatome befinden sich oberhalb und unterhalb des Stickstoffkerns, so dass jeder Stickstoff in einer hexagonal-bipyramidalen Geometrie von acht Lithiumkernen umgeben ist.^[7][1]

Lithiumnitrid ist ein feines, rot-braunes Pulver mit einer Dichte von 1,38 g·cm⁻³ bei Standardbedingungen. Es schmilzt bei 813 °C und ist unter Ausschluss von Feuchtigkeit und Luft stabil.^[8][9][10] Lithiumnitrid ist ein guter Ionenleiter.^[8]

Die Bildungsenthalpie von Lithiumnitrid beträgt −207 kJ/mol.^[11]

Lithiumnitrid ist eine Superbase, da das N³⁻-Ion stark basisch reagiert. Mit Wasser hydrolysiert Lithiumnitrid zu Lithiumhydroxid und Ammoniak.^[7]

Li 3 N + 3 H 2 O ⟶ 3 LiOH + NH 3 {\displaystyle {\ce {Li3N + 3H2O -> 3LiOH + NH3}}}

Beim Erhitzen im Wasserstoffstrom bildet sich Lithiumhydrid.^[12] Als Zwischenstufen entstehen Lithiumamid (LiNH₂) und Lithiumimid (Li₂NH).^[13]

2 Li 3 N + 3 H 2 ⟶ 6 LiH + N 2 ↑ {\displaystyle {\ce {2Li3N +3H2 -> 6LiH + N2 ^}}}

Beim Erhitzen von Lithiumnitrid mit Metallchloriden bilden sich Lithiumchlorid und das betreffende Metallnitrid.^[12]

In der Metallurgie wird Lithiumnitrid zum Einbringen von Stickstoff in Legierungen verwendet.^[14]

Lithiumnitrid wurde auch für die Wasserstoffspeicherung, zum Beispiel für Brennstoffzellen untersucht, da es durch Reaktion bis zu 9,3 Gew.-% Wasserstoff aufnehmen kann. Dabei entsteht neben Lithiumhydrid zuerst Lithiumimid, bevor sich schließlich Lithiumamid bildet. Dabei ist die Reaktion zwischen Lithiumimid Li₂NH und -amid LiNH₂ reversibel, was einem Massenanteil von etwa 7 % entspricht. Für eine Anwendung sind allerdings die notwendigen Temperaturen von 255 °C noch zu hoch.^[15][16][17]

L i 3 N   +   2   H 2   ⟶   L i 2 N H   +   L i H   +   H 2   ⇌     L i N H 2 +   2   L i H {\displaystyle \mathrm {Li_{3}N\ +\ 2\ H_{2}\ \longrightarrow \ Li_{2}NH\ +\ LiH\ +\ H_{2}\ \rightleftharpoons \ \ LiNH_{2}+\ 2\ LiH} }

1. ↑ ^{a b} Struktur von Li₃N (Memento vom 19. Juli 2012 im Internet Archive).
2. ↑ ^{a b} Datenblatt Lithiumnitrid bei Alfa Aesar, abgerufen am 15. Dezember 2010 (Seite nicht mehr abrufbar).
3. ↑ Inorganic Syntheses. John Wiley & Sons, 2009, ISBN 0-470-13288-4, S. 53 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche). 
4. ↑ R.M Yonco, E. Veleckis, V.A Maroni: Solubility of nitrogen in liquid lithium and thermal decomposition of solid Li₃N. In: Journal of Nuclear Materials. 57, 1975, S. 317, doi:10.1016/0022-3115(75)90216-0.
5. ↑ ^{a b} Datenblatt Lithium nitride bei Sigma-Aldrich, abgerufen am 7. November 2021 (PDF).
6. ↑ Dominique Laniel, Gunnar Weck, Paul Loubeyre: Direct Reaction of Nitrogen and Lithium up to 75 GPa: Synthesis of the Li3N, LiN, LiN2, and LiN5 Compounds. In: Inorganic Chemistry. 57, 2018, S. 10685, doi:10.1021/acs.inorgchem.8b01325.
7. ↑ ^{a b c} A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 101. Auflage. Walter de Gruyter, Berlin 1995, ISBN 3-11-012641-9, S. 1153.
8. ↑ ^{a b} Albrecht Rabenau: Lithiumnitrid und verwandte Stoffe, Ihre wissenschaftliche und praktische Bedeutung. Sila-Substitutionen. Westdeutscher Verlag GmbH, Opladen 1981, ISBN 978-3-663-01758-5, S. 12 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche). 
9. ↑ Peter Paetzold: Chemie: Eine Einführung. Walter de Gruyter, Berlin 2009, ISBN 978-3-11-021135-1, S. 636 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche). 
10. ↑ Hermann Sicius: Wasserstoff und Alkalimetalle: Elemente der ersten Hauptgruppe. Springer Fachmedien, Wiesbaden 2016, ISBN 978-3-658-12268-3, S. 23, doi:10.1007/978-3-658-12268-3. 
11. ↑ M. Guntz: Sur l'azoture de lithium. In: Compt. Rend. Hebd. Band 123, 1896, S. 995–997 (Digitalisat auf Gallica).
12. ↑ ^{a b} R. Abegg, F. Auerbach, I. Koppel: Handbuch der anorganischen Chemie. 2. Band, 1. Teil, Verlag S. Hirzel, 1908, S. 134 (Volltext).
13. ↑ K. A. Hofmann: Lehrbuch der anorganischen Chemie. 2. Auflage, Verlag F. Vieweg & Sohn, 1919, S. 441 (Volltext).
14. ↑ D. L. Perry, S. L. Phillips: Handbook of Inorganic Compounds: An Electronic Database. CRC Press, 1995, ISBN 978-0-8493-8671-8, S. 228.
15. ↑ Jan Oliver Löfken: Neuer Wasserstoffspeicher aus Lithiumnitrid entdeckt. In: Bild der Wissenschaft. Abgerufen am 8. September 2019. 
16. ↑ Neues Speichermedium für Wasserstoff entwickelt. In: innovations-report.de. 25. November 2002, abgerufen am 3. September 2017. 
17. ↑ Ping Chen, Zhitao Xiong, Jizhong Luo, Jianyi Lin, Kuang Lee Tan: Interaction of hydrogen with metal nitrides and imides. In: Nature. Band 420, Nr. 6913, Oktober 2002, S. 302–304, doi:10.1038/nature01210.