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Recycling aus Lithium-Ionen-Akkus: Tippfehler entfernt

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{{Infobox Chemikalie
| Strukturformel = [[Datei:2.svg|x35px|2]] [[Datei:Li+.svg|x35px|Struktur des Li+-Ions]] [[Datei:Carbonat-Ion.svg|100px|Struktur des Carbonations]]
| Suchfunktion = CLi2O3 Li2CO3
| Andere Namen = {{INCI|Name=LITHIUM CARBONATE |ID=85904 |Abruf=2021-10-24}}
| Summenformel = Li2CO3
| CAS = {{CASRN|554-13-2}}
| EG-Nummer = 209-062-5
| ECHA-ID = 100.008.239
| PubChem = 11125
| ChemSpider = 10654
| DrugBank = DB14509
| ATC-Code = {{ATC|N05|AN01}}
| Beschreibung = weißer Feststoff<ref name="GESTIS" />
| Molare Masse = 73,89 g·[[mol]]−1
| Aggregat = fest
| Dichte = 2,11 g·cm−3<ref name="roth-SDB">{{Carl Roth |3995 |Name= |Abruf=2010-12-14}}</ref>
| Schmelzpunkt = 720 [[Grad Celsius|°C]]<ref name="roth-SDB" />
| Siedepunkt = 1310 °C (Zersetzung)<ref name="GESTIS" />
| Dampfdruck =
| Löslichkeit = * 13,3 g·l−1 (20 °C) in Wasser<ref name="IS1">{{Literatur |Autor=E. R. Caley and P. J. Elving |Hrsg=Harold Simmons Booth |Titel=Purification of lithium carbonate |Sammelwerk=Inorganic Syntheses |Band=1 |Verlag=McGraw-Hill, Inc. |Datum=1939 |Seiten=1-2 |Sprache=en}}</ref>
* 7,2 g·l−1 (100 °C) in Wasser<ref name="IS1" />
* nahezu unlöslich in [[Ethanol]]<ref name="roempp">{{RömppOnline |ID=RD-12-01356 |Name=Lithiumcarbonat |Abruf=2014-05-30}}</ref>, Aceton<ref name="Lax" />
| Quelle GHS-Kz = <ref name="GESTIS">{{GESTIS|Name=Lithiumcarbonat|ZVG=5270|CAS=554-13-2|Abruf=2024-01-02}}</ref>
| GHS-Piktogramme = {{GHS-Piktogramme|07}}
| GHS-Signalwort = Achtung
| H = {{H-Sätze|302|319}}
| EUH = {{EUH-Sätze|-}}
| P = {{P-Sätze|264|270|280|301+312|305+351+338|337+313}}
| Quelle P = <ref name="GESTIS" />
|ToxDaten = {{ToxDaten|Typ=LD50 |Organismus=Maus |Applikationsart=oral |Wert=531 mg·kg−1 |Quelle= <ref>{{HSDB|ID=3351 |Name=Lithium Carbonate |Abruf=2022-04-19}}</ref> }}
| Standardbildungsenthalpie = −1215,9 kJ/mol<ref name="CRC90_5_20">{{CRC Handbook|Auflage=90|Titel=Standard Thermodynamic Properties of Chemical Substances|Kapitel=5|Startseite=20}}</ref>
}}

'''Lithiumcarbonat''' (fachsprachlich) oder '''Lithiumkarbonat''' (Li2CO3) ist das [[Lithium]]<nowiki/>salz 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.

== Gewinnung und Darstellung ==
Lithiumcarbonat wird aus lithiumhaltigen [[Erz]]en ([[Pegmatit]]e) und [[Sole]]n hergestellt. Wichtigstes Erz ist [[Spodumen]].<ref>{{Literatur |Autor=Martin Bertau, Armin Müller, Peter Fröhlich, Michael Katzberg et al. |Titel=Industrielle Anorganische Chemie |Verlag=John Wiley & Sons |Datum=2013 |ISBN=978-3-527-64958-7 |Online=[https://books.google.com/books?id=XZR4AAAAQBAJ&pg=PT190&dq=Lithiumerz Google Books]}}</ref>

Im Jahr 1923 begann in der [[Hans-Heinrich-Hütte]] der [[Metallgesellschaft]] in [[Langelsheim]] ([[Harz (Mittelgebirge)|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 [[Alkalische Lösung|Alkalisieren]] mit Natriumcarbonat führt zur Ausfällung von Lithiumcarbonat, das abfiltriert oder abzentrifugiert wird.<ref name="wiberg">{{Holleman-Wiberg|Auflage=101.|Startseite=1153}}</ref> Bei stark verunreinigtem Ausgangsmaterial wird nochmals mit Schwefelsäure aufgelöst und mit Natriumcarbonat gefällt. Vor dem Verpacken wird das Lithiumcarbonat in einem [[Vakuum]]trockner 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.<ref name="lithium">{{Literatur |Autor=Donald E. Garrett |Titel=Handbook of Lithium and Natural Calcium Chloride |Verlag=Academic Press |Datum=2004 |ISBN=978-0-08-047290-4 |Online=[https://books.google.com/books?id=Ua2SVcUBHZgC&pg=PA166&dq=spodumene Google Books]}}</ref>

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 [[Solarteich]]en. Der anschließende Fertigungsweg geschieht so wie oben beschrieben.

=== Recycling aus Lithium-Ionen-Akkus ===
Aufgrund des steigenden Bedarfs an Lithium ist das Recycling ein wichtiger Prozessschritt. Hierbei wird Lithiumcarbonat als weiter zu verarbeitendes Endprodukt erhalten.
{{Hauptartikel|COOL-Prozess}}

== Eigenschaften ==
[[Datei:Lithiumcarbonat Löslichkeit.PNG|mini|links|Löslichkeitsdiagramm von Lithiumcarbonat in Wasser<ref name="handbuch" />]]
Lithiumcarbonat [[Kristallisation|kristallisiert]] im [[Monoklines Kristallsystem|monoklinen Kristallsystem]] in der {{Raumgruppe|C2/c|lang}} mit den [[Gitterparameter]]n a = 835,9 [[Pikometer|pm]], b = 497,67 pm, c = 619,4 pm und β = 114,72°. In der [[Elementarzelle]] befinden sich vier [[Formeleinheit]]en.<ref name="Lax">[[Jean D’Ans]], [[Ellen Lax]]: ''Taschenbuch für Chemiker und Physiker. 3. Elemente, anorganische Verbindungen und Materialien, Minerale, Band 3.'' 4. Auflage, Gabler Wissenschaftsverlage, 1997, ISBN 978-3-540-60035-0, S. 532 ({{Google Buch |BuchID=ssy59etLaksC |Seite=532}}).</ref> Bei 350 °C und 410 °C finden [[Phasenübergang|Phasenübergänge]] statt.<ref name="Lax" />
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:

:<math>\mathrm{2 \ Li^+ + Na_2CO_3 \longrightarrow Li_2CO_3 + 2 \ Na^+}</math>

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.<ref name="IS1" />

Anders als die Carbonate von [[Natrium]] und [[Kalium]] gibt trockenes Lithiumcarbonat beim Erhitzen [[Kohlendioxid]] ab<ref name="handbuch">R. Abegg, F. Auerbach, I. Koppel: ''Handbuch der anorganischen Chemie.'' Verlag S. Hirzel, 1908, 2. Band, 1. Teil, S. 146ff. [http://www.archive.org/stream/handbuchderanor00koppgoog#page/n166/mode/1up Volltext]</ref>

:<math>\mathrm{Li_2CO_3 \longrightarrow Li_2O + CO_2}</math>

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.<ref name="handbuch" />

:<math>\mathrm{ Li_2CO_3 + 4 \ C \longrightarrow Li_2C_2 + 3 \ CO}</math>

Die [[Standardbildungsenthalpie]] des kristallinen Lithiumcarbonats beträgt ΔfH0298 = −1215,87 kJ/mol.<ref name="Herzberg">{{Literatur |Autor=Oliver Herzberg |Titel=Untersuchung organischer Festkörperreaktionen am Beispiel von Substitutions- und Polykondensationsreaktionen |Ort=Hamburg |Datum=2000 |Kommentar=Dissertation, Universität Hamburg |DNB=960245774 |URN=nbn:de:gbv:18-2380}}</ref>

== Verwendung ==
[[Datei:Lithium carbonate.jpg|mini|Lithiumcarbonat]]
Die Hälfte des Absatzes wird für die Aluminiumherstellung ([[Schmelzflusselektrolyse]]) benötigt. Weitere Anwendungsgebiete sind die [[Glasindustrie|Glas-]], [[Keramik]]-, [[Email]]industrie.
Lithiumcarbonat sorgt für eine geringere Schmelztemperatur – wodurch Energiekosten gesenkt werden – und verleiht der heißen [[Glas]]masse 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.<ref name="wiberg" /> Lithiumhaltige Gläser werden auf Grund ihres geringen [[Ausdehnungskoeffizient]]en zur Herstellung feuerfester Gläser verwendet.<ref name="wiberg" /> Es ist außerdem Bestandteil von [[Schnellzement]]en und [[Fußboden|Estrichen]]<ref>{{Internetquelle |url=https://www.ihd-dresden.de/fileadmin/user_upload/pdf/IHD/wissensportal/taetigkeitsbericht/deutsch/Berichte/Taet2005.pdf |titel=Tätigkeitsbericht 2005 |hrsg=[[Institut für Holztechnologie Dresden]] |seiten=18 |abruf=2023-02-19}}</ref> und dient dort dem schnelleren Abbinden des Zements. In [[Schmelzkarbonatbrennstoffzelle]]n ist es Bestandteil des [[Elektrolyt]]s.<ref>J. Deberitz, G. Boche: ''Lithium und seine Verbindungen – Industrielle, medizinische und wissenschaftliche Bedeutung.'' In: ''[[Chemie in unserer Zeit]]''. Bd. 37, 2003. S. 258–266, [[doi:10.1002/ciuz.200300264]].</ref> In der Industrie wird es auch als [[Flussmittel (Glasschmelzen)|Flussmittel]] zur Herstellung von Glas, Keramik und Email eingesetzt.<ref name="wiberg" />

In der [[Lithiumtherapie]] wird Lithiumcarbonat zur Behandlung [[Depression|depressiver Erkrankungen]], [[Manie]]n oder [[Bipolare Störung|bipolarer Störungen]] eingesetzt. Handelsnamen sind beispielsweise in Deutschland ''Hypnorex'' und ''Quilonum'', in Österreich ''Neurolepsin'' und ''Quilonorm'', in der Schweiz ''Quilonorm''.<ref>{{Literatur |Autor= |Titel=Depression |Auflage=2. |Verlag=Thieme Verlag |Ort= |Datum=2002 |ISBN=3-13-104662-7 |Kapitel=4. Medikamente, Checklisten, Beurteilungsinstrumente |Seiten= |DOI=10.1055/b-0033-858}}</ref> Da Lithiumcarbonat weniger wasserlöslich ist als andere Lithiumsalze, wird es durch den oberen [[Gastrointestinaltrakt]] weniger schnell absorbiert. Bis zum Erreichen der Spitzen[[plasmakonzentration]] dauert es viermal so lange wie bei anderen Lithiumsalzen. Dennoch werden häufig [[Retard]]-Tabletten verabreicht, die den Wirkstoff noch langsamer freisetzen. Die Wirkungsweise ist ansonsten wie bei allen anderen Lithiumsalzen gleich. Die niedrige [[therapeutische Breite]] führt dazu, dass Patienten regelmäßig durch Laboranalysen ihren Lithiumspiegel im Blut kontrollieren lassen müssen.<ref>{{Internetquelle |url=https://oegpb.at/2014/09/03/dfp-literatur-lithiumtherapie-bei-bipolarer-stoerung/ |titel=DFP-Literatur: Lithiumtherapie bei bipolarer Störung |hrsg=[[Österreichische Gesellschaft für Neuropsychopharmakologie und Biologische Psychiatrie]] |datum=Sep 3, 2014 |abruf=2021-08-15}}</ref> Lithiumcarbonat wird von der WHO in der [[Liste der unentbehrlichen Arzneimittel der Weltgesundheitsorganisation|Liste der unentbehrlichen Arzneimittel]] geführt.<ref>{{Internetquelle |url=https://www.who.int/publications-detail-redirect/WHO-MHP-HPS-EML-2021.02 |titel=WHO model list of essential medicines - 22nd list, 2021 |sprache=en |abruf=2022-06-16}}</ref>

== Musik ==
2004 benannte der Produzent [[Venetian Snares]] seinen Song ''Li2CO3'' nach der chemischen Verbindung.

== Literatur ==
* Richard Bauer: ''Lithium – wie es nicht im Lehrbuch steht'', Chemie in unserer Zeit, Oktober 1985, S. 167, VCH Verlagsgesellschaft mbH Weinheim

== Einzelnachweise ==
<references />

{{Navigationsleiste Alkalimetallcarbonate}}

{{Normdaten|TYP=s|GND=4378397-1}}

[[Kategorie:Phasenprophylaktikum]]
[[Kategorie:Lithiumverbindung]]
[[Kategorie:Carbonat]]
[[Kategorie:Psychotroper Wirkstoff]]

Lithiumcarbonat - Versionsgeschichte

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