Lithiumfluorid

Kristallstruktur
_ Li+ 0 _ F−
Kristallsystem	kubisch flächenzentriert
Raumgruppe	Fm3m (Nr. 225)Vorlage:Raumgruppe/225
Gitterparameter	4,026 Å
Koordinationszahlen	Li[6], F[6]
Allgemeines
Name	Lithiumfluorid
Verhältnisformel	LiF
Kurzbeschreibung	farbloser bis weißer Feststoff[1]
Externe Identifikatoren/Datenbanken
CAS-Nummer 7789-24-4 EG-Nummer 232-152-0 ECHA-InfoCard 100.029.229 PubChem 224478 ChemSpider 23007 Wikidata Q409319
Eigenschaften
Molare Masse	25,94 g·mol−1
Aggregatzustand	fest[1]
Dichte	2,64 g·cm−3[2]
Schmelzpunkt	845 °C[3]
Siedepunkt	1680 °C[2]
Löslichkeit	wenig in Wasser (1,3 g·l−1 bei 25 °C)[4]
Brechungsindex	1,3921[5]
Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung[1] Gefahr H- und P-Sätze H: 301​‐​315​‐​319​‐​335 EUH: 032 P: 301+310+330​‐​302+352​‐​305+351+338[1]
MAK	2,5 mg·m−3 auf Fluor bezogen[2]
Toxikologische Daten	200 mg·kg−1 (LD50, Meer­schweinchen, oral)[6] 143 mg·kg−1 (LD50, Ratte, oral)[7][2]
Thermodynamische Eigenschaften
ΔHf0	−620 kJ·mol−1[8]
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen (0 °C, 1000 hPa). Brechungsindex: Na-D-Linie, 20 °C

Lithiumfluorid (LiF), das Lithiumsalz der Fluorwasserstoffsäure, bildet farblose, weiß aussehende, nur wenig wasserlösliche Kristalle. Hydrate des Lithiumfluorids sind nicht bekannt.

Die Herstellung von Lithiumfluorid erfolgt durch Umsetzung einer wässrigen Lithiumhydroxid- oder Lithiumcarbonatlösung mit Fluorwasserstoff und anschließender Aufkonzentrierung und Trocknung.^[9][10]

${\displaystyle {\ce {LiOH + HF -> LiF + H2O}}}$

${\displaystyle {\ce {Li2CO3 + 2HF -> 2LiF + H2O + CO2 ^}}}$

Lithiumfluorid kristallisiert in der Natriumchlorid-Struktur (KZ = 6) in der Raumgruppe Fm3m (Raumgruppen-Nr. 225)Vorlage:Raumgruppe/225 mit dem Gitterparameter a = 402,6 pm.^[11] Die Löslichkeit in Wasser beträgt nur 1,3 g/l.^[4] Lithiumfluorid ist in Wasser nur wenig löslich, da die Gitterenergie größer als die Hydratationsenergie ist.^[12] Wässrige Lösungen reagieren leicht alkalisch (pH 8). Weiterhin bildet es keine Hydrate, wie sie von den anderen Lithiumhalogeniden bekannt sind.

Aufgrund der kleinen Ionenradien des Lithiumkations und des Fluoridanions besitzt Lithiumfluorid eine sehr hohe Gitterenergie von 1034 kJ/mol. Dies bedingt die hohen Schmelz- und Siedepunkte des Salzes. Die Standardbildungsenthalpie von Lithiumfluorid beträgt ΔH_f⁰ = −620 kJ/mol.^[8] Es besitzt eine hohe Durchlässigkeit für elektromagnetische Strahlung im Infrarotbereich, im sichtbaren Licht und im Ultraviolett. Ein 8 mm dicker Einkristall aus Lithiumfluorid lässt für Wellenlängen von 140 nm bis 6000 nm mehr als 60 % der Strahlung hindurch.^[13]

Lithiumfluorid bildet mit Calciumfluorid ein Eutektikum mit der Zusammensetzung 80,5 Molprozent LiF und 19,5 Molprozent CaF₂, das bei 769 °C schmilzt.^[14]

Einkristalle von Lithiumfluorid können in IR-Spektrometern als Prismen oder in der Röntgenspektroskopie als Monochromatorkristall eingesetzt werden.^[15][16] In der Aluminiumherstellung kann Lithiumfluorid in Elektrolysebädern verwendet werden.^[17] Lithiumfluoridkristalle können in Strahlungsdetektoren für ionisierende Strahlung, speziell in Thermolumineszenzdosimetern, eingesetzt werden. Hierzu wird oft nur das Salz aus dem Isotop ⁶Li dotiert mit Kupfer verwendet.^[18][19]

1. ↑ ^{a b c d} Eintrag zu Lithiumfluorid in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 3. Januar 2023. (JavaScript erforderlich)
2. ↑ ^{a b c d} Datenblatt Lithiumfluorid bei Alfa Aesar, abgerufen am 6. Februar 2010 (Seite nicht mehr abrufbar)..
3. ↑ H. Kojima, S. G. Whiteway, C. R. Masson: Melting points of inorganic fluorides. In: Canadian Journal of Chemistry. 46 (18), 1968, S. 2968–2971, doi:10.1139/v68-494.
4. ↑ ^{a b} David R. Lide (Hrsg.): CRC Handbook of Chemistry and Physics. 89. Auflage. (Internet-Version: 2009), CRC Press / Taylor and Francis, Boca Raton FL, Properties of the Elements and Inorganic Compounds, S. 4-72.
5. ↑ 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.
6. ↑ Merck Index; an Encyclopedia of Chemicals, Drugs, and Biologicals. Vol. 11, 11. Auflage. Merck & Co., Rahway, NJ 1989, S. 871.
7. ↑ Farmakologiya i Toksikologiya. Vol. 40, S. 329, 1977.
8. ↑ ^{a b} A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 101. Auflage. Walter de Gruyter, Berlin 1995, ISBN 3-11-012641-9, S. 1170.
9. ↑ 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.
10. ↑ G. Brauer (Hrsg.): Handbook of Preparative Inorganic Chemistry. vol. 1, 2. Auflage. Academic Press, 1963, S. 235.
11. ↑ Korth Kristalle: Lithiumfluorid (Memento vom 12. September 2017 im Internet Archive)
12. ↑ Armin Schneider, Jürgen Kutscher: Kurspraktikum der allgemeinen und anorganischen Chemie. Dr. Dietrich Steinkopff Verlag, Darmstadt 1974, ISBN 978-3-642-95950-9, S. 108 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche). 
13. ↑ SOLAR Laser Systems: Optical Materials (Memento vom 3. Juli 2012 im Internet Archive) (PDF; 135 kB)
14. ↑ W. E. Roake: The Systems CaF₂-LiF and CaF₂-LiF-MgF₂. In: Journal of the Electrochemical Society. Band 104, Nr. 11, 1957, S. 661–662, doi:10.1149/1.2428441. 
15. ↑ Eintrag zu Lithiumfluorid. In: Römpp Online. Georg Thieme Verlag, abgerufen am 11. Februar 2015.
16. ↑ Skript über optische Materialien (Memento vom 21. Oktober 2012 im Internet Archive).
17. ↑ Solvaychemicals (PDF; 106 kB)
18. ↑ Hanno Krieger: Grundlagen der Strahlungsphysik und des Strahlenschutzes. 4. Auflage. Springer-Verlag, Wiesbaden 2012, ISBN 978-3-8348-2238-3, S. 252 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche). 
19. ↑ L. Herforth, M. Frank: Thermolumineszenzdosimetrie mit LiF für Strahlentherapie und Strahlenschutzkontrolle. In: Cechoslovackij fiziceskij zurnal B. Band 13, Nr. 3, 1963, S. 219–221, doi:10.1007/BF01875275.