El óxido de litio y cobalto , a veces llamado cobaltato de litio [2] o cobaltita de litio , [3] es un compuesto químico con fórmula LiCoO
2. Los átomos de cobalto se encuentran formalmente en el estado de oxidación +3, de ahí el nombre IUPAC de óxido de litio y cobalto (III) .
El óxido de litio y cobalto es un sólido cristalino de color azul oscuro o gris azulado [4] y se usa comúnmente en los electrodos positivos de las baterías de iones de litio .
La estructura del LiCoO.
2Se ha estudiado con numerosas técnicas que incluyen difracción de rayos X , microscopía electrónica , difracción de neutrones en polvo y EXAFS . [5]
El sólido está formado por capas de cationes de litio monovalentes ( Li+
) que se encuentran entre láminas aniónicas extendidas de átomos de cobalto y oxígeno, dispuestas como octaedros de bordes compartidos , con dos caras paralelas al plano de la lámina. [6] Los átomos de cobalto se encuentran formalmente en el estado de oxidación trivalente ( Co3+
) y están intercalados entre dos capas de átomos de oxígeno ( O2-
).
En cada capa (cobalto, oxígeno o litio), los átomos están dispuestos en una red triangular regular. Las redes están desplazadas de modo que los átomos de litio estén más alejados de los átomos de cobalto, y la estructura se repite en la dirección perpendicular a los planos cada tres capas de cobalto (o litio). La simetría del grupo de puntos está en notación de Hermann-Mauguin , lo que significa una celda unitaria con triple simetría rotacional impropia y un plano especular. El triple eje de rotación (que es normal a las capas) se denomina inadecuado porque los triángulos de oxígeno (que están en lados opuestos de cada octaedro) están antialineados. [7]
El óxido de cobalto de litio completamente reducido se puede preparar calentando una mezcla estequiométrica de carbonato de litio Li.
2CO
3y óxido de cobalto (II, III) Co
3oh
4o cobalto metálico a 600–800 °C, luego recocido el producto a 900 °C durante muchas horas, todo bajo una atmósfera de oxígeno. [6] [3] [7]
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También se pueden obtener partículas de tamaño nanométrico más adecuadas para uso catódico mediante la calcinación de oxalato de cobalto hidratado β- CoC.
2oh
4· 2H
2O , en forma de cristales en forma de varilla de aproximadamente 8 μm de largo y 0,4 μm de ancho, con hidróxido de litio LiOH , hasta 750–900 °C. [9]
Un tercer método utiliza acetato de litio , acetato de cobalto y ácido cítrico en cantidades molares iguales, en solución acuosa. Calentar a 80 °C convierte la mezcla en un gel transparente viscoso. A continuación, el gel seco se muele y se calienta gradualmente hasta 550 °C. [10]
La utilidad del óxido de litio y cobalto como electrodo de intercalación fue descubierta en 1980 por un grupo de investigación de la Universidad de Oxford dirigido por John B. Goodenough y Koichi Mizushima de la Universidad de Tokio . [11]
El compuesto se utiliza ahora como cátodo en algunas baterías recargables de iones de litio , con tamaños de partículas que van desde nanómetros a micrómetros . [10] [9] Durante la carga, el cobalto se oxida parcialmente al estado +4, y algunos iones de litio se mueven hacia el electrolito, lo que da como resultado una variedad de compuestos Li.
XArrullo
2con 0 < x < 1. [3]
Baterías producidas con LiCoO
2Los cátodos tienen capacidades muy estables, pero tienen menores capacidades y potencia que aquellos con cátodos basados en óxidos de níquel-cobalto-aluminio (NCA) o níquel-cobalto-manganeso (NCM) (especialmente ricos en níquel). [12] Los problemas con la estabilidad térmica son mejores para el LiCoO
2cátodos que otras sustancias químicas ricas en níquel, aunque no de manera significativa. Esto produce LiCoO
2Baterías susceptibles a fugas térmicas en casos de abuso, como funcionamiento a alta temperatura (>130 °C) o sobrecarga . A temperaturas elevadas, LiCoO
2 La descomposición genera oxígeno , que luego reacciona con el electrolito orgánico de la celda. Esta reacción se observa a menudo en baterías de iones de litio , donde la batería se vuelve muy volátil y debe reciclarse de manera segura. La descomposición de LiCoO 2 es un problema de seguridad debido a la magnitud de esta reacción altamente exotérmica , que puede extenderse a celdas adyacentes o encender material combustible cercano. [13] En general, esto se observa en muchos cátodos de baterías de iones de litio.
El proceso de delitiación suele ser por medios químicos, [14] aunque se ha desarrollado un novedoso proceso físico basado en pulverización iónica y ciclos de recocido, [15] dejando intactas las propiedades del material.
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