El óxido de litio y cobalto , a veces llamado cobaltato de litio [2] o cobaltito de litio [3] , es un compuesto químico con la fórmula LiCoO
2Los átomos de cobalto están formalmente en el estado de oxidación +3, de ahí el nombre IUPAC de óxido de litio y cobalto (III) .
El óxido de cobalto y litio es un sólido cristalino de color azul oscuro o gris azulado, [4] y se utiliza comúnmente en los electrodos positivos de las baterías de iones de litio .
La estructura de LiCoO
2Se ha estudiado con numerosas técnicas, incluidas la difracción de rayos X , la microscopía electrónica , la difracción de polvo de neutrones 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 que comparten aristas , con dos caras paralelas al plano de la lámina. [6] Los átomos de cobalto están 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 están 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 puntual está en la notación de Hermann-Mauguin , lo que significa una celda unitaria con una simetría rotacional triple impropia y un plano de simetría. El eje de rotación triple (que es normal a las capas) se denomina impropia porque los triángulos de oxígeno (que están en lados opuestos de cada octaedro) están antialineados. [7]
El óxido de cobalto y 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, y luego recociendo 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 su uso como cátodo mediante la calcinación de oxalato de cobalto hidratado β- CoC
2Oh
4·2 horas
2O , en forma de cristales en forma de varilla de unos 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. Al calentar a 80 °C, la mezcla se transforma en un gel viscoso transparente. Luego, el gel seco se muele y se calienta gradualmente a 550 °C. [10]
La utilidad del óxido de cobalto y litio 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 ahora se utiliza 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 al electrolito, lo que da como resultado una variedad de compuestos Li
incógnitaArrullo
2con 0 < x < 1. [3]
Baterías producidas con LiCoO
2Los cátodos tienen capacidades muy estables, pero tienen capacidades y potencias menores 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 LiCoO
2Los cátodos son más resistentes que otros productos químicos ricos en níquel, aunque no de forma significativa. Esto hace que el LiCoO
2Las baterías son susceptibles de sufrir descontrol térmico en casos de abuso, como el funcionamiento a altas temperaturas (>130 °C) o la sobrecarga . A temperaturas elevadas, las baterías de 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 altamente volátil y debe reciclarse de manera segura. La descomposición de LiCoO2 es un problema de seguridad debido a la magnitud de esta reacción altamente exotérmica , que puede propagarse 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 deslitiación se realiza habitualmente por medios químicos, [14] aunque se ha desarrollado un novedoso proceso físico basado en ciclos de recocido y pulverización iónica, [15] dejando intactas las propiedades del material.
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