Historique du lithium, structure, propriétés, risques et utilisations

Il lithium C'est un élément métallique dont le symbole chimique est Li et son nombre atomique est 3. Il s'agit du troisième élément de la table périodique et des têtes du groupe 1 des métaux alcalins. De tous les métaux est celui avec la densité la plus basse et la chaleur spécifique plus grande. Il est si léger qu'il peut flotter dans l'eau.

Son nom dérive du mot grec «Lithos» qui signifie Stone. Ils ont accordé ce nom parce qu'il a été découvert précisément dans le cadre de certains minéraux dans les rochers ignés. De plus, il a exprimé des propriétés caractéristiques similaires à celles des métaux de sodium et de calcium, qui étaient en cendres de légumes.

Pièces de lithium métalliques recouvertes d'une couche de nitrure stockée en argon. Source: Images haute résolution d'éléments chimiques [CC par 3.0 (https: // CreativeCommons.Org / licences / par / 3.0)]

Il a un seul électron de Valencia, le perdant pour devenir le cation li⁺ dans la plupart de ses réactions; ou le partager dans une liaison covalente avec le carbone, Li-C dans des composés organolites (comme les alcheilitios).

Son apparence, comme beaucoup d'autres métaux, est celle d'un argent argenté qui peut devenir grisâtre s'il est exposé à l'humidité. Vous pouvez afficher des couches noirâtres (image supérieure), lorsque vous réagissez avec de l'azote à air pour former un nitruro.

Chimiquement, il est identique à ses pairs (Na, K, Rb, CS, Fr), mais moins réactif car son seul électron éprouve une force d'attraction beaucoup plus grande pour être plus proche de lui, ainsi que par le mauvais effet de blindage de ses deux électrons internes. À son tour, il réagit comme le magnésium en raison de l'effet diagonal.

En laboratoire, les sels de lithium peuvent être identifiés s'ils chauffent dans un briquet; L'apparition d'une flamme de couleur cramoisi intense certifiera sa présence. En fait, il est généralement utilisé dans les laboratoires d'enseignement pour les marches analytiques.

Leurs applications varient de la consommation d'additive pour la céramique, le verre, les alliages ou les mélanges de fusion, jusqu'à un réfrigérant et des batteries très efficaces et petites; Bien que explosif, étant donné le caractère réactif du lithium. C'est le métal avec la plus grande tendance à s'oxyder et, par conséquent, celle qui donne le plus de facilité.

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Histoire

Découverte

La première apparition de lithium dans l'univers remonte loin, quelques minutes après le big bang, lorsque les noyaux d'hydrogène et d'hélium ont fusionné. Cependant, il a pris du temps pour l'humanité pour l'identifier comme un élément chimique.

C'était en 1800, lorsque le scientifique brésilien José Bonifácio de Andrada e Silva a découvert les minéraux Espodumena et Petalita sur l'île suédoise d'Utö. Avec cela, il avait trouvé les premières sources officielles au lithium, mais rien n'était connu à son sujet.

En 1817, le chimiste suédois Johan August Arfwedson a pu isoler un sel de sulfate de ces deux minéraux qui contenaient un élément autre que le calcium ou le sodium. En août, Johan a travaillé dans les laboratoires du célèbre chimiste suédois Jöns Jacob Berzelius.

C'est Berzelius qui a appelé ce nouvel élément, produit de ses observations et expériences, «Lithos», qui signifie pierre en grec. Ainsi, le lithium pouvait enfin être reconnu comme un nouvel élément, mais il manquait toujours de l'isoler.

Isolement

Un an plus tard, en 1821, William Thomas Brande et Sir Humphry Davy ont réussi à isoler le lithium comme métal lors de l'application de l'électrolyse à l'oxyde de lithium. Bien qu'en très petites quantités, elles étaient suffisantes pour observer leur réactivité.

En 1854, Robert Wilhelm Bunsen et Augustus Mattthiessen pourraient produire du lithium métallique en plus grande quantité de l'électrolyse du chlorure de lithium. De là, sa production et son commerce s'étaient lancées et la demande se développerait à mesure que de nouvelles applications technologiques ont été trouvées à la suite de ses propriétés uniques.

Structure et configuration électroniques

La structure cristalline du lithium métallique est centrée cube dans le corps (Corps ciré cubique, BCC). De toutes les structures cubiques compactes, cela est moins dense et est cohérent avec sa caractéristique comme le métal plus léger et moins dense de tous.

Dans ce document, les atomes Li sont entourés de huit voisins; C'est-à-dire que le Li est au centre du cube, avec quatre lis de haut en bas dans les coins. Cette phase BCC est également appelée α-LI (bien que, apparemment, cette dénomination ne soit pas largement répandue).

Phases

Comme la grande majorité des métaux ou des composés solides, ils peuvent subir des transitions de phase lorsqu'ils subissent des changements de température ou de pression; tant qu'ils ne sont pas fondés. Ainsi, le lithium cristallise avec une structure Rhomboédica à des températures très basses (4,2 K). Les atomes Li sont presque congelés et vibrent moins dans leurs positions.

Lorsque la pression augmente, elle acquiert des structures hexagonales plus compactes; Et en augmentant encore plus, le lithium souffre d'autres transitions qui n'ont pas pu être complètement caractérisées par la diffraction des rayons x.

Par conséquent, les propriétés de ce "lithium comprimé" restent l'étude. De même, il n'est pas encore compris comment ses trois électrons, dont l'un proviennent de Valencia, intervient dans leur comportement en tant que semi-conducteur ou métal dans ces conditions de haute pression.

Peut vous servir: acide benzoïque (C6H5COOH)

Trois électrons au lieu d'un

Il semble curieux que le lithium à ce stade reste un "livre opaque" pour ceux qui sont dédiés aux analyses cristallographiques.

En effet, bien que la configuration électronique soit 2S¹, Avec si peu d'électrons, vous pouvez à peine interagir avec le rayonnement appliqué pour élucider vos cristaux métalliques.

De plus, il est théorisé que les orbitales 1 et 2 se chevauchent à des pressions élevées. C'est-à-dire les deux électrons internes (1²) comme ceux de Valence (2s¹) régir les propriétés électroniques et optiques du lithium dans ces phases super compactes.

Numéro d'oxydation

Cela dit, la configuration électronique du lithium est 2S¹, Vous pouvez perdre un seul électron; les deux autres de l'orbital interne 1², nécessiterait beaucoup d'énergie pour les retirer.

Par conséquent, le lithium participe à presque tous ses composés (inorganiques ou organiques) avec un nombre d'oxydation de +1. Cela signifie que dans ses liens, li-e, où e devient n'importe quel élément, l'existence du cation li est supposée⁺ (Qu'il s'agisse de lien ionique ou covalent).

Le numéro d'oxydation -1 est peu probable pour le lithium, car il devrait être lié à un élément beaucoup moins électronégatif que lui; fait qui est difficile d'être ce métal très électropositif.

Ce numéro d'oxydation négatif représenterait une configuration électronique 2S² (pour gagner un électron), et il serait également isoléctronique pour le béryllium. Maintenant l'existence de l'anion li serait supposée^-, et ses sels dérivés seraient appelés lituros.

En raison de leur grand potentiel d'oxydation, leurs composés contiennent principalement le li cation⁺, qui parce qu'il est si petit peut exercer un effet polarisant sur les anions volumineux pour former des liaisons covalentes li-e.

Propriétés

La flamme cramoisie des composés lithium. Source: anti-t. Nissinen (https: // www.Flickr.com / Photos / Veisto / 2128261964)

Apparence physique

Métal blanc argenté avec une texture douce, dont la surface devient grisâtre lorsqu'elle est oxydée ou s'assombrit lorsqu'elle réagit directement avec de l'azote d'air pour former son nitrure correspondant. Il est si léger qui flotte dans l'eau ou l'huile.

Il est si doux qu'il peut même être tranchant à l'aide d'un couteau, ou même avec des doigts, qui ne seraient pas du tout recommandés.

Masse molaire

6 941 g / mol.

Point de fusion

180,50 ° C.

Point d'ébullition

1330 ° C.

Densité

0,534 g / ml à 25 ° C.

Solubilité

Oui, flotte dans l'eau, mais commence immédiatement à réagir avec le même. Il est soluble dans l'ammoniac, où lorsque leurs électrons sont dissous pour provoquer des couleurs bleues.

La pression de vapeur

0,818 mm Hg à 727 ° C; Autrement dit, même à des températures élevées, leurs atomes peuvent à peine échapper à la phase de soda.

Électronégativité

0,98 sur l'échelle Pauling.

Énergies d'ionisation

Premièrement: 520,2 kJ / mol

Deuxième: 7298.1 kJ / mol

Troisième: 11815 kJ / mol

Ces valeurs correspondent aux énergies nécessaires pour obtenir les ions gazeux li⁺, Li²⁺ et li³⁺, respectivement.

Température d'auto-direction

179 ° C.

Tension superficielle

398 MN / m à son point de fusion.

Gelée

À l'état liquide est moins visqueux que l'eau.

Chaleur de fusion

3,00 kJ / mol.

Chaleur de vaporisation

136 kJ / mol.

Capacité thermique molaire

24.860 J / mol · k. Cette valeur est extraordinairement élevée; Le plus élevé de tous les éléments.

Dureté mohs

0.6

Isotopes

Dans la nature, le lithium est présenté sous la forme de deux isotopes: ⁶Li et ⁷Li. Masse atomique 6 941 ou indique en soi ce des deux le plus abondant: le ⁷Li. Ce dernier forme environ 92,4% de tous les atomes de lithium; En attendant il ⁶Li, environ 7,6% d'entre eux.

Chez les êtres vivants, l'organisme préfère ⁷Li que le ⁶Li; Cependant, dans les matrices minéralogiques, l'isotope ⁶Li est mieux reçu et, par conséquent, son pourcentage d'abondance augmente supérieure à 7,6%.

Réactivité

Bien qu'il soit moins réactif que les autres métaux alcalins, c'est toujours un métal plutôt actif, il ne peut donc pas être exposé à l'atmosphère sans souffrir d'oxydations. Selon les conditions (température et pression), elle réagit avec tous les éléments gazeux: hydrogène, chlore, oxygène, azote; et avec des solides tels que le phosphore et le soufre.

Nomenclature

Il n'y a pas d'autres noms avec comment appeler le lithium métal. En ce qui concerne leurs composés, une grande partie d'entre eux sont nommés selon des nomenclations systématiques, traditionnelles ou en actions. Son état d'oxydation de +1 est pratiquement invariable, donc dans la nomenclature des stocks, le (i) n'est pas écrit à la fin du nom.

Exemples

Par exemple, considérez les composés Li₂Ou et li₃N.

Le li₂Ou recevez les noms suivants:

- Oxyde de lithium, selon la nomenclature des actions

- Oxyde lithique, selon la nomenclature traditionnelle

- Dilitio monoxyde, selon la nomenclature systématique

Tandis que le li₃N est appelé:

- Nitrure de lithium, nomenclature en stock

- Nitruro lithique, nomenclature traditionnelle

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- Trilitio Mononitar, nomenclature systématique

Papier biologique

On ne sait pas dans quelle mesure le lithium peut être essentiel ou non pour les organismes. De même, les mécanismes par lesquels ils pourraient se métaboliser sont incertains et encore étudient.

Par conséquent, on ne sait pas quels effets positifs peuvent avoir un régime "riche" dans le lithium; même lorsqu'il peut être trouvé dans tous les tissus corporels; surtout dans les reins.

Régulateur des niveaux de sératonine

Si l'effet pharmacologique de certains sels de lithium sur le corps est connu, en particulier dans le cerveau ou le système nerveux. Par exemple, il régule les niveaux de sérotonine, une molécule responsable des aspects chimiques du bonheur. Cela dit, il n'est pas rare de penser qu'il modifie ou modifie les humeurs des patients qui les consomment.

Cependant, ils conseillent contre le lithium avec des médicaments qui luttent contre la dépression, car il existe un risque d'élever trop de sérotonine.

Non seulement cela aide à lutter contre la dépression, mais aussi les troubles bipolaires et schizophrènes, ainsi que d'autres troubles neurologiques possibles.

Carence

En tant que spéculation, il est soupçonné que les personnes ayant une mauvaise alimentation au lithium sont plus sujettes à la dépression ou à commettre un suicide ou un homicide. Cependant, les effets de leur carence sont encore inconnus.

Où est et la production

Le lithium ne peut pas être trouvé dans la croûte terrestre, encore moins dans les mers ou l'atmosphère, dans sa forme la plus pure, comme un métal blanc brillant. Au lieu de cela, des transformations qui l'ont positionné comme ion li⁺ (principalement) dans certains minéraux et groupes de rock.

On estime que dans le cortex terrestre, sa concentration varie entre 20 et 70 ppm (partie par million), ce qui équivaut à environ 0,0004%. Pendant que dans les eaux marines, sa concentration est de l'ordre de 0,14 et 0,25 ppm; C'est-à-dire que le lithium abonde plus dans les pierres et les minéraux que dans les salmuelas ou les lits marins.

Minéraux

Espodumeno Quartz, l'une des sources naturelles de lithium. Source: Rob Lavinsky, Irocks.com-cc-by-sa-3.0 [cc by-sa 3.0 (https: // CreativeCommons.Org / licences / by-sa / 3.0)]

Les minéraux où se trouve ce métal sont les suivants:

- Espodumena, lial (sio₃)₂

- Pétalita, lialsi₄SOIT_dix

- Lepidolita, K (Li, AL, RB)₂(Al, oui)₄SOIT_dix(F, oh)₂

Ces trois minéraux ont en commun qu'ils sont du lithium alumino. Il y a d'autres minéraux où le métal peut également être extrait, comme l'ambigonite, l'elbaíta, la tripilita, l'eucriptite ou les argiles Hector. Cependant, Espodumena est le minéral à partir duquel la plus grande quantité de lithium se produit. Ces minéraux constituent des roches ignées comme le granit ou la pegmatite.

Eaux marines

En ce qui concerne la mer, il est extrait des salmueras tels que le chlorure, l'hydroxyde ou le carbonate de lithium, la licl, le lio₂CO₃, respectivement. De la même manière, il peut être obtenu à partir de lacs ou de lagunes, ou dans différents dépôts de Salmueras.

Au total, le lithium est en 25e position en abondance des éléments sur Terre, qui est bien en corrélation avec sa faible concentration à la fois sur terre et dans l'eau, et est donc considéré comme un élément relativement rare.

Étoiles

Le lithium se trouve dans les jeunes étoiles, en plus abondance que dans les étoiles plus âgées.

Pour obtenir ou produire ce métal dans son état pur, il existe deux options (ignorer les aspects économiques ou la rentabilité): l'extraire en l'exploitant ou en la collectant dans le Salmuelas. Le dernier est la source prédominante de la production de lithium métallique.

Production métallique de lithium par électrolyse

De la saumure, un mélange fondu de licl est obtenu, qui peut ensuite subir une électrolyse pour séparer le sel en ses composants élémentaires:

Licl (l) → li (s) + 1/2 cl₂(g)

Tandis que les minéraux sont digérés dans des médias acides pour obtenir leurs ions liés⁺ Après les processus de séparation et de purification.

Le Chili est positionné comme le plus grand producteur de lithium au monde, l'obtenant à l'Atacama Salar. Dans le même continent, l'Argentine suit, un pays qui extrait le Licl du Salar du mort et, enfin, la Bolivie. Maintenant, l'Australie est le plus grand producteur de lithium grâce à l'exploitation de Spodumens.

Réactions

La réaction de lithium la plus connue est ce qui se passe lorsqu'il entre en contact avec l'eau:

2li (s) + 2h₂Ou (l) → 2lioh (ac) + h₂(g)

LIOH est un hydroxyde de lithium et, comme on peut le voir, produit de l'hydrogène gazeux.

Réagit avec l'oxygène gazeux et l'azote pour former les produits suivants:

4li (s) + o₂(g) → 2li₂Toi)

2li (s) + o₂(g) → 2li₂SOIT₂(S)

Le li₂Ou c'est l'oxyde de lithium, qui a tendance à se former au-dessus du Li₂SOIT₂, Peroxyde.

  6li (s) + n₂(g) → 2li₃N (s)

Le lithium est le seul métal alcalin capable de réagir avec l'azote et d'origine ce nitrure. Dans tous ces composés, l'existence du cation li peut être supposée⁺ Participer à des liens ioniques avec un caractère covalent (ou vice versa).

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Vous pouvez également réagir directement et vigoureusement avec les halogènes:

2li (s) + f₂(g) → LIF (S)

Il réagit également avec les acides:

2li (s) + 2hcl (con) → 2licl (ac) + h₂(g)

3li (s) + 4hno₃(dilué) → 3Lino₃(ac) + non (g) + 2h₂Ou (l)

Composés LIF, LICL et Lino₃ Ce sont du fluorure, du chlorure et du nitrate de lithium, respectivement.

Et en ce qui concerne ses composés organiques, le plus connu est le lithium butyle:

2 li + c₄H₉X → C₄H₉Li + lix

Où x est un atome halogène et c₄H₉X est un halogogénide de location.

Des risques

Metal pur

Le lithium réagit violemment avec l'eau, pouvoir réagir avec l'humidité de la peau. C'est pourquoi si quelqu'un le manipulait à la main nu. Et s'il est granulé ou sous forme de poussière, il est réglé à température ambiante, donc il représente les risques d'incendie.

Pour manipuler ce métal, des gants et des lentilles de sécurité doivent être disponibles, car le contact visuel minimum pourrait provoquer de graves irritations.

Si les effets sont inhalés, ils peuvent toujours être pires, brûlant les voies respiratoires et provoquant un œdème pulmonaire par la formation interne LioL, une substance caustique.

Ce métal doit être stocké submergé dans l'huile, ou dans des atmosphères sèches et plus inerte que l'azote; Par exemple, dans l'argon, comme indiqué dans la première image.

Composés

Les composés dérivés du lithium, en particulier leurs sels, comme le carbonate ou le citrate, sont beaucoup plus sûrs. Que tant que les personnes qui les ingèrent respectent les indications prévues par leurs médecins.

Certains des nombreux effets indésirables qui peuvent générer chez les patients sont: la diarrhée, les nausées, la fatigue, les étourdissements, les étourdissements, les tremblements, la miction excessive, la soif et la prise de poids.

Les effets peuvent être encore plus graves chez les femmes enceintes, affectant la santé du fœtus ou augmentant les malformations congénitales. De même, son apport chez les mères nourrissons n'est pas recommandé, car le lithium peut passer du lait au bébé, et à partir de là, développez toutes sortes d'anomalies ou d'effets négatifs.

Applications

Les utilisations les plus connues pour ce métal au niveau populaire résident dans la zone de médecine. Cependant, il a une application dans d'autres domaines, en particulier dans le stockage d'énergie grâce à l'utilisation de batteries.

Métallurgie

Sels de lithium, spécifiquement li₂CO₃, Il sert d'additif dans les processus de fonderie à différentes fins:

-Porter

-Desulfuriza

-Affinez les grains de métaux non ferreux

-Augmentez la maîtrise de l'abattage des moules de moulage

-Réduit la température de fusion dans les pièces moulées en aluminium grâce à sa chaleur spécifique élevée.

Organométallique

Les composés alquilitio sont utilisés pour louer (ajouter des chaînes RID R) ou des structures moléculaires ALARI. Ils se démarquent pour leur bonne solubilité dans les solvants organiques et ne sont pas aussi réactifs en milieu de réaction; Par conséquent, il sert de réactifs ou de catalyseurs pour une synthèse organique multiple.

Lubrifiants

Le stéarate de lithium (produit de la réaction entre une graisse et le LIOH) est ajouté à l'huile pour créer un mélange de lubrifiant.

Ce lubrifiant au lithium est résistant aux températures élevées, ne durcit pas lorsqu'elle refroidit et est inerte face à l'oxygène et à l'eau. Par conséquent, il trouve une utilisation dans l'armée, l'aérospatiale, l'industrie, la voiture, etc.

Céramique et additif en verre

Le verre ou la céramique qui sont traitées avec Li₂Ou acquérir des viscosités plus faibles lors de la fusion et une plus grande résistance à l'expansion thermique. Par exemple, les ustensiles de cuisine sont faits de ces matériaux et le verre Pyrex a également ce composé dans sa composition.

Alliages

Pour être un métal aussi léger, ce sont aussi ses alliages; Parmi eux, ceux de l'aluminium-lithium. En ajoutant comme additif, non seulement confère moins de poids, mais une plus grande résistance aux températures élevées.

Réfrigérant

Sa chaleur spécifique élevée le rend idéal pour être utilisé comme réfrigérant dans les processus où la chaleur est claire; Par exemple, dans les réacteurs nucléaires. En effet.

Batteries

Et l'utilisation la plus prometteuse de toutes se trouve sur le marché du lithium -on des batteries. Ceux-ci profitent de la facilité avec laquelle le lithium est oxydé en Li⁺ Pour utiliser l'électron libéré et activer un circuit externe. Ainsi, les électrodes ou sont du lithium métallique, ou des alliages, où Li⁺ Ils peuvent intercala et voyager à travers des matériaux électrolytiques.

En tant que curiosité finale, le groupe musical Evanescense a consacré une chanson avec le titre "Lithium" à ce minéral.

Les références

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