LITIUM: HISTORIE, STRUKTUR, EGENSKABER, RISICI OG ANVENDELSER - KEMI - 2025

Den lithium er et metalelement, hvis kemiske symbol er Li og atomnummer 3. Det er det tredje element i det periodiske system og fører den gruppe 1 alkalimetaller. Af alle metaller er det den med den laveste densitet og den højeste specifikke varme. Det er så let, at det kan flyde på vand.

Navnet stammer fra det græske ord "lithos", der betyder sten. De gav det dette navn, fordi det blev opdaget nøjagtigt som en del af nogle mineraler i stollende klipper. Derudover udviste det karakteristiske egenskaber, der ligner dem af metallerne natrium og calcium, som blev fundet i vegetabilsk aske.

Metallithiumdele belagt med et nitridlag opbevaret i argon. Kilde: Hi-Res-billeder af kemiske elementer

Det har en enkelt valenselektron, der mister den for at blive Li ⁺ -kation i de fleste af dens reaktioner; eller ved at dele den i en kovalent binding med carbon, Li-C i organolithiumforbindelser (såsom alkyllithium).

Dets udseende er, som mange andre metaller, af et sølvfarvet fast stof, der kan blive gråligt, hvis det udsættes for fugt. Det kan have sorte lag (øverste billede), når det reagerer med nitrogen i luften og danner et nitrid.

Kemisk er den identisk med dens kongenere (Na, K, Rb, Cs, Fr), men mindre reaktiv, da dens enkeltelektron oplever en meget større tiltrækningskraft på grund af at være tættere på den, såvel som på grund af den dårlige screeningseffekt af dens to interne elektroner. Til gengæld reagerer det, som magnesium gør på grund af biaseffekten.

På laboratoriet kan lithiumsalte identificeres ved at opvarme dem i en lighter; udseendet af en intens crimson flamme vil bekræfte dens tilstedeværelse. Faktisk bruges det ofte i undervisningslaboratorier til analytiske kørsler.

Dets anvendelser varierer fra at blive brugt som et tilsætningsstof til keramik, glas, legeringer eller støberi-blandinger, til som et kølemedium og design af meget effektive og små batterier; skønt eksplosivt, i betragtning af lithiums reaktive karakter. Det er metallet med den største tendens til at oxidere og derfor det, der let giver op sin elektron.

Historie

Opdagelse

Det første udseende af lithium i universet stammer langt tilbage, få minutter efter Big Bang, da kernerne af brint og helium smeltede sammen. Jordisk tog det tid, før menneskeheden identificerede det som et kemisk element.

Det var i 1800, da den brasilianske videnskabsmand José Bonifácio de Andrada e Silva opdagede mineraler spodumene og petalit på den svenske ø Utö. Med dette havde han fundet de første officielle lithiumkilder, men stadig var der intet, der vidste noget om ham.

I 1817 kunne den svenske kemiker Johan August Arfwedson isolere fra disse to mineraler et sulfatsalt, der indeholdt et andet element end calcium eller natrium. På det tidspunkt arbejdede Johan i laboratorierne hos den berømte svenske kemiker Jöns Jacob Berzelius.

Det var Berzelius, der kaldte dette nye element, et produkt af sine observationer og eksperimenter, 'lithos', som betyder sten på græsk. Således kunne lithium endelig genkendes som et nyt element, men det var stadig nødvendigt at isolere det.

Isolation

Bare et år senere, i 1821, lykkedes det William Thomas Brande og Sir Humphry Davy at isolere lithium som et metal ved at anvende elektrolyse på lithiumoxid. Skønt de var i meget små mængder, var de tilstrækkelige til at observere dens reaktivitet.

I 1854 var Robert Wilhelm Bunsen og Augustus Matthiessen i stand til at fremstille lithiummetal i større mængder fra elektrolyse af lithiumchlorid. Herfra var dens produktion og handel begyndt, og efterspørgslen ville vokse, når nye teknologiske applikationer blev fundet som et resultat af dets unikke egenskaber.

Struktur og elektronisk konfiguration

Den krystallinske struktur af metallisk lithium er kropscentreret kubik (bcc). Af alle de kompakte kubiske strukturer er dette det mindst tætte og er i overensstemmelse med dets karakteristik som det letteste og mindst tætte metal af alle.

I det er Li-atomerne omgivet af otte naboer; dvs. Li er i midten af ​​terningen, med fire Li øverst og nederst i hjørnerne. Denne bcc-fase kaldes også α-Li (selvom dette navn tilsyneladende ikke er meget udbredt).

faser

Som det store flertal af faste metaller eller forbindelser, kan de gennemgå faseovergange, når de oplever ændringer i temperatur eller tryk; så længe de ikke er funderet. Således krystalliserer lithium med en rhombohedral struktur ved meget lave temperaturer (4,2 K). Li-atomer er næsten frosne og vibrerer mindre i deres positioner.

Når trykket øges, får det mere kompakte sekskantede strukturer; og ved at øge endnu mere, gennemgår lithium andre overgange, der ikke er blevet fuldt ud karakteriseret ved røntgenstrålediffraktion.

Derfor undersøges egenskaberne ved dette "komprimerede lithium" stadig. Ligeledes er det endnu ikke forstået, hvordan dets tre elektroner, hvoraf den ene er en valens, griber ind i dens opførsel som halvleder eller metal ved disse højtryksbetingelser.

Tre elektroner i stedet for en

Det forekommer underligt, at lithium på dette tidspunkt forbliver en "uigennemsigtig bog" for dem, der beskæftiger sig med krystallografisk analyse.

Dette skyldes, at selv om den elektroniske konfiguration er 2s ¹, med så få elektroner, kan den næppe interagere med den stråling, der påføres for at belyse dens metalliske krystaller.

Endvidere er det teoretiseret, at 1s og 2s orbitaler overlapper hinanden ved høje tryk. Det vil sige, at både de interne elektroner (1s ²) og valenselektronerne (2s ¹) styrer de elektroniske og optiske egenskaber af lithium i disse superkompakte faser.

Oxidationsnummer

Når det er sagt, at lithiums elektronkonfiguration er 2s ¹, kan den miste et enkelt elektron; de to andre, fra 1s ² indre orbital, ville kræve en masse energi til at fjerne.

Derfor deltager lithium i næsten alle dets forbindelser (uorganisk eller organisk) med et oxidationsnummer på +1. Dette betyder, at i dens bindinger, Li-E, hvor E kommer til at være et hvilket som helst element, antages eksistensen af ​​Li ⁺ -kationen (uanset om denne binding er ionisk eller kovalent i virkeligheden).

Oxidationsnummeret -1 er usandsynligt for lithium, da det bliver nødt til at binde til et element, der er meget mindre elektronegativt end det; kendsgerning, at det i sig selv er vanskeligt at være dette metal meget elektropositivt.

Dette negative oxidationsnummer repræsenterer en 2s ² elektronisk konfiguration (for at få et elektron), og det ville også være isoelektronisk over for beryllium. Nu antages eksistensen af ​​Li ^- anionen, og dens afledte salte kaldes lithuros.

På grund af sit store oxidationspotentiale indeholder dets forbindelser for det meste Li ⁺ -kationen, som, fordi den er så lille, kan have en polariserende virkning på voluminøse anioner til dannelse af Li-E-kovalente bindinger.

Ejendomme

Den røde flamme af lithiumforbindelser. Kilde: Antti T. Nissinen (https://www.flickr.com/photos/veisto/2128261964)

Fysisk fremtoning

Sølvhvidt metal med en glat tekstur, hvis overflade bliver grå, når den oxideres eller mørkere, når det reagerer direkte med nitrogen i luften og danner dets tilsvarende nitrid. Det er så let, at det flyder i vand eller olie.

Det er så glat, at det endda kan skives med en kniv eller endda med dine negle, hvilket slet ikke ville anbefales.

Molar masse

6,941 g / mol.

Smeltepunkt

180,50 ° C

Kogepunkt

1330 ° C

Massefylde

0,534 g / ml ved 25 ° C

Opløselighed

Ja, det flyder i vand, men det begynder straks at reagere med det. Det er opløseligt i ammoniak, hvor det, når det opløses, opløses sine elektroner for at producere blå farver.

Damptryk

0,818 mm Hg ved 727 ° C; det vil sige, ikke engang ved høje temperaturer kan dens atomer næppe undslippe i gasfasen.

elektronegativitet

0,98 på Pauling-skalaen.

Ioniseringsenergier

Først: 520,2 kJ / mol

Andet: 7298,1 kJ / mol

Tredje: 11815 kJ / mol

Disse værdier svarer til de energier, der er nødvendige for at opnå henholdsvis gasformige ioner Li ⁺, Li ²⁺ og Li ³⁺.

Selvantændelsestemperatur

179 ° C

Overfladespænding

398 mN / m ved sit smeltepunkt.

Viskositet

I flydende tilstand er det mindre tyktflydende end vand.

Fusionsvarme

3,00 kJ / mol.

Fordampningsvarme

136 kJ / mol.

Molær varmekapacitet

24.860 J / mol · K. Denne værdi er usædvanligt høj; den højeste af alle elementer.

Mohs hårdhed

0,6

isotoper

I naturen forekommer lithium i form af to isotoper: ⁶ Li og ⁷ Li. Atommassen 6,941 u alene angiver, hvilken af ​​de to der er den mest rigelige: ⁷ Li. Sidstnævnte udgør ca. 92,4% af alle lithiumatomer; mens ⁶ Li, omkring 7,6% af dem.

I levende væsener foretrækker organismen ⁷ Li til ⁶ Li; I mineralogiske matrixer modtages ^6- isotop imidlertid bedre, og derfor stiger dens procentdel af overflod over 7,6%.

Reaktivitet

Selvom det er mindre reaktivt end de andre alkalimetaller, er det stadig et ret aktivt metal, så det kan ikke udsættes for atmosfæren uden at have været under oxidation. Afhængigt af betingelserne (temperatur og tryk) reagerer det med alle gasformige elementer: brint, klor, ilt, nitrogen; og med faste stoffer såsom fosfor og svovl.

nomenklatur

Der er ingen andre navne på lithiummetal. Med hensyn til dets forbindelser navngives en stor del af dem i henhold til de systematiske, traditionelle eller bestandens nomenklaturer. Dens oxidationstilstand på +1 er praktisk talt uændret, så i stamnomenklaturen er (I) ikke skrevet i slutningen af ​​navnet.

eksempler

For eksempel overveje forbindelserne Li ₂ O og Li ₃ N.

Li ₂ O modtager følgende navne:

- Lithiumoxid i henhold til stamnomenklaturen

- Litiumoxid ifølge traditionel nomenklatur

- Dilithiummonoxid i henhold til den systematiske nomenklatur

Mens Li ₃ N kaldes:

- Lithiumnitrid, stamnomenklatur

- Litiumnitrid, traditionel nomenklatur

- Trilithium mononitrid, systematisk nomenklatur

Biologisk rolle

I hvilken udstrækning lithium muligvis er eller ikke er essentiel for organismer er ukendt. Ligeledes er de mekanismer, hvormed det kunne metaboliseres, usikre og undersøges stadig.

Derfor vides det ikke, hvilke positive effekter en diæt "rig" på lithium kan have; selvom det findes i alle væv i kroppen; især i nyrerne.

Regulator for seratonin niveauer

Den farmakologiske virkning af visse lithiumsalte på kroppen er kendt, især på hjernen eller nervesystemet. For eksempel regulerer det niveauerne af serotonin, et molekyle, der er ansvarlig for de kemiske aspekter af lykke. Når det er sagt, er det ikke ualmindeligt at tro, at det ændrer eller ændrer stemningen hos de patienter, der spiser dem.

Dog fraråder de at indtage litium sammen med medicin, der bekæmper depression, da der er risiko for at hæve serotonin for meget.

Det hjælper ikke kun med at bekæmpe depression, men også bipolære og schizofrene lidelser såvel som andre mulige neurologiske lidelser.

Mangel

Som spekulation mistænkes personer med diæter, der er dårlige i lithium, for at være mere tilbøjelige til depression eller begå selvmord eller drab. Imidlertid forbliver formelt virkningerne af dens mangel ukendte.

Hvor man finder og producerer

Litium findes ikke i jordskorpen, langt mindre i havet eller atmosfæren, i dens rene tilstand, som et skinnende hvidt metal. I stedet har den gennemgået transformationer over millioner af år, der har positioneret den som en Li ⁺ -ion (hovedsageligt) i visse mineraler og klippegrupper.

Det estimeres, at i jordskorpen ligger dens koncentration mellem 20 og 70 ppm (del pr. Million), hvilket svarer til ca. 0,0004% af det. I marine farvande ligger dens koncentration i størrelsesordenen 0,14 og 0,25 ppm; dvs. litium er mere rigeligt i sten og mineraler end i saltlage eller havbund.

Mineraler

Spodumen kvarts, en af ​​de naturlige kilder til lithium. Kilde: Rob Lavinsky, iRocks.com - CC-BY-SA-3.0

De mineraler, hvor dette metal findes, er følgende:

- Spodumene, LiAI (SiO ₃) ₂

- Petalite, LiAlSi ₄ O ₁₀

- Lepidolit, K (Li, Al, Rb) ₂ (Al, Si) ₄ O ₁₀ (F, OH) ₂

Disse tre mineraler har det til fælles, at de er lithiumaluminosilicater. Der er andre mineraler, hvor metallet også kan ekstraheres, såsom ambligonit, elbait, tripillite, eucriptite eller hectorit ler. Spodumen er imidlertid det mineral, hvorfra den største mængde lithium er produceret. Disse mineraler udgør nogle stødende klipper såsom granit eller pegmatit.

Marine farvande

I forhold til havet ekstraheres det fra saltvand som henholdsvis lithiumchlorid, hydroxid eller carbonat, LiCl, LiOH og Li ₂ CO ₃. Tilsvarende kan det fås fra søer eller damme eller i forskellige saltoplag.

Generelt rangerer lithium 25th i overflod af elementerne på Jorden, hvilket korrelerer godt med dets lave koncentration i både land og vand, og derfor betragtes som et relativt sjældent element.

stjerner

Lithium findes i unge stjerner i større overflod end i ældre stjerner.

For at opnå eller fremstille dette metal i sin rene tilstand er der to muligheder (ignorering af de økonomiske aspekter eller rentabilitetsaspekter): udtræk det gennem minedrift eller opsamle det i saltlake. Sidstnævnte er den dominerende kilde i produktionen af ​​metallisk lithium.

Produktion af metallisk lithium ved elektrolyse

Fra saltvand fås en smeltet blanding af LiCl, som derefter kan underkastes elektrolyse for at adskille saltet i dets elementære komponenter:

LiCl (l) → Li (r) + 1/2 Cl ₂ (g)

Mens mineraler fordøjes i sure medier for at få deres Li ⁺ -ioner efter separations- og oprensningsprocesser.

Chile er positioneret som den største lithiumproducent i verden og henter det fra Atacama saltflad. På det samme kontinent følger Argentina, et land, der udtrækker LiCl fra Salar del Hombre Muerto og endelig Bolivia. Australien er imidlertid den største producent af lithium gennem udnyttelse af spodumen.

Reaktioner

Den mest kendte reaktion af lithium er den, der opstår, når den kommer i kontakt med vand:

2Li (s) + 2H ₂ O (l) → 2LiOH (aq) + H ₂ (g)

LiOH er lithiumhydroxid, og som det fremgår, producerer det brintgas.

Reagerer med gasformigt ilt og nitrogen til dannelse af følgende produkter:

4Li (s) + O ₂ (g) → 2Li ₂ O (s)

2Li (s) + O ₂ (g) → 2Li ₂ O ₂ (s)

Li ₂ O er lithiumoxid, som har tendens til at danne oven på li ₂ O ₂, peroxidet.

6Li (s) + N ₂ (g) → 2Li ₃ N (s)

Lithium er det eneste alkalimetal, der er i stand til at reagere med nitrogen og forårsage dette nitrid. I alle disse forbindelser kan man antage eksistensen af ​​Li ⁺ -kationen ved at deltage i ioniske bindinger med en kovalent karakter (eller omvendt).

Det kan også reagere direkte og kraftigt med halogener:

2Li (r) + F ₂ (g) → LiF (r)

Reagerer også med syrer:

2Li (s) + 2HCI (konc) → 2LiCl (aq) + H ₂ (g)

3Li (s) + 4HNO ₃ (fortyndet) → 3LiNO ₃ (aq) + NO (g) + 2H ₂ O (l)

Forbindelserne LiF, LiCI og linoleum ₃ er lithium fluorid, chlorid og nitrat hhv.

Og hvad angår dets organiske forbindelser, er den bedst kendte lithiumbutyl:

2 Li + C ₄ H ₉ X → C ₄ H ₉ Li + LiX

Hvor X er et halogenatom og C ₄ H ₉ X er et alkylhalid.

Risici

Rent metal

Lithium reagerer voldsomt med vand og kan reagere med fugt på huden. Det er grunden til, at hvis nogen håndterede det med blotte hænder, ville de blive forbrændt. Og hvis det er granuleret eller i pulverform, tændes det ved stuetemperatur, hvilket udgør brandfare.

Handsker og sikkerhedsbriller skal bruges til at håndtere dette metal, da minimal kontakt med øjnene kan forårsage alvorlig irritation.

Ved indånding kan virkningen være endnu værre, forbrænding af luftvejene og forårsage lungeødem på grund af den indre dannelse af LiOH, et kaustisk stof.

Dette metal skal opbevares nedsænket i olie eller i tør atmosfære og mere inert end nitrogen; for eksempel i argon, som vist på det første billede.

forbindelser

Forbindelser afledt af lithium, især dets salte, såsom carbonat eller citrat, er meget mere sikre. At så længe de mennesker, der indtager dem, respekterer de indikationer, der er ordineret af deres læger.

Nogle af de mange uønskede effekter, som det kan give hos patienter, er: diarré, kvalme, træthed, svimmelhed, let hovedet, rysten, overdreven vandladning, tørst og vægtøgning.

Virkningerne kan være endnu mere alvorlige hos gravide kvinder, hvilket påvirker fostrets sundhed eller øger fødselsdefekt. Ligeledes anbefales det at indtage det ikke hos ammende mødre, da lithium kan passere fra mælk til babyen og derfra udvikle alle slags afvigelser eller negative virkninger.

Applikationer

De bedst kendte anvendelser til dette metal på et populært niveau befinder sig inden for medicinområdet. Den har dog anvendelse i andre områder, især inden for energilagring ved brug af batterier.

Metallurgi

Lithiumsalte, specifikt Li ₂ CO ₃, tjener som et additiv i støberi-processer til forskellige formål:

-Degass

-Desulfurizes

-Refinerer kornene af ikke-jernholdige metaller

- Øger fluiditeten af ​​slaggene i støbeformene

-Nedsætter smeltetemperaturen i aluminiumsstøbegodskaber takket være dens høje specifikke varme.

organometallisk

Alkyllithiumforbindelser bruges til at alkylere (tilføj R-sidekæder) eller arylar (tilføj aromatiske grupper) molekylstrukturer. De skiller sig ud for deres gode opløselighed i organiske opløsningsmidler og for ikke at være så reaktive i reaktionsmediet; derfor tjener det som reagenser eller katalysatorer til flere organiske synteser.

Smøremidler

Lithiumstearat (produkt fra reaktionen mellem en fedt og LiOH) sættes til olien for at skabe en smøreblanding.

Dette lithiumsmøremiddel er resistent over for høje temperaturer, hærder ikke, når det afkøles, og er inert over for ilt og vand. Derfor finder den anvendelse i militære, luftfarts-, industri-, bil-, etc. applikationer.

Tilsætning af keramik og glas

Brillerne eller keramik, som behandles med Li ₂ O erhverve lavere viskositeter når smeltet og større modstand mod termisk ekspansion. F.eks. Er køkkenredskaber lavet af disse materialer, og Pyrex-glas har også denne forbindelse i sin sammensætning.

Legeringer

Fordi det er sådan et let metal, er det også legeringer; blandt dem aluminium-lithium. Når det tilsættes som et additiv, giver det dem ikke kun mindre vægt, men også større modstand mod høje temperaturer.

Kølemiddel

Den høje specifikke varme gør det ideelt at blive brugt som kølemiddel i processer, hvor der frigøres meget varme; for eksempel i atomreaktorer. Dette skyldes, at det "koster" at hæve temperaturen og derfor forhindrer, at varme let udstråler udefra.

Batterier

Og den mest lovende anvendelse af alle er på markedet for lithium-ion-batterier. Disse drager fordel af den lethed, hvormed lithium oxideres til Li ^{+ for} at bruge det frigjorte elektron og aktivere et eksternt kredsløb. Elektroderne er således enten fremstillet af metallisk lithium eller af legeringer deraf, hvor Li ⁺ kan intercalere og bevæge sig gennem det elektrolytiske materiale.

Som en sidste nysgerrighed dedikerede den musikalske gruppe Evanescense en sang med titlen "Lithium" til dette mineral.

Referencer

1. Shiver & Atkins. (2008). Uorganisk kemi. (Fjerde udgave). Mc Graw Hill.
2. Lawrence Livermore National Laboratory. (23. juni 2017). Kigger på lithiums krystalstruktur. Gendannet fra: phys.org
3. F. Degtyareva. (Sf). Komplekse strukturer af tæt lithium: elektronisk oprindelse. Institute of Solid State Physics Russian Academy of Sciences, Chernogolovka, Rusland.
4. Advameg, Inc. (2019). Lithium. Gendannes fra: chemistryexplained.com
5. National Center for Biotechnology Information. (2019). Lithium. PubChem-database. CID = 3028194. Gendannes fra: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
6. Eric Eason. (30. november 2010). Verdens litiumforsyning. Gendannes fra: large.stanford.edu
7. Wietelmann, U., & Klett, J. (2018). 200 års litium og 100 års organolithiumkemi. Zeitschrift fur anorganische und allgemeine Chemie, 644 (4), 194–204. doi: 10.1002 / zaac.201700394