Litiumhistorie, struktur, egenskaper, risikoer og bruk

Han litium Det er et metallisk element hvis kjemiske symbol er Li og atomnummeret er 3. Det er det tredje elementet i den periodiske tabellen og hodegruppen 1 av alkaliske metaller. Av alle metaller er den med lavest tetthet og større spesifikk varme. Det er så lett at den kan flyte i vannet.

Hans navn stammer fra det greske ordet 'lithos' som betyr stein. De ga dette navnet fordi det ble nettopp oppdaget som en del av noen mineraler i stollende bergarter. I tillegg uttrykte han karakteristiske egenskaper som ligner på natrium- og kalsiummetaller, som var i vegetabilsk aske.

Metalliske litiumstykker dekket med et nitridlag lagret i argon. Kilde: Hi-res Images ofchemical Elements [CC av 3.0 (https: // creativecommons.Org/lisenser/av/3.0)]

Den har et enkelt elektron av Valencia, og mister det for å bli kation li⁺ i de fleste av hans reaksjoner; eller dele det i en kovalent binding med karbon, Li-C i organolitterforbindelser (for eksempel alcheilitios).

Dets utseende, som mange andre metaller, er det av et sølv sølv som kan bli gråaktig hvis det blir utsatt for fuktighet. Du kan vise svarte lag (øvre bilde), når du reagerer med luftnitrogen for å danne en nitruro.

Kjemisk er det identisk med sine jevnaldrende (Na, K, RB, CS, FR), men mindre reaktiv siden det eneste elektronet opplever en mye større tiltrekningskraft for å være nærmere den, så vel som av den dårlige skjermingseffekten av dens to interne elektroner. På sin side reagerer det som magnesium gjør på grunn av den diagonale effekten.

På laboratoriet kan litiumsalter identifiseres hvis de varmer opp i en lighter; Utseendet til en intens crimson fargestrøm vil bekrefte sin tilstedeværelse. Faktisk brukes det vanligvis i undervisningslaboratorier for analytiske marsjer.

Deres applikasjoner varierer fra å bli brukt som tilsetningsstoff for keramikk, glass, legeringer eller smeltende blandinger, opp til som kjølemedium og svært effektive og små batterier; Selv om det er eksplosivt, gitt litiums reaktive karakter. Det er metallet med størst tendens til å oksidere, og derfor den som gir mest mulig letthet.

[TOC]

Historie

Oppdagelse

Det første utseendet til litium i universet stammer fra langt, noen minutter etter Big Bang, da hydrogen- og heliumkjernene slo seg sammen. Imidlertid tok det jordisk tid for menneskeheten å identifisere det som et kjemisk element.

Det var i 1800, da den brasilianske forskeren José Bonifácio de Andrada E Silva oppdaget Espodumena og Petalita -mineraler på den svenske øya Utö. Med dette hadde han funnet de første offisielle litiumkildene, men ingenting var kjent om ham.

I 1817 var den svenske kjemikeren Johan August Arfwedson i stand til å isolere et sulfatsalt fra disse to mineralene som inneholdt et annet element enn kalsium eller natrium. Da jobbet Johan i laboratoriene til den berømte svenske kjemikeren Jöns Jacob Berzelius.

Det var Berzelius som kalte dette nye elementet, produktet av sine observasjoner og eksperimenter, 'Lithos', som betyr stein på gresk. Dermed kunne litium endelig gjenkjennes som et nytt element, men det manglet fortsatt å isolere det.

Isolering

Bare et år senere, i 1821, klarte William Thomas Brande og Sir Humphry Davy å isolere litium som metall når de påførte elektrolyse på litiumoksid. Selv om de var i veldig små mengder, var de nok til å observere reaktiviteten deres.

I 1854 kunne Robert Wilhelm Bunsen og Augustus Matthiessen produsere metallisk litium i større mengder fra elektrolyse av litiumklorid. Herfra hadde produksjonen og handelen hans satt i gang, og etterspørselen ville vokse etter hvert som nye teknologiske anvendelser ble funnet etter hans unike egenskaper.

Elektronisk struktur og konfigurasjon

Den krystallinske strukturen til metallisk litium er kubikk sentrert i kroppen (Koblekubikk, BCC). Av alle kompakte kubiske strukturer er dette mindre tett og er i samsvar med dets karakteristikk som det lettere og mindre tette metallet av alle.

I det er Li -atomer omgitt av åtte naboer; Det vil si at Li er i sentrum av kuben, med fire Li opp og ned i hjørnene. Denne BCC-fasen kalles også α-LI (selv om denne kirkesamfunnet tilsynelatende ikke er mye utbredt).

Faser

Som de aller fleste metaller eller faste forbindelser, kan de lide faseoverganger når de opplever endringer i temperatur eller trykk; så lenge de ikke er grunnlagt. Dermed krystalliserer litium med en rhomboédica -struktur ved veldig lave temperaturer (4,2 K). Li -atomer er nesten frosne og vibrerer mindre i sine posisjoner.

Når trykket økes, får det mer kompakte sekskantede strukturer; Og ved å øke enda mer, lider litium andre overganger som ikke har vært i stand til å være fullstendig karakterisert ved røntgendiffraksjon.

Derfor forblir egenskapene til dette "komprimerte litium" studien. På samme måte er det ennå ikke forstått hvordan de tre elektronene, hvorav den ene er fra Valencia, griper inn i deres oppførsel som halvleder eller metall under disse forholdene med høyt trykk.

Kan tjene deg: Benzosyre (C6H5COOH)

Tre elektroner i stedet for en

Det virker nysgjerrig at litium på dette tidspunktet forblir som en "ugjennomsiktig bok" for de som er dedikert til krystallografiske analyser.

Dette er fordi, selv om den elektroniske konfigurasjonen er 2s¹, Med så få elektroner kan du knapt samhandle med strålingen som brukes for å belyse metallkrystallene dine.

I tillegg er det teoretisert at orbitalene 1s og 2s overlapper hverandre ved høyt trykk. Det vil si begge indre elektroner (1s²) som de fra Valencia (2s¹) Styr de elektroniske og optiske egenskapene til litium i disse superkompakte fasene.

Oksidasjonsnummer

Når det er sagt at den elektroniske litiumkonfigurasjonen er 2s¹, Du kan miste et enkelt elektron; de to andre, av de interne orbital 1 -ene², ville kreve mye energi for å fjerne dem.

Derfor deltar litium i nesten alle forbindelser (uorganisk eller organisk) med et oksidasjonsnummer på +1. Dette betyr at i sine koblinger, Li-e, der E blir ethvert element, antas eksistensen av kation Li⁺ (Enten ionisk eller kovalent faktisk sa lenke).

Oksidasjonsnummeret -1 er usannsynlig for litium, siden det må koble seg til et mye mindre elektronegativt element enn ham; faktum som er vanskelig å være dette veldig elektropositive metallet.

Dette negative oksidasjonsnummeret vil representere en elektronisk konfigurasjon 2s² (for å vinne et elektron), og det ville også være isolektronisk til beryllium. Nå vil eksistensen av anionen Li antas^-, og hans avledede salter vil bli kalt lituros.

På grunn av deres store oksidasjonspotensial inneholder forbindelsene stort sett liasjonen⁺, som fordi det er så lite kan utøve en polariserende effekt på klumpete anioner for å danne kovalente bindinger li-e.

Egenskaper

Crimson Flame of litiumforbindelser. Kilde: Anti T. Nissinen (https: // www.Flickr.com/bilder/veisto/2128261964)

Fysisk utseende

Sølvhvit metall med myk tekstur, hvis overflate blir gråaktig når det oksyderes eller blir mørkere når den reagerer direkte med luftnitrogen for å danne det tilsvarende nitrid. Det er så lett at flyter i vann eller olje.

Det er så mykt at det til og med kan skive ved hjelp av en kniv, eller til og med med fingre, som ikke vil anbefales i det hele tatt.

Molmasse

6.941 g/mol.

Smeltepunkt

180,50 ° C.

Kokepunkt

1330 ° C.

Tetthet

0,534 g/ml ved 25 ° C.

Løselighet

Ja, flyter i vannet, men begynner straks å reagere med det samme. Det er løselig i ammoniakk, hvor når elektronene deres er oppløst for å forårsake blå farger.

Damptrykk

0,818 mm Hg ved 727 ° C; det vil si ikke engang ved høye temperaturer atomene deres knapt kan unnslippe brusfasen.

Elektronegativitet

0,98 på Pauling -skalaen.

Ioniseringsenergier

Først: 520,2 kJ/mol

For det andre: 7298.1 kJ/mol

Tredje: 11815 kJ/mol

Disse verdiene tilsvarer de nødvendige energiene for å oppnå gassformede ioner li⁺, Li²⁺ og Li³⁺, henholdsvis.

Selvordemperatur

179 ° C.

Overflatespenning

398 mn/m på smeltepunktet.

Goo

I flytende tilstand er mindre tyktflytende enn vann.

Fusjonsvarme

3,00 kJ/mol.

Fordampningsvarme

136 kJ/mol.

Molar varmekapasitet

24.860 J/mol · K. Denne verdien er ekstraordinært høy; Den høyeste av alle elementer.

Mohs hardhet

0.6

Isotoper

I naturen presenteres litium i form av to isotoper: ⁶Li og ⁷Li. Atommasse 6.941 eller indikerer av seg selv hvilken av de to som er mest tallrike: den ⁷Li. Sistnevnte danner omtrent 92,4% av alle litiumatomer; I mellomtiden ⁶Li, omtrent 7,6% av dem.

I levende vesener foretrekker organismen ⁷Li at ⁶Li; Imidlertid, i mineralogiske matriser ⁶Li mottas bedre, og derfor øker andelen av overflod over 7,6%.

Reaktivitet

Selv om det er mindre reaktivt enn andre alkaliske metaller, er det fremdeles et ganske aktivt metall, så det kan ikke bli utsatt for atmosfæren uten å lide oksidasjoner. Avhengig av forholdene (temperatur og trykk) reagerer den med alle gassformige elementer: hydrogen, klor, oksygen, nitrogen; og med faste stoffer som fosfor og svovel.

Nomenklatur

Det er ingen andre navn med hva du skal kalle litiummetallet. Når det gjelder forbindelsene deres, er mye av dem navngitt i henhold til systematiske, tradisjonelle eller bestands nomenklinger. Oksidasjonstilstanden på +1 er praktisk talt ufravikelig, så i aksjen nomenklatur er (i) ikke skrevet på slutten av navnet.

Eksempler

Tenk for eksempel på forbindelsene li₂Eller og li₃N.

Li₂Eller motta følgende navn:

- Litiumoksid, i henhold til aksjemomenklatur

- Litisk oksid, i henhold til den tradisjonelle nomenklaturen

- Dilitio Monoxide, i henhold til systematisk nomenklatur

Mens Li₃N kalles:

- Litiumnitrid, lager nomenklatur

- Litisk nitruro, tradisjonell nomenklatur

Det kan tjene deg: kaliumdikromat: formel, egenskaper, risikoer og bruksområder

- Trilitio Mononitar, systematisk nomenklatur

Biologisk papir

Det er ukjent i hvilken grad litium kan være essensielt eller ikke for organismer. På samme måte er mekanismene som de kunne metabolisere seg usikre og fremdeles studere.

Derfor er det ikke kjent hvilke positive effekter et "rikt" kosthold kan ha i litium; Selv når det finnes i alle kroppsvev; Spesielt i nyrene.

Regulator for seratoninnivåer

Hvis den farmakologiske effekten av visse litiumsalter på kroppen er kjent, spesielt i hjernen eller nervesystemet. For eksempel regulerer den serotoninnivåer, et molekyl som er ansvarlig for de kjemiske aspektene ved lykke. Når det er sagt, er det ikke uvanlig å tro at det endrer eller endrer stemningen til pasientene som bruker dem.

Imidlertid fraråder de litium med medisiner som bekjemper depresjon, ettersom det er fare for å heve serotonin for mye.

Ikke bare hjelper det å bekjempe depresjon, men også bipolare og schizofrene lidelser, så vel som andre mulige nevrologiske lidelser.

Mangel

Som spekulasjoner mistenkes det at individer med dårlig litiumdiett er mer utsatt for depresjon eller begår selvmord eller drap. Imidlertid er effekten av deres mangel formelt fremdeles ukjente.

Hvor er og produksjon

Litium kan ikke finnes i jordskorpen, mye mindre i havet eller atmosfæren, i sin reneste form, som et lyst hvitt metall. I stedet transformasjoner som har plassert det som ion li⁺ (hovedsakelig) i visse mineraler og bergrupper.

Det anslås at konsentrasjonen i jordens cortex varierer mellom 20 og 70 ppm (del per million), noe som tilsvarer omtrent 0,0004% av det samme. Mens det er i marint farvann, er konsentrasjonen i størrelsesorden 0,14 og 0,25 ppm; Det vil si at litium florerer mer i steiner og mineraler enn i salmuelas eller marine senger.

Mineraler

Espodumeno Quartz, en av de naturlige kildene til litium. Kilde: Rob Lavinsky, Irocks.COM-CC-BY-SA-3.0 [CC By-SA 3.0 (https: // creativecommons.Org/lisenser/by-SA/3.0)]

Mineralene der dette metallet ligger, er følgende:

- Espodumena, Lial (Sio₃)₂

- Petalita, Lialsi₄ENTEN₁₀

- Lepidolita, K (Li, Al, RB)₂(Al, ja)₄ENTEN₁₀(F, OH)₂

Disse tre mineralene har til felles at de er litiumalumino. Det er andre mineraler der metall også kan trekkes ut, for eksempel tvetonitt, Elbaíta, Tripilita, Eucriptite eller Hector Clays. Imidlertid er espodumena det mineralet som den største mengden litium oppstår. Disse mineralene utgjør noen stollende bergarter som granitt eller pegmatitt.

Marine farvann

I forhold til havet blir det hentet ut fra salmuerene som klorid, hydroksyd eller litiumkarbonat, LiCl, Lioh og Li₂Co₃, henholdsvis. På samme måte kan det fås fra innsjøer eller laguner, eller i forskjellige Salmueras -avsetninger.

Totalt er litium i 25. plassering i overflod av elementene på jorden, noe som korrelerer godt med dens lave konsentrasjon både på jorden og i vann, og derfor regnes som et relativt sjeldent element.

Stjerner

Litium finnes i unge stjerner, i større overflod enn i eldre stjerner.

For å skaffe eller produsere dette metallet i sin rene tilstand er det to alternativer (ignorerer de økonomiske aspektene eller lønnsomheten): Trekk det ut ved å gruve eller samle det i Salmuelas. Den siste er den dominerende kilden i produksjonen av metallisk litium.

Metallisk litiumproduksjon ved elektrolyse

Fra saltlaken oppnås en smeltet blanding av LICL, som deretter kan gjennomgå elektrolyse for å skille salt i elementære komponenter:

LICL (L) → Li (S) + 1/2 CL₂(g)

Mens mineraler blir fordøyd i sure medier for å oppnå sine li -ioner⁺ Etter separasjons- og rensingsprosesser.

Chile er posisjonert som den største litiumprodusenten i verden, og henter den fra Atacama Salar. På samme kontinent følger Argentina, et land som henter ut LICL fra salaren fra den døde mannen og til slutt Bolivia. Nå er Australia den største litiumprodusenten gjennom utnyttelse av Spodumens.

Reaksjoner

Den mest kjente litiumreaksjonen er det som skjer når det kommer i kontakt med vann:

2LI (S) +2H₂Eller (l) → 2lioh (ac) +h₂(g)

Lioh er litiumhydroksyd og produserer, som det kan sees, hydrogengass.

Reagerer med gassformig oksygen og nitrogen for å danne følgende produkter:

4LI (S) + O₂(g) → 2li₂Du)

2LI (S) + O₂(g) → 2li₂ENTEN₂(S)

Li₂Eller det er litiumoksid, som har en tendens til å danne seg over Li₂ENTEN₂, Peroksid.

  6LI (S)+N₂(g) → 2li₃N (s)

Litium er det eneste alkaliske metallet som er i stand til å reagere med nitrogen og opprinnelig dette nitrid. I alle disse forbindelsene kan eksistensen av kation li antas⁺ Delta i ioniske koblinger med kovalent karakter (eller omvendt).

Kan tjene deg: kjemisk hybridisering

Du kan også direkte og kraftig reagere med halogener:

2li (S)+f₂(g) → Lif (er)

Den reagerer også med syrer:

2LI (S) +2HCL (CONC) → 2LICL (AC) +H₂(g)

3li (S)+4hno₃(fortynn) → 3lino₃(AC) +NO (G) +2H₂Eller (l)

LIF, LICL og LINO -forbindelser₃ De er henholdsvis fluor, klorid og litiumnitrat.

Og angående dens organiske forbindelser, er den mest kjente litiumbutylen:

2 Li + C₄H₉X → c₄H₉Li + lix

Hvor x er et halogenatom og c₄H₉X er et leiehalogenid.

Risiko

Rent metall

Litium reagerer voldsomt med vann, og kan reagere med hudfuktighet. Det er grunnen til at hvis noen manipulerte det med bare hender, ville lide forbrenninger. Og hvis det er granulert eller i form av støv, er den satt til romtemperatur, så det representerer brannrisiko.

For å manipulere dette må hansker og sikkerhetslinser være tilgjengelige, siden minimum øyekontakt kan forårsake alvorlige irritasjoner.

Hvis effektene blir inhalert, kan de fremdeles være verre, brenne luftveiene og forårsake lungeødem ved den indre Lioh -formasjonen, et kaustisk stoff.

Dette metallet må lagres nedsenket i olje, eller i tørre atmosfærer og mer inert enn nitrogen; For eksempel i Argon, som vist i det første bildet.

Forbindelser

Forbindelsene avledet fra litium, spesielt saltene deres, som karbonat eller sitrat, er mange tryggere. At så lenge menneskene som inntar dem respekterer indikasjonene planlagt av legene sine.

Noen av de mange uønskede effektene som kan generere hos pasienter er: diaré, kvalme, tretthet, svimmelhet, stunninger, skjelvinger, overdreven vannlating, tørst og vektøkning.

Effektene kan være enda mer alvorlige hos gravide, påvirker fosterets helse eller øke fødselsdefektene. På samme måte anbefales ikke inntaket hos spedbarn.

applikasjoner

De mest kjente bruksområdene for dette metallet på det populære nivået som er bosatt i medisinområdet. Imidlertid har den påføring på andre områder, spesielt innen energilagring gjennom bruk av batterier.

Metallurgi

Litiumsalter, spesielt li₂Co₃, Det fungerer som et tilsetningsstoff i støperiprosesser for forskjellige formål:

-Ha på

-Desulfuriza

-Avgrens kornene til ikke -færiske metaller

-Øk flytende slakting av støpeformene

-Reduserer smeltetemperaturen i aluminiums støping takket være den høye spesifikke varmen.

Organometallisk

Alquilitio -forbindelser brukes til å leie (legg til rid kjeder R) eller arilar (legg til aromatiske grupper AR) molekylære strukturer. De skiller seg ut for sin gode løselighet i organiske løsningsmidler og for ikke å være så reaktive i reaksjonsmediet; Derfor fungerer det som reagenser eller katalysatorer for flere organiske syntese.

Smøremidler

Litiumstearatet (produkt av reaksjonen mellom et fett og LIOH) tilsettes olje for å lage en smøremiddelblanding.

Dette litiumsmøremiddelet er motstandsdyktig mot høye temperaturer, herder ikke når det avkjøles og er inert i møte med oksygen og vann. Derfor finner den bruk i militær, romfart, industri, bil, etc.

Keramikk og glassadditiv

Glasset eller keramikken som blir behandlet med Li₂Eller tilegne seg lavere viskositeter når du smelter og større motstand mot termisk ekspansjon. For eksempel er kjøkkenutstyr laget av disse materialene, og Pyrex -glass har også denne forbindelsen i sammensetningen.

Legeringer

For å være et så lett metall, er de også dets legeringer; Blant dem, de av aluminium-litium. Ved å legge til som tilsetningsstoff, gir ikke bare mindre vekt, men større motstand mot høye temperaturer.

Kjølemedium

Den høye spesifikke varmen gjør den ideell å brukes som kjølemedium i prosesser der veldig varme er tydelig; For eksempel i atomreaktorer. Dette er fordi "det koster" at det stiger temperaturen, og derfor forhindrer at varmen blir lett i utlandet.

Batterier

Og den mest lovende bruken av alle er i litium -ion -batteriet markedet. Disse drar nytte av det enkle med at litium er oksidert til Li⁺ For å bruke det utgitte elektronet og aktivere en ekstern krets. Dermed er elektroder eller er metalliske litium, eller legeringer av det, hvor Li⁺ De kan intercala og reise gjennom elektrolytisk materiale.

Som en endelig nysgjerrighet, dedikerte Evanescense Musical Group en sang med tittelen "Litium" til dette mineralet.

Referanser

1. Shiver & Atkins. (2008). Uorganisk kjemi. (Fjerde utgave). Mc Graw Hill.
2. Lawrence Livermore National Laboratory. (23. juni 2017). Peering ved krystallstrukturen til litium. Gjenopprettet fra: Phys.org
3. F. Degtyareva. (s.F.). Komplekse strukturer av tett litium: elektronisk opprinnelse. Institute of Solid State Physics Russian Academy of Sciences, Chernogolovka, Russland.
4. Advameg, inc. (2019). Litium. Gjenopprettet fra: ChemistryExplaed.com
5. Nasjonalt senter for bioteknologiinformasjon. (2019). Litium. PubChem -database. CID = 3028194. Gjenopprettet fra: Pubchem.NCBI.NLM.NIH.Gov
6. Eric Eason. (30. november 2010). Verdens litiumforsyning. Gjenopprettet fra: stor.Stanford.Edu
7. Wietelmann, u., & Klett, J. (2018). 200 år med litium og 100 år med organolitiumkjemi. Zeitschrift Fur Anorganische und Allgemeine Chemie, 644 (4), 194-204. Doi: 10.1002/Zaac.201700394