Lithiumgeschiedenis, structuur, eigenschappen, risico's en gebruik

Hij lithium Het is een metaalelement waarvan het chemische symbool LI is en het atoomnummer is 3. Het is het derde element van de periodiek systeem en koppen groep 1 van alkalische metalen. Van alle metalen is degene met de laagste dichtheid en grotere specifieke warmte. Het is zo licht dat het in het water kan drijven.

Zijn naam is afgeleid van het Griekse woord 'lithos', wat steen betekent. Ze gaven deze naam omdat deze precies werd ontdekt als onderdeel van sommige mineralen in stollingsrotsen. Bovendien drukte hij karakteristieke eigenschappen uit die vergelijkbaar zijn met die van natrium- en calciummetalen, die in groenteas waren.

Metallic lithiumstukken bedekt met een nitride -laag opgeslagen in argon. Bron: Hi-Res Images ofChemical Elements [CC door 3.0 (https: // creativeCommons.Org/licenties/door/3.0)]

Het heeft een enkel elektron van Valencia en verliest het om de kation li te worden⁺ In de meeste van zijn reacties; of het delen in een covalente binding met koolstof, Li-C in organolietenverbindingen (zoals alcheilitios).

Het uiterlijk is, net als vele andere metalen, dat van een zilver zilver dat grijsachtig kan worden als het wordt blootgesteld aan vocht. U kunt zwartachtige lagen (bovenste afbeelding) weergeven, wanneer u reageert met luchtstikstof om een ​​nitruro te vormen.

Chemisch is het identiek aan zijn leeftijdsgenoten (Na, K, Rb, Cs, FR), maar minder reactief omdat het enige elektron een veel grotere aantrekkingskracht ervaart om er dichterbij te zijn, evenals door het slechte afschermingseffect van zijn twee interne elektronen. Op zijn beurt reageert het als magnesium vanwege het diagonale effect.

In het laboratorium kunnen lithiumzouten worden geïdentificeerd als ze in een lichter opwarmen; Het uiterlijk van een intense karmozijnrode kleurvlam zal zijn aanwezigheid certificeren. In feite wordt het meestal gebruikt in leslaboratoria voor analytische marsen.

Hun toepassingen variëren van gebruikt als een additief voor keramiek, glas, legeringen of smeltmengsels, tot een koelmiddel en zeer effectieve en kleine batterijen; Hoewel explosief, gezien het reactieve karakter van lithium. Het is het metaal met de grootste neiging om te oxideren en daarom degene die het meest gemak geeft.

[TOC]

Geschiedenis

Ontdekking

De eerste verschijning van lithium in het universum dateert ver, enkele minuten na de oerknal, toen de waterstof en heliumkernen fuseerden. Het kostte echter aards tijd voor de mensheid om het te identificeren als een chemisch element.

Het was in 1800, toen de Braziliaanse wetenschapper José Bonifácio de Andrada E Silva de Espodumena en Petalita Minerals op het Zweedse eiland Utö ontdekte. Hiermee had hij de eerste officiële lithiumbronnen gevonden, maar er was niets over hem bekend.

In 1817 was de Zweedse chemicus Johan August Arfwedson in staat om een ​​sulfaatzout te isoleren van deze twee mineralen die een ander element bevatten dan calcium of natrium. Tegen die tijd werkte Johan in de laboratoria van de beroemde Zweedse chemicus Jöns Jacob Berzelius.

Het was Berzelius die dit nieuwe element noemde, product van zijn observaties en experimenten, 'lithos', wat steen betekent in het Grieks. Lithium kon dus eindelijk worden herkend als een nieuw element, maar het ontbrak nog steeds om het te isoleren.

Isolatie

Slechts een jaar later, in 1821, slaagden William Thomas Brande en Sir Humphry Davy erin lithium te isoleren als metaal bij het aanbrengen van elektrolyse op lithiumoxide. Hoewel ze in zeer kleine hoeveelheden voldoende waren om hun reactiviteit te observeren.

In 1854 konden Robert Wilhelm Bunsen en Augustus Matthiessen metallic lithium produceren in grotere hoeveelheden door de elektrolyse van lithiumchloride. Vanaf hier waren zijn productie en handel geïnitieerd, en de vraag zou groeien naarmate nieuwe technologische toepassingen werden gevonden na zijn unieke eigenschappen.

Elektronische structuur en configuratie

De kristallijne structuur van metaallithium is kubisch gecentreerd in het lichaam (Lichaam cenred kubiek, BCC). Van alle compacte kubieke structuren is dit minder dicht en is consistent met zijn kenmerk als het lichtere en minder dichte metaal van allemaal.

Daarin worden Li -atomen omgeven door acht buren; Dat wil zeggen, de Li bevindt zich in het midden van de kubus, met vier li op en neer in de hoeken. Deze BCC-fase wordt ook α-LI genoemd (hoewel blijkbaar deze denominatie niet wijdverbreid is).

Fasen

Net als de overgrote meerderheid van metalen of vaste verbindingen, kunnen ze fase -overgangen ondergaan wanneer ze veranderingen in temperatuur of druk ervaren; Zolang ze niet zijn opgericht. Lithium kristalliseert dus met een rhomboédica -structuur bij zeer lage temperaturen (4,2 K). Li -atomen zijn bijna bevroren en trillen minder in hun posities.

Wanneer de druk wordt verhoogd, verwerft deze compactere zeshoekige structuren; En door nog meer te verhogen, lijdt lithium aan andere overgangen die niet volledig zijn gekenmerkt door X -Ray Diffraction.

Daarom blijven de eigenschappen van dit "gecomprimeerde lithium" studeren. Evenzo wordt het nog niet begrepen hoe zijn drie elektronen, waarvan er één uit Valencia komt, tussenbeide komt in hun gedrag als halfgeleider of metaal in deze omstandigheden van hoge drukken.

Kan u van dienst zijn: benzoëzuur (c6h5cooh)

Drie elektronen in plaats van één

Het lijkt nieuwsgierig dat lithium op dit punt een "ondoorzichtig boek" blijft voor degenen die toegewijd zijn aan kristallografische analyses.

Dit komt omdat, hoewel de elektronische configuratie 2s is¹, Met zo weinig elektronen kunt u nauwelijks communiceren met de straling die wordt toegepast om uw metalen kristallen op te helderen.

Bovendien wordt theoretiseerd dat de orbitalen 1s en 2s overlappen bij hoge drukken. Dat wil zeggen, beide interne elektronen (1s²) zoals die van Valencia (2s¹) regelen de elektronische en optische eigenschappen van lithium in deze super compacte fasen.

Oxidatienummer

Dat gezegd hebbende dat de elektronische lithiumconfiguratie 2s is¹, U kunt een enkel elektron verliezen; de andere twee, van de interne orbitale 1's², zou veel energie vereisen om ze te verwijderen.

Daarom neemt lithium deel aan bijna al zijn verbindingen (anorganisch of organisch) met een oxidatienummer van +1. Dit betekent dat in zijn links, Li-e, waarbij E elk element wordt, het bestaan ​​van de kation Li wordt aangenomen⁺ (of ionisch of covalent daadwerkelijk genoemde link).

Het oxidatienummer -1 is onwaarschijnlijk voor lithium, omdat het zou moeten linken naar een veel minder elektronegatief element dan hij; Feit dat moeilijk is om dit zeer elektropositieve metaal te zijn.

Dit negatieve oxidatienummer zou een elektronische configuratie 2s vertegenwoordigen² (voor het winnen van een elektron), en het zou ook isolectronisch zijn voor Beryllium. Nu zou het bestaan ​​van de anion li worden aangenomen^-, en zijn afgeleide zouten zouden lituros worden genoemd.

Vanwege hun grote oxidatiepotentieel bevatten hun verbindingen meestal het liegen⁺, die omdat het zo klein is, kan een polariserend effect op omvangrijke anionen uitoefenen om covalente bindingen te vormen Li-e.

Eigenschappen

De karmozijnrode vlam van lithiumverbindingen. Bron: anti t. Nissinen (https: // www.Flickr.com/foto's/Veisto/2128261964)

Fysiek uiterlijk

Zilver wit metaal met zachte textuur, waarvan het oppervlak grijsachtig wordt wanneer geoxideerd of donkerder wordt wanneer het direct reageert met luchtstikstof om het overeenkomstige nitride te vormen. Het is zo licht dat in water of olie zweeft.

Het is zo zacht dat het zelfs kan snijden met een mes, of zelfs met vingers, die helemaal niet zouden worden aanbevolen.

Molaire massa

6.941 g/mol.

Smeltpunt

180,50 ° C.

Kookpunt

1330 ° C.

Dikte

0,534 g/ml bij 25 ° C.

Oplosbaarheid

Ja, zweeft in het water, maar begint meteen met hetzelfde te reageren. Het is oplosbaar in ammoniak, waar wanneer hun elektronen worden opgelost om blauwe kleuren te veroorzaken.

Dampdruk

0,818 mm Hg bij 727 ° C; dat wil zeggen, zelfs niet bij hoge temperaturen kunnen hun atomen nauwelijks ontsnappen aan de frisdrankfase.

Elektronegativiteit

0,98 op de Pauling -schaal.

Ionisatie -energieën

Eerst: 520,2 kJ/mol

Ten tweede: 7298.1 kJ/mol

Derde: 11815 kJ/mol

Deze waarden komen overeen met de noodzakelijke energieën om de gasvormige ionen Li te verkrijgen⁺, Li²⁺ En Li³⁺, respectievelijk.

Zelf -richtingtemperatuur

179 ° C.

Oppervlaktespanning

398 mn/m op het smeltpunt.

Smurrie

In vloeibare toestand is minder viskeus dan water.

Fusiewarmte

3,00 kJ/mol.

Verdampingswarmte

136 kJ/mol.

Molaire warmtecapaciteit

24.860 J/Mol · K. Deze waarde is buitengewoon hoog; De hoogste van alle elementen.

Mohs hardheid

0,6

Isotopen

In de natuur wordt lithium gepresenteerd in de vorm van twee isotopen: ⁶Li en ⁷Li. Atomaire massa 6.941 of geeft op zichzelf aan welke van de twee de meest voorkomende is: de ⁷Li. De laatste vormt ongeveer 92,4% van alle lithiumatomen; Ondertussen ⁶Li, ongeveer 7,6% van hen.

In levende wezens geeft het organisme de voorkeur aan ⁷Li dat de ⁶Li; In mineralogische matrices echter de isotoop ⁶Li wordt beter ontvangen en daarom neemt het percentage overvloed toe meer dan 7,6% toe.

Reactiviteit

Hoewel het minder reactief is dan andere alkalische metalen, is het nog steeds een nogal actief metaal, dus het kan niet worden blootgesteld aan de atmosfeer zonder oxidaties te lijden. Afhankelijk van de omstandigheden (temperatuur en druk) reageert het met alle gasvormige elementen: waterstof, chloor, zuurstof, stikstof; en met vaste stoffen zoals fosfor en zwavel.

Nomenclatuur

Er zijn geen andere namen met wat ze het lithiummetaal moeten noemen. Wat hun verbindingen betreft, worden veel van hen genoemd volgens systematische, traditionele of stocknomenclatures. De oxidatietoestand van +1 is praktisch onveranderlijk, dus in de voorraadnomenclatuur is de (i) niet geschreven aan het einde van de naam.

Voorbeelden

Overweeg bijvoorbeeld de verbindingen li₂Of en li₃N.

De li₂Of ontvang de volgende namen:

- Lithiumoxide, volgens de voorraadnomenclatuur

- Lithisch oxide, volgens de traditionele nomenclatuur

- Dilitio monoxide, volgens systematische nomenclatuur

Terwijl de li₃N wordt genoemd:

- Lithiumnitride, voorraadnomenclatuur

- Lithische Nituro, traditionele nomenclatuur

Het kan u van dienst zijn: kaliumdichromaat: formule, eigenschappen, risico's en gebruik

- Trilitio mononitar, systematische nomenclatuur

Biologisch papier

Het is onbekend in hoeverre het lithium essentieel kan zijn of niet voor de organismen. Evenzo zijn de mechanismen waarmee ze konden metaboliseren onzeker zijn en nog steeds studies.

Daarom is het niet bekend welke positieve effecten een "rijk" dieet in lithium kan hebben; Zelfs wanneer het in alle lichaamsweefsels kan worden gevonden; Vooral in de nieren.

Regulator van seratonine -niveaus

Als het farmacologische effect van bepaalde lithiumzouten op het lichaam bekend is, vooral in de hersenen of het zenuwstelsel. Het reguleert bijvoorbeeld serotoninespiegels, een molecuul dat verantwoordelijk is voor de chemische aspecten van geluk. Dat gezegd hebbende, het is niet ongewoon om te denken dat het de stemming verandert of wijzigt.

Ze adviseren echter tegen lithium met medicijnen die depressie bestrijden, omdat er een risico bestaat om serotonine te veel te verhogen.

Het helpt niet alleen om depressie te bestrijden, maar ook bipolaire en schizofrene aandoeningen, evenals andere mogelijke neurologische aandoeningen.

Tekort

Als speculatie wordt vermoed dat personen met een slechte lithiumdiëten meer vatbaar zijn voor depressie of zelfmoord of moord plegen. Formeel zijn de effecten van hun tekort echter nog onbekend.

Waar is en productie

Lithium kan niet worden gevonden in de aardkorst, veel minder in de zeeën of de atmosfeer, in zijn puurste vorm, als een helder wit metaal. In plaats daarvan transformaties die het hebben gepositioneerd als ion li⁺ (voornamelijk) in bepaalde mineralen en rockgroepen.

Naar schatting is in de cortex van de aarde de concentratie tussen 20 en 70 ppm (deel per miljoen), wat overeenkomt met ongeveer 0,0004% daarvan. Terwijl in mariene wateren, is de concentratie ervan in de orde van 0,14 en 0,25 ppm; Dat wil zeggen, lithium is er meer aanwezig in stenen en mineralen dan in Salmuelas of mariene bedden.

Mineralen

Espodumeno Quartz, een van de natuurlijke bronnen van lithium. Bron: Rob Lavinsky, irocks.com-cc-by-sa-3.0 [CC BY-SA 3.0 (https: // creativeCommons.Org/licenties/by-sa/3.0)]

De mineralen waar dit metaal zich bevindt, zijn de volgende:

- Espodumena, Lial (SIO₃))₂

- Petalita, Lialsi₄OF₁₀

- Lepidolita, K (Li, AL, RB)₂(AL, ja)₄OF₁₀(F, OH)₂

Deze drie mineralen hebben gemeen dat ze lithiumalumino zijn. Er zijn andere mineralen waar metaal ook kan worden geëxtraheerd, zoals ambigoniet, elbaíta, tripilita, eucriptite of hectorkleien. Espodumena is echter het mineraal waaruit de grootste hoeveelheid lithium optreedt. Deze mineralen vormen een aantal stollingsgesteenten zoals graniet of pegmatiet.

Zeeweren

Met betrekking tot de zee wordt het geëxtraheerd uit de Salmueras zoals chloride, hydroxide of lithiumcarbonaat, licl, lioh en li₂CO₃, respectievelijk. Op dezelfde manier kan het worden verkregen van meren of lagunes, of in verschillende Salmueras -afzettingen.

In totaal staat lithium op de 25e positie in overvloed van de elementen op aarde, die goed correleert met zijn lage concentratie zowel op aarde als in water, en wordt daarom beschouwd als een relatief zeldzaam element.

Sterren

Lithium wordt gevonden in jonge sterren, in grotere overvloed dan bij oudere sterren.

Om dit metaal in zijn zuivere staat te verkrijgen of te produceren, zijn er twee opties (negeren van de economische aspecten of winstgevendheid): extraheren door het te mijnen of te verzamelen in de Salmuelas. De laatste is de overheersende bron bij de productie van metallic lithium.

Metallic lithiumproductie door elektrolyse

Uit de pekel wordt een gesmolten mengsel van licl verkregen, die vervolgens elektrolyse kan ondergaan om zout in zijn elementaire componenten te scheiden:

Licl (l) → li (s) + 1/2 Cl₂(G)

Terwijl mineralen in zure media worden verteerd om hun li -ionen te verkrijgen⁺ Na scheiding en zuiveringsprocessen.

Chili wordt gepositioneerd als de grootste lithiumproducent ter wereld en verkrijgt het van Atacama Salar. Op hetzelfde continent volgt Argentinië, een land dat de licl uit de salar uit de dode man haalt en, ten slotte, Bolivia. Nu is Australië de grootste lithiumproducent door de uitbuiting van spodumens.

Reacties

De bekendste lithiumreactie is wat er gebeurt als het in contact komt met water:

2LI (s) +2H₂Of (l) → 2lioH (ac) +h₂(G)

LioH is lithiumhydroxide en produceert, zoals te zien, waterstofgas.

Reageert met gasvormige zuurstof en stikstof om de volgende producten te vormen:

4li (s) + o₂(g) → 2LI₂Jij)

2li (s) + o₂(g) → 2LI₂OF₂(S)

De li₂Of het is lithiumoxide, dat zich boven de LI vormt₂OF₂, Peroxide.

  6LI (s)+n₂(g) → 2LI₃NS)

Lithium is het enige alkalisch metaal dat kan reageren met stikstof en dit nitride afkomstig. In al deze verbindingen kan het bestaan ​​van het kation Li worden aangenomen⁺ deelnemen aan ionische links met covalent karakter (of vice versa).

Kan u van dienst zijn: chemische hybridisatie

U kunt ook direct en krachtig reageren met halogenen:

2li (s)+f₂(g) → Lif (s)

Het reageert ook met zuren:

2LI (s) +2HCl (Conc) → 2licl (AC) +H₂(G)

3li (s)+4Hno₃(Verdun) → 3lino₃(AC) +NO (G) +2H₂Of (l)

LIF, LiCl en Lino -verbindingen₃ Ze zijn respectievelijk fluoride, chloride en lithiumnitraat.

En wat betreft de organische verbindingen, is de bekendste de lithiumbutyl:

2 Li + C₄H₉X → C₄H₉Li + LIX

Waarbij x een halogeenatoom is en c₄H₉X is een huurhalogenide.

Risico's

Puur metaal

Lithium reageert heftig met water, kunnen reageren met huidvocht. Daarom zou als iemand het met kale handen manipuleerde, brandwonden lijden. En als het wordt gegranuleerd of in de vorm van stof, wordt het ingesteld bij kamertemperatuur, dus het vertegenwoordigt brandrisico's.

Om dit metaal te manipuleren, moeten handschoenen en veiligheidslenzen beschikbaar zijn, omdat het minimale oogcontact ernstige irritaties kan veroorzaken.

Als de effecten worden ingeademd, kunnen ze nog steeds erger zijn, het luchtwegkanaal verbranden en longoedeem veroorzaken door de interne LIOH -vorming, een bijtende stof.

Dit metaal moet worden opgeslagen in olie, of in droge atmosferen en meer inert dan stikstof; Bijvoorbeeld, in Argon, zoals getoond in de eerste afbeelding.

Verbindingen

De verbindingen afgeleid van lithium, vooral hun zouten, zoals carbonaat of citraat, zijn veel veiliger. Dat zolang de mensen die hen innemen de indicaties respecteren die door hun artsen zijn gepland.

Enkele van de vele ongewenste effecten die bij patiënten kunnen genereren, zijn: diarree, misselijkheid, vermoeidheid, duizeligheid, verbijstering, trillingen, overmatig plassen, dorst en gewichtstoename.

De effecten kunnen nog ernstiger zijn bij zwangere vrouwen, die de gezondheid van de foetus beïnvloeden of de geboorteafwijkingen verhogen. Evenzo wordt de inname van moeders niet aanbevolen, omdat het lithium van de melk naar de baby kan passeren en van daaruit allerlei soorten afwijkingen of negatieve effecten ontwikkelt.

Toepassingen

Het bekendste gebruik voor dit metaal op het populaire niveau woont in het medicijngebied. Het heeft echter een toepassing op andere gebieden, vooral in energieopslag door het gebruik van batterijen.

Metallurgie

Lithiumzouten, met name li₂CO₃, Het dient als een additief in gieterijprocessen voor verschillende doeleinden:

-Dragen

-Desulfuriza

-Verfijn de korrels van niet -ferrometalen

-Verhoog de vloeiendheid van de slachting van de gietvormen

-Vermindert de smelttemperatuur in aluminium gietstukken dankzij de hoge specifieke warmte.

Organometaal

Alquilitio -verbindingen worden gebruikt om ketens R -ketens te huren (toevoegen) of arilar (AROMATISCHE GROEPEN AR) Moleculaire structuren. Ze vallen op voor hun goede oplosbaarheid in organische oplosmiddelen en omdat ze niet zo reactief zijn op het medium van de reactie; Daarom dient het als reagentia of katalysatoren voor meerdere organische synthese.

Smeermiddelen

Het lithiumstearaat (product van de reactie tussen een vet en de liOH) wordt toegevoegd aan olie om een ​​smeermiddelmengsel te creëren.

Dit lithiumsmeermiddel is bestand tegen hoge temperaturen, wordt niet uitgehard wanneer het afkoelt en is inert in het gezicht van zuurstof en water. Daarom vindt het gebruik in militaire, ruimtevaart, industrieel, auto, enz.

Keramiek en glazen additief

Het glas of keramiek dat met LI wordt behandeld₂Of lagere viscositeiten verwerven bij het smelten en een grotere weerstand tegen thermische expansie. Keukengerei worden bijvoorbeeld gemaakt van deze materialen en Pyrex -glas heeft ook deze verbinding in de compositie.

Legeringen

Omdat ze zo'n licht metaal zijn, zijn ze ook de legeringen; Onder hen, die van aluminium-lithium. Door toe te voegen als een additief, verleent niet alleen minder gewicht, maar ook een grotere weerstand tegen hoge temperaturen.

Koelmiddel

De hoge specifieke warmte maakt het ideaal om te worden gebruikt als een koelmiddel in processen waarbij zeer warmte helder is; Bijvoorbeeld in kernreactoren. Dit komt omdat "het kost" dat het zijn temperatuur stijgt en daarom voorkomt dat warmte gemakkelijk in het buitenland komt.

Batterijen

En het meest veelbelovende gebruik van alles is op de markt voor lithium -ionbatterijen. Deze profiteren van het gemak waarmee lithium wordt geoxideerd tot li⁺ Om het vrijgegeven elektron te gebruiken en een extern circuit te activeren. Dus elektroden of zijn metaallithium, of legeringen ervan, waar li⁺ Ze kunnen intercala en door elektrolytisch materiaal reizen.

Als laatste nieuwsgierigheid wijdde de Evanescense Musical Group een nummer met de titel "Lithium" aan dit mineraal.

Referenties

1. Shiver & Atkins. (2008). Anorganische scheikunde. (Vierde druk). MC Graw Hill.
2. Lawrence Livermore National Laboratory. (23 juni 2017). Peering naar de kristalstructuur van lithium. Hersteld van: Phys.borg
3. F. Degtyareva. (S.F.)). Complexe structuren van dicht lithium: elektronische oorsprong. Institute of Solid State Physics Russian Academy of Sciences, Chernogolovka, Rusland.
4. Advameg, Inc. (2019). Lithium. Hersteld van: chemiexplaed.com
5. Nationaal centrum voor biotechnologie -informatie. (2019). Lithium. PubChem -database. CID = 3028194. Hersteld van: pubchem.NCBI.NLM.NIH.Gov
6. Eric Eason. (30 november 2010). World Lithium Supply. Hersteld van: groot.Stanford.Edu
7. Wietelmann, u., & Klett, J. (2018). 200 jaar lithium en 100 jaar organolithiumchemie. Zeitschrift fur anorganische und allgemeine chemie, 644 (4), 194-204. Doi: 10.1002/ZAAC.201700394