LITIUM: HISTORIE, STRUKTUR, EGENSKAPER, RISIKO OG BRUK - KJEMI - 2026

Den litium er et metallelement hvis kjemiske symbol er Li og atomnummer 3. Det er det tredje element i den periodiske tabellen og leder gruppen 1 alkalimetaller. Av alle metaller er det den med laveste tetthet og høyest spesifikk varme. Den er så lett at den kan flyte på vann.

Navnet stammer fra det greske ordet 'litos' som betyr stein. De ga det dette navnet fordi det ble oppdaget nettopp som en del av noen mineraler i stollende bergarter. I tillegg viste den karakteristiske egenskaper som ligner på metallenes natrium og kalsium, som ble funnet i vegetabilsk aske.

Metall litiumdeler belagt med et nitridlag lagret i argon. Kilde: Hi-Res Images of Chemical Elements

Den har et enkelt valenselektron, og mister det for å bli Li ⁺ -kation i de fleste av sine reaksjoner; eller ved å dele den i en kovalent binding med karbon, Li-C i organolitiumforbindelser (for eksempel alkyllitium).

Dens utseende, som mange andre metaller, er det av et sølvaktig faststoff som kan bli gråaktig hvis det blir utsatt for fuktighet. Den kan utvise svartaktige lag (øvre bilde) når den reagerer med nitrogen i luften og danner et nitrid.

Kjemisk er den identisk med dens kongenerer (Na, K, Rb, Cs, Fr), men mindre reaktiv siden dens enkeltelektron opplever en mye større tiltrekningskraft på grunn av å være nærmere den, så vel som på grunn av den dårlige screeningseffekten av de to interne elektroner. I sin tur reagerer det som magnesium gjør på grunn av skjev effekten.

På laboratoriet kan litiumsalter identifiseres ved å varme dem opp i en lighter; utseendet til en intens Crimson Flame vil bekrefte sin tilstedeværelse. Faktisk brukes det ofte i undervisningslaboratorier for analytiske løp.

Bruksområdene varierer fra å bli brukt som tilsetningsstoff for keramikk, glass, legeringer eller støperiblandinger, til som et kjølemedium og utforming av svært effektive og små batterier; selv om det er eksplosivt, gitt litiums reaktive natur. Det er metallet med størst tendens til å oksidere og derfor det som gir opp elektronet sitt enklest.

Historie

Oppdagelse

Det første utseendet på litium i universet dateres langt tilbake, få minutter etter Big Bang, da kjernen av hydrogen og helium smeltet sammen. Jordisk tok det imidlertid 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 mineralene spodumene og petalitt på den svenske øya Utö. Med dette hadde han funnet de første offisielle litiumkildene, men fortsatt var ingenting kjent om ham.

I 1817 kunne den svenske kjemikeren Johan August Arfwedson isolere fra disse to mineralene et sulfatsalt 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, et produkt av sine observasjoner og eksperimenter, 'litos', som betyr stein på gresk. Dermed kunne litium endelig bli gjenkjent som et nytt element, men det var fortsatt nødvendig å isolere det.

Isolering

Bare et år senere, i 1821, lyktes William Thomas Brande og Sir Humphry Davy å isolere litium som et metall ved å bruke elektrolyse på litiumoksyd. Selv om de var i veldig små mengder, var de tilstrekkelige til å observere reaktiviteten.

I 1854 kunne Robert Wilhelm Bunsen og Augustus Matthiessen produsere litiummetall i større mengder fra elektrolyse av litiumklorid. Herfra hadde produksjon og handel begynt, og etterspørselen ville vokse etter hvert som nye teknologiske applikasjoner ble funnet som et resultat av dens unike egenskaper.

Struktur og elektronisk konfigurasjon

Den krystallinske strukturen til metallisk litium er kroppssentrert kubikk (bcc). Av alle de kompakte kubiske strukturene er dette det minste tette og er i samsvar med dets karakteristikk som det letteste og minst tette metallet av alle.

I den er Li-atomene omgitt av åtte naboer; det vil si at Li er i midten av kuben, med fire Li øverst og nederst i hjørnene. Denne bcc-fasen kalles også α-Li (selv om dette navnet tilsynelatende ikke er veldig utbredt).

faser

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

Når trykket økes, skaffer det seg mer kompakte sekskantede strukturer; og ved å øke enda mer, gjennomgår litium andre overganger som ikke er blitt fullt ut preget av røntgenstrålediffraksjon.

Derfor blir egenskapene til dette “komprimerte litium” fortsatt undersøkt. På samme måte er det foreløpig ikke forstått hvordan de tre elektronene, hvorav den ene er en valens, griper inn i dens oppførsel som halvleder eller metall ved disse høye trykkforholdene.

Tre elektroner i stedet for en

Det virker nysgjerrig på at litium på dette tidspunktet forblir en "ugjennomsiktig bok" for de som driver med krystallografisk analyse.

Dette skyldes at selv om den elektroniske konfigurasjonen er 2s ¹ , med så få elektroner, kan den knapt samhandle med strålingen som påføres for å belyse dens metalliske krystaller.

Videre er det teoretisert at 1s og 2s orbitalene overlapper hverandre ved høyt trykk. Det vil si at både de interne elektronene (1s ² ) og valenselektronene (2s ¹ ) styrer de elektroniske og optiske egenskapene til litium i disse superkompakte faser.

Oksidasjonsnummer

Når det er sagt at litiums elektronkonfigurasjon er 2s ¹ , kan den miste et enkelt elektron; de to andre, fra 1s ² indre bane , ville kreve mye energi for å fjerne.

Derfor deltar litium i nesten alle forbindelsene (uorganiske eller organiske) med et oksidasjonsnummer på +1. Dette betyr at i dens bindinger, Li-E, der E kommer til å være et hvilket som helst element, antas eksistensen av Li ⁺ kation (enten denne bindingen er ionisk eller kovalent).

Oksidasjonsnummer -1 er lite sannsynlig for litium, siden det vil måtte binde seg til et element som er mye mindre elektronegativt enn det; det faktum at i seg selv er vanskelig å være dette metallet veldig elektropositive.

Dette negative oksidasjonsnummeret vil representere en 2s ² elektronisk konfigurasjon (for å få et elektron), og vil også være isoelektronisk mot beryllium. Nå ville Li ^- anionen antatt , og salter derav ble kalt lithuros.

På grunn av det store oksidasjonspotensialet inneholder forbindelsene det meste Li ⁺ -kation , som fordi den er så liten, kan ha en polariserende effekt på voluminøse anioner for å danne Li-E-kovalente bindinger.

Egenskaper

Crimson flammen av litiumforbindelser. Kilde: Antti T. Nissinen (https://www.flickr.com/photos/veisto/2128261964)

Fysisk utseende

Sølvhvitt metall med en jevn konsistens, hvis overflate blir gråaktig når oksidert eller mørkere når det reagerer direkte med nitrogen i luften for å danne det tilsvarende nitrid. Den er så lett at den flyter i vann eller olje.

Den er så glatt at den til og med kan kuttes med en kniv, eller til og med fingerneglene, noe 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, det flyter i vann, men det begynner umiddelbart å reagere med det. Det er oppløselig i ammoniakk, der når det løses opp, blir elektronene solvatisert for å produsere blå farger.

Damptrykk

0,818 mm Hg ved 727 ° C; det vil si at ikke engang ved høye temperaturer kan atomene knapt komme ut i gassfasen.

elektro

0,98 på Pauling-skalaen.

Ioniseringsenergier

Først: 520,2 kJ / mol

Andre: 7298,1 kJ / mol

Tredje: 11815 kJ / mol

Disse verdiene tilsvarer energiene som er nødvendige for å oppnå henholdsvis gassionene Li ⁺ , Li ²⁺ og Li ³⁺ .

Selvantennelsestemperatur

179 ° C.

Overflatespenning

398 mN / m ved smeltepunktet.

viskositet

I flytende tilstand er det mindre tyktflytende enn vann.

Fusjonsvarme

3,00 kJ / mol.

Fordampingsvarme

136 kJ / mol.

Molar varmekapasitet

24.860 J / mol · K. Denne verdien er ekstra høy. den høyeste av alle elementer.

Mohs hardhet

0.6

isotoper

I naturen forekommer litium i form av to isotoper: ⁶ Li og ⁷ Li. Atommassen 6,941 u alene indikerer hvilken av de to som er den mest tallrike: ⁷ Li. Sistnevnte utgjør omtrent 92,4% av alle litiumatomer; mens ⁶ Li, omtrent 7,6% av dem.

Hos levende vesener foretrekker organismen ⁷ Li til ⁶ Li; I mineralogiske matriser mottas imidlertid ⁶ Li- isotopen bedre, og derfor øker dens prosentandel av overflod over 7,6%.

reaktivitet

Selv om det er mindre reaktivt enn de andre alkalimetallene, er det fortsatt et ganske aktivt metall, så det kan ikke utsettes for atmosfæren uten å gjennomgå oksidasjon. 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 på litiummetall. Når det gjelder forbindelsene, blir en stor del av dem navngitt i henhold til de systematiske, tradisjonelle eller bestandens nomenklaturer. Dens oksidasjonstilstand på +1 er praktisk talt uendret, så i aksjenomenklaturen er (I) ikke skrevet på slutten av navnet.

eksempler

Tenk for eksempel på forbindelsene Li ₂ O og Li ₃ N.

Li ₂ O får følgende navn:

- Litiumoksid, i henhold til bestandsnomenklaturen

- Litisk oksid, i henhold til tradisjonell nomenklatur

- Dilithiummonoxide, i henhold til den systematiske nomenklaturen

Mens Li ₃ N heter:

- Litiumnitrid, stamnomenklatur

- Litiumnitrid, tradisjonell nomenklatur

- Trilithium mononitride, systematisk nomenklatur

Biologisk rolle

Hvorvidt litium kan eller ikke kan være essensielt for organismer er ukjent. På samme måte er mekanismene det kan metaboliseres usikre og blir fortsatt undersøkt.

Derfor er det ikke kjent hvilke positive effekter et kosthold "rik" på litium kan ha; selv om det finnes i alle vev i kroppen; spesielt i nyrene.

Regulator for seratoninnivåer

Den farmakologiske effekten av visse litiumsalter på kroppen er kjent, spesielt på hjernen eller nervesystemet. For eksempel regulerer det nivåene av serotonin, et molekyl som er ansvarlig for de kjemiske aspektene ved lykke. Når det er sagt, er det ikke uvanlig å tenke på at det endrer eller endrer humøret til pasientene som konsumerer dem.

De fraråder imidlertid å konsumere litium sammen med medisiner som bekjemper depresjon, da det er fare for å øke serotonin for mye.

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

Mangel

Som spekulasjoner mistenkes personer med dietter som er dårlige i litium for å være mer utsatt for depresjon eller å begå selvmord eller drap. Imidlertid forblir formelt effekten av dens mangel ukjent.

Hvor du finner og produserer

Litium kan ikke finnes i jordskorpen, mye mindre i sjøene eller atmosfæren, i sin rene tilstand, som et skinnende hvitt metall. I stedet har den gjennomgått transformasjoner gjennom millioner av år som har posisjonert den som en Li ⁺ -ion (hovedsakelig) i visse mineraler og berggrupper.

Det anslås at konsentrasjonen i jordskorpen varierer mellom 20 og 70 ppm (del per million), noe som tilsvarer omtrent 0,0004% av det. Mens det er i marine farvann, er konsentrasjonen i størrelsesorden 0,14 og 0,25 ppm; det vil si at litium er rikelig med steiner og mineraler enn i saltlake eller havbunn.

mineraler

Spodumene kvarts, en av de naturlige kildene til litium. Kilde: Rob Lavinsky, iRocks.com - CC-BY-SA-3.0

Mineralene der dette metallet er funnet er følgende:

- Spodumene, LiAl (SiO ₃ ) ₂

- Petalite, LiAlSi ₄ O ₁₀

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

Disse tre mineralene har det til felles at de er litiumaluminosilikater. Det er andre mineraler hvor metallet også kan ekstraheres, for eksempel ambligonitt, elbaite, tripillite, eucriptite eller hectorite leire. Spodumen er imidlertid mineralet som den største mengden litium er produsert fra. Disse mineralene utgjør noen stollende bergarter som granitt eller pegmatitt.

Marine farvann

I forhold til havet blir det ekstrahert fra saltlaker som henholdsvis litiumklorid, hydroksid eller karbonat, LiCl, LiOH og Li ₂ CO ₃ . På samme måte kan det fås fra innsjøer eller laguner, eller i forskjellige saltlakeforekomster.

Totalt sett rangerer litium det 25. i overflod av elementene på jorden, som korrelerer godt med sin lave konsentrasjon i både land og vann, og er derfor ansett som et relativt sjeldent element.

Stjerner

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

For å oppnå eller produsere dette metallet i ren tilstand, er det to alternativer (å ignorere de økonomiske aspektene eller lønnsomhetsaspektene): trekke det ut gjennom gruvedrift eller samle det i saltlaken. Den siste er den dominerende kilden i produksjonen av metallisk litium.

Produksjon av metallisk litium ved elektrolyse

Fra saltlake oppnås en smeltet blanding av LiCl, som deretter kan underkastes elektrolyse for å separere saltet i dets elementære komponenter:

LiCl (l) → Li (s) + 1/2 Cl ₂ (g)

Mens mineraler blir fordøyd i sure medier for å få Li ⁺ -ionene etter separasjons- og renseprosesser.

Chile er posisjonert som den største litiumprodusenten i verden, og skaffer den fra Atacama saltflate. På det samme kontinentet følger Argentina, et land som henter ut LiCl fra Salar del Hombre Muerto og til slutt Bolivia. Imidlertid er Australia den største produsenten av litium gjennom utnyttelse av spodumen.

reaksjoner

Den mest kjente reaksjonen med litium er den som oppstår når den kommer i kontakt med vann:

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

LiOH er litiumhydroksyd og produserer som kjent hydrogengass.

Reagerer med gassformig oksygen og nitrogen for å danne 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 litiumoksyd, som har en tendens til å dannes på toppen av Li ₂ O ₂ , peroksyd.

6Li (s) + N ₂ (g) → 2Li ₃ N (s)

Litium er det eneste alkalimetallet som kan reagere med nitrogen og forårsake dette nitridet. I alle disse forbindelsene kan man anta eksistensen av Li ⁺ -kationen ved å delta i ioniske bindinger med en kovalent karakter (eller omvendt).

Det kan også reagere direkte og kraftig med halogener:

2Li (r) + F ₂ (g) → LiF (r)

Reagerer også med syrer:

2Li (s) + 2HCl (kons) → 2LiCl (aq) + H ₂ (g)

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

Forbindelsene LiF, LiCl og LiNO ₃ er henholdsvis litiumfluorid, klorid og nitrat.

Og hva angår dens organiske forbindelser, er den mest kjente litiumbutyl:

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 alkylhalogenid.

risiko

Rent metall

Litium reagerer voldsomt med vann og kan reagere med fuktighet på huden. Det er grunnen til at hvis noen håndterte det med bare hender, ville de fått forbrenninger. Og hvis den er granulert eller i pulverform, tar den fyr ved romtemperatur, og utgjør dermed brannfare.

Hansker og vernebriller bør brukes til å håndtere dette metallet, siden minimal kontakt med øynene kan forårsake alvorlig irritasjon.

Ved innånding kan effektene bli enda verre, å brenne luftveiene og forårsake lungeødem på grunn av den indre dannelsen av LiOH, 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

Forbindelser avledet fra litium, spesielt salter derav, som karbonat eller sitrat, er mye tryggere. At så lenge menneskene som inntar dem respekterer indikasjonene som er foreskrevet av legene deres.

Noen av de mange uønskede effektene det kan gi hos pasienter er: diaré, kvalme, tretthet, svimmelhet, svimmelhet, skjelving, overdreven vannlating, tørst og vektøkning.

Effektene kan være enda mer alvorlige hos gravide, påvirke fosterets helse eller øke fødselsdefekten. På samme måte anbefales det ikke inntaket hos ammende barn, siden litium kan gå fra melk til babyen, og derfra utvikle alle slags avvik eller negative effekter.

applikasjoner

De mest kjente bruksområdene for dette metallet på et populært nivå ligger i medisinområdet. Imidlertid har den anvendelse på andre områder, spesielt i energilagring ved bruk av batterier.

metallurgi

Litiumsalter, spesielt Li ₂ CO ₃ , tjener som tilsetningsstoff i støperiprosesser for forskjellige formål:

-Degass

-Desulfurizes

-Finansierer kornene til ikke-jernholdige metaller

- Øker flytningen av slaggene i støpeformene

Reduserer smeltetemperaturen i aluminiumsstøp takket være den høye spesifikke varmen.

organometallisk

Alkyllitiumforbindelser brukes til å alkylere (tilsett R-sidekjeder) eller arylar (tilsett Ar aromatiske grupper) molekylstrukturer. De skiller seg ut for sin gode oppløselighet i organiske løsningsmidler og for ikke å være så reaktive i reaksjonsmediet; derfor tjener det som reagenser eller katalysatorer for flere organiske synteser.

smøremidler

Litiumstearat (reaksjonsprodukt mellom fett og LiOH) tilsettes oljen for å lage en smøreblanding.

Dette litiumsmøremidlet er motstandsdyktig mot høye temperaturer, herder ikke når det er avkjølt og er inert mot oksygen og vann. Derfor finner den bruk i militære, luftfarts-, industri-, bil-, etc. applikasjoner.

Tilsetning av keramikk og glass

Glassene eller keramikken som er behandlet med Li ₂ O oppnår lavere viskositeter når de smeltes og større motstand mot termisk ekspansjon. For eksempel er kjøkkenutstyr laget av disse materialene, og Pyrex-glass har også denne forbindelsen i sin sammensetning.

legeringer

Fordi det er et så lett metall, er det også legeringer; blant dem, aluminium-litium. Når det tilsettes som tilsetningsstoff, gir det dem ikke bare mindre vekt, men også større motstand mot høye temperaturer.

kjølemiddel

Den høye spesifikke varmen gjør det ideelt å bli brukt som kjølemiddel i prosesser der det frigjøres mye varme; for eksempel i atomreaktorer. Dette fordi det "koster" å heve temperaturen, og derfor forhindrer at varmen lett stråler til utsiden.

batterier

Og den mest lovende bruken av alle er i markedet for litium-ion-batterier. Disse drar fordel av lettheten som litium oksideres til Li ^{+ for} å bruke det frigjorte elektron og aktivere en ekstern krets. Dermed er elektrodene enten laget av metallisk litium, eller av legeringer derav, hvor Li ⁺ kan interkalkere og bevege seg gjennom det elektrolytiske materialet.

Som en siste nysgjerrighet dedikerte den musikalske gruppen Evanescense en sang med tittelen "Lithium" til dette mineralet.

referanser

1. Shiver & Atkins. (2008). Uorganisk kjemi. (Fjerde utgave). Mc Graw Hill.
2. Lawrence Livermore National Laboratory. (23. juni 2017). Kikker på lithiums krystallstruktur. Gjenopprettet fra: phys.org
3. F. Degtyareva. (SF). Komplekse strukturer av tett litium: elektronisk opprinnelse. Institute of Solid State Physics Russian Academy of Sciences, Chernogolovka, Russland.
4. Advameg, Inc. (2019). Lithium. Gjenopprettet fra: chemistryexplained.com
5. Nasjonalt senter for informasjon om bioteknologi. (2019). Lithium. PubChem-databasen. CID = 3028194. Gjenopprettet fra: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
6. Eric Eason. (30. november 2010). Verdens litiumforsyning. Gjenopprettet fra: large.stanford.edu
7. Wietelmann, U., & Klett, J. (2018). 200 års litium og 100 år med organolithiumkjemi. Zeitschrift fur anorganische und allgemeine Chemie, 644 (4), 194–204. doi: 10.1002 / zaac.201700394