LIT: HISTORIA, STRUKTURA, WŁAŚCIWOŚCI, ZAGROŻENIA I ZASTOSOWANIA - CHEMIA - 2026

Litu jest element metalowy, którego chemiczny Li symboli i liczbę atomową 3. Jest to trzeci element okresowego oraz przewodami z grupy 1 metali alkalicznych. Ze wszystkich metali ma najniższą gęstość i najwyższe ciepło właściwe. Jest tak lekki, że może unosić się na wodzie.

Jego nazwa pochodzi od greckiego słowa „lithos”, które oznacza kamień. Nadali jej tę nazwę, ponieważ została odkryta właśnie jako część niektórych minerałów w skałach magmowych. Ponadto wykazywał charakterystyczne właściwości zbliżone do metali sodu i wapnia, które stwierdzono w popiołach roślinnych.

Metalowe części litowe pokryte warstwą azotku przechowywanego w argonie. Źródło: obrazy o wysokiej rozdzielczości pierwiastków chemicznych

Ma pojedynczy elektron walencyjny, tracąc go, aby stać się kationem Li ⁺ w większości swoich reakcji; lub dzieląc go w wiązaniu kowalencyjnym z węglem, Li-C w związkach litoorganicznych (takich jak alkilolit).

Jego wygląd, podobnie jak wiele innych metali, jest srebrzystym ciałem stałym, które może stać się szare pod wpływem wilgoci. Może wykazywać czarne warstwy (górne zdjęcie), gdy reaguje z azotem w powietrzu, tworząc azotek.

Pod względem chemicznym jest identyczny ze swoimi kongenerami (Na, K, Rb, Cs, Fr), ale mniej reaktywny, ponieważ jego pojedynczy elektron doświadcza znacznie większej siły przyciągania, ponieważ jest bliżej niego, a także z powodu słabego efektu ekranującego jego dwóch elektrony wewnętrzne. Z kolei reaguje tak jak magnez ze względu na efekt odchylenia.

W laboratorium sole litu można zidentyfikować poprzez podgrzanie ich w zapalniczce; pojawienie się intensywnego szkarłatnego płomienia potwierdzi jego obecność. W rzeczywistości jest często używany w laboratoriach dydaktycznych do przebiegów analitycznych.

Jego zastosowania są zróżnicowane - od użycia jako dodatku do ceramiki, szkła, stopów lub mieszanin odlewniczych, po chłodzenie i projektowanie bardzo wydajnych i małych baterii; chociaż wybuchowy, biorąc pod uwagę reaktywny charakter litu. Jest to metal o największej skłonności do utleniania, dlatego najłatwiej oddaje swój elektron.

Historia

Odkrycie

Pierwsze pojawienie się litu we Wszechświecie datuje się bardzo dawno, kilka minut po Wielkim Wybuchu, kiedy jądra wodoru i helu uległy stopieniu. Jednak ludzkość potrzebowała czasu, aby zidentyfikować go jako pierwiastek chemiczny.

Było to w 1800 roku, kiedy brazylijski naukowiec José Bonifácio de Andrada e Silva odkrył na szwedzkiej wyspie Utö minerały spodumenu i płatków. Dzięki temu znalazł pierwsze oficjalne źródła litu, ale nadal nic o nim nie wiadomo.

W 1817 roku szwedzki chemik Johan August Arfwedson był w stanie wyodrębnić z tych dwóch minerałów sól siarczanową zawierającą pierwiastek inny niż wapń lub sód. W tym czasie August Johan pracował w laboratoriach słynnego szwedzkiego chemika Jönsa Jacoba Berzeliusa.

To Berzelius nazwał ten nowy element, będący wynikiem swoich obserwacji i eksperymentów, „lithos”, co po grecku oznacza kamień. W ten sposób lit można było ostatecznie uznać za nowy pierwiastek, ale nadal trzeba było go izolować.

Izolacja

Zaledwie rok później, w 1821 roku, William Thomas Brande i Sir Humphry Davy zdołali wyodrębnić lit jako metal, stosując elektrolizę do tlenku litu. Chociaż w bardzo małych ilościach wystarczyły do ​​zaobserwowania jego reaktywności.

W 1854 roku Robert Wilhelm Bunsen i Augustus Matthiessen byli w stanie wyprodukować lit metaliczny w większych ilościach w wyniku elektrolizy chlorku litu. Stąd rozpoczęła się jego produkcja i handel, a popyt rósł, gdy odkryto nowe zastosowania technologiczne w wyniku jego wyjątkowych właściwości.

Struktura i konfiguracja elektroniczna

Krystaliczna struktura metalicznego litu jest centrowana sześciennie (bcc). Ze wszystkich zwartych struktur sześciennych jest to najmniej gęsty i zgodny z jego cechą, jako najlżejszy i najmniej gęsty metal ze wszystkich.

W nim atomy Li są otoczone ośmioma sąsiadami; to znaczy, Li znajduje się w środku sześcianu, z czterema Li na górze i na dole w rogach. Ta faza Bcc jest również nazywana α-Li (chociaż nazwa ta najwyraźniej nie jest bardzo rozpowszechniona).

Fazy

Podobnie jak ogromna większość metali lub związków w stanie stałym, mogą one podlegać przemianom fazowym, gdy doświadczają zmian temperatury lub ciśnienia; dopóki nie zostaną założone. W ten sposób lit krystalizuje z romboedryczną strukturą w bardzo niskich temperaturach (4,2 K). Atomy Li są prawie zamrożone i mniej wibrują w swoich pozycjach.

Gdy ciśnienie wzrasta, uzyskuje bardziej zwarte struktury heksagonalne; a zwiększając się jeszcze bardziej, lit przechodzi inne przejścia, które nie zostały w pełni scharakteryzowane przez dyfrakcję rentgenowską.

Dlatego właściwości tego „skompresowanego litu” są nadal badane. Podobnie nie jest jeszcze zrozumiałe, w jaki sposób jego trzy elektrony, z których jeden jest walencją, wpływają na jego zachowanie jako półprzewodnika lub metalu w tych warunkach wysokiego ciśnienia.

Trzy elektrony zamiast jednego

Wydaje się dziwne, że lit w tym momencie pozostaje „mętną księgą” dla osób zajmujących się analizą krystalograficzną.

Dzieje się tak dlatego, że chociaż konfiguracja elektroniczna wynosi 2s ¹ , przy tak małej liczbie elektronów ledwo może oddziaływać z promieniowaniem zastosowanym w celu wyjaśnienia metalicznych kryształów.

Ponadto istnieje teoria, że ​​orbitale 1s i 2s zachodzą na siebie przy wysokich ciśnieniach. Oznacza to, że zarówno elektrony wewnętrzne (1s ² ), jak i elektrony walencyjne (2s ¹ ) zarządzają elektronicznymi i optycznymi właściwościami litu w tych superkompaktowych fazach.

Numer utleniania

Powiedziawszy, że konfiguracja elektronowa litu to 2s ¹ , lit może stracić pojedynczy elektron; pozostałe dwa, z wewnętrznej orbity 1s ² , wymagałyby dużo energii do usunięcia.

Dlatego lit uczestniczy w prawie wszystkich jego związkach (nieorganicznych lub organicznych) o stopniu utlenienia +1. Oznacza to, że w jego wiązaniach Li-E, gdzie E jest dowolnym pierwiastkiem, zakłada się istnienie kationu Li ⁺ (niezależnie od tego, czy wiązanie to jest jonowe, czy kowalencyjne).

Stopień utlenienia -1 jest mało prawdopodobny dla litu, ponieważ musiałby on wiązać się z pierwiastkiem znacznie mniej elektroujemnym niż on; fakt, że samo w sobie trudno jest być bardzo elektrododatnim metalem.

Ten negatywny stopień utlenienia stanowiłoby 2s ² konfiguracji elektronowej (w celu uzyskania jednego elektronu) i byłoby również isoelectronic do berylu. Teraz należałoby założyć istnienie anionu Li ^- , a jego pochodne sole byłyby nazywane lituros.

Ze względu na duży potencjał oksydacyjny, jego związki zawierają głównie kation Li ⁺ , który, ponieważ jest tak mały, może wywierać działanie polaryzujące na duże aniony, tworząc wiązania kowalencyjne Li-E.

Nieruchomości

Szkarłatny płomień związków litu. Źródło: Antti T. Nissinen (https://www.flickr.com/photos/veisto/2128261964)

Wygląd fizyczny

Srebrno-biały metal o gładkiej teksturze, którego powierzchnia szarzeje po utlenieniu lub ciemnieje, gdy reaguje bezpośrednio z azotem w powietrzu, tworząc odpowiadający mu azotek. Jest tak lekki, że unosi się w wodzie lub oleju.

Jest tak gładki, że można go nawet kroić nożem, a nawet paznokciami, co wcale nie byłoby zalecane.

Masa cząsteczkowa

6,941 g / mol.

Temperatura topnienia

180,50 ° C

Temperatura wrzenia

1330 ° C

Gęstość

0,534 g / ml w temperaturze 25 ° C

Rozpuszczalność

Tak, pływa w wodzie, ale natychmiast zaczyna z nią reagować. Jest rozpuszczalny w amoniaku, gdzie po rozpuszczeniu jego elektrony są solwatowane, tworząc niebieskie kolory.

Ciśnienie pary

0,818 mm Hg w 727 ° C; to znaczy, nawet w wysokich temperaturach jego atomy ledwo mogą uciec z fazy gazowej.

Elektroujemność

0,98 w skali Paulinga.

Energie jonizacji

Pierwsza: 520,2 kJ / mol

Po drugie: 7298,1 kJ / mol

Po trzecie: 11815 kJ / mol

Wartości te odpowiadają energiom niezbędnym do uzyskania odpowiednio jonów gazowych Li ⁺ , Li ²⁺ i Li ³⁺ .

Temperatura samozapłonu

179 ° C

Napięcie powierzchniowe

398 mN / mw jego temperaturze topnienia.

Lepkość

W stanie ciekłym jest mniej lepki niż woda.

Ciepło topnienia

3,00 kJ / mol.

Ciepło parowania

136 kJ / mol.

Molowa pojemność cieplna

24 860 J / mol · K. Ta wartość jest niezwykle wysoka; najwyższy ze wszystkich elementów.

Twardość Mohsa

0.6

Izotopy

W naturze lit występuje w postaci dwóch izotopów: ⁶ Li i ⁷ Li. Sama masa atomowa 6,941 u wskazuje, która z nich jest najbardziej rozpowszechniona: ⁷ Li. Ten ostatni stanowi około 92,4% wszystkich atomów litu; podczas gdy ⁶ Li, około 7,6% z nich.

U istot żywych organizm preferuje ⁷ Li do ⁶ Li; Jednak w matrycach mineralogicznych izotop ⁶ Li jest lepiej odbierany, a zatem jego procentowa zawartość wzrasta powyżej 7,6%.

Reaktywność

Chociaż jest mniej reaktywny niż inne metale alkaliczne, nadal jest metalem dość aktywnym, więc nie można go wystawiać na działanie atmosfery bez utleniania. W zależności od warunków (temperatury i ciśnienia) reaguje ze wszystkimi pierwiastkami gazowymi: wodorem, chlorem, tlenem, azotem; oraz z ciałami stałymi, takimi jak fosfor i siarka.

Nomenklatura

Nie ma innych nazw litu. Jeśli chodzi o jego związki, znaczna część z nich nosi nazwy zgodnie z nomenklaturą systematyczną, tradycyjną lub inwentaryzacyjną. Jego stopień utlenienia +1 jest praktycznie niezmieniony, więc w nomenklaturze magazynowej na końcu nazwy nie pojawia się (I).

Przykłady

Na przykład rozważmy związki Li ₂ O i Li ₃ N.

Li ₂ O otrzymuje następujące nazwy:

- Tlenek litu, zgodnie z nomenklaturą magazynową

- Tlenek litu, zgodnie z tradycyjną nomenklaturą

- tlenek dilitu, zgodnie z nomenklaturą systematyczną

Podczas gdy nazywa się Li ₃ N:

- Azotek litu, nazewnictwo zapasów

- Azotek litu, nomenklatura tradycyjna

- Monoazotek trilitu, nomenklatura systematyczna

Rola biologiczna

Stopień, w jakim lit może, ale nie musi być istotny dla organizmów, jest nieznany. Podobnie mechanizmy, za pomocą których mógłby być metabolizowany, są niepewne i nadal są badane.

Dlatego nie wiadomo, jakie pozytywne skutki może mieć dieta „bogata” w lit; chociaż można go znaleźć we wszystkich tkankach ciała; szczególnie w nerkach.

Regulator poziomu seratoniny

Znany jest farmakologiczny wpływ niektórych soli litu na organizm, zwłaszcza na mózg lub układ nerwowy. Na przykład reguluje poziom serotoniny, cząsteczki odpowiedzialnej za chemiczne aspekty szczęścia. To powiedziawszy, nierzadko uważa się, że zmienia lub modyfikuje nastroje pacjentów, którzy je spożywają.

Jednak odradzają spożywanie litu razem z lekami zwalczającymi depresję, ponieważ istnieje ryzyko nadmiernego podniesienia poziomu serotoniny.

Pomaga nie tylko w walce z depresją, ale także zaburzeniami afektywnymi dwubiegunowymi i schizofrenicznymi, a także innymi możliwymi zaburzeniami neurologicznymi.

Niedobór

W ramach spekulacji podejrzewa się, że osoby na diecie ubogiej w lit są bardziej podatne na depresję lub popełniają samobójstwa lub zabójstwa. Jednak formalnie skutki jego niedoboru pozostają nieznane.

Gdzie znaleźć i produkcja

Litu nie można znaleźć w skorupie ziemskiej, a tym bardziej w morzach lub atmosferze, w jego czystym stanie, jako lśniący biały metal. Zamiast tego przeszedł transformacje przez miliony lat, które umieściły go jako jon Li ⁺ (głównie) w niektórych minerałach i grupach skalnych.

Szacuje się, że jego stężenie w skorupie ziemskiej waha się między 20 a 70 ppm (część na milion), co odpowiada około 0,0004%. W wodach morskich jego stężenie jest rzędu 0,14 i 0,25 ppm; to znaczy, że lit występuje w większej ilości w kamieniach i minerałach niż w solankach lub dnach morskich.

Minerały

Kwarc spodumenowy, jedno z naturalnych źródeł litu. Źródło: Rob Lavinsky, iRocks.com - CC-BY-SA-3.0

Minerały, w których znajduje się ten metal, to:

- Spodumen, LiAl (SiO ₃ ) ₂

- Petalite, LiAlSi ₄ O ₁₀

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

Te trzy minerały mają wspólną cechę, że są glinokrzemianami litu. Istnieją inne minerały, z których można również wydobywać metal, takie jak iły ambligonit, elbait, tripillit, eukryptyt lub hektoryt. Jednak spodumen jest minerałem, z którego produkuje się najwięcej litu. Te minerały tworzą niektóre skały magmowe, takie jak granit lub pegmatyt.

Wody morskie

W odniesieniu do morza pozyskiwany jest z solanek odpowiednio jako chlorek, wodorotlenek lub węglan litu, LiCl, LiOH i Li ₂ CO ₃ . W ten sam sposób można go pozyskać z jezior lub lagun lub z różnych złóż solanki.

Ogólnie lit zajmuje 25. miejsce pod względem liczebności pierwiastków na Ziemi, co dobrze koreluje z jego niskim stężeniem zarówno w lądzie, jak iw wodzie, i dlatego jest uważany za stosunkowo rzadki pierwiastek.

Gwiazdy

Lit znajduje się w młodych gwiazdach w większej ilości niż w starszych gwiazdach.

Aby uzyskać lub wyprodukować ten metal w stanie czystym, istnieją dwie możliwości (pomijając aspekty ekonomiczne lub związane z opłacalnością): wydobyć go poprzez wydobycie lub zebrać w solankach. Ten ostatni jest dominującym źródłem w produkcji litu metalicznego.

Produkcja litu metalicznego metodą elektrolizy

Z solanki uzyskuje się stopioną mieszaninę LiCl, którą następnie można poddać elektrolizie w celu rozdzielenia soli na jej elementarne składniki:

LiCl (l) → Li (s) + 1/2 Cl ₂ (g)

Podczas gdy minerały są trawione w kwaśnych mediach w celu uzyskania ich jonów Li ⁺ po procesach separacji i oczyszczania.

Chile zajmuje pozycję największego producenta litu na świecie, pozyskując go z solniska Atacama. Na tym samym kontynencie następuje Argentyna, kraj, który wydobywa LiCl z Salar del Hombre Muerto i wreszcie Boliwii. Jednak Australia jest największym producentem litu dzięki eksploatacji spodumenu.

Reakcje

Najbardziej znaną reakcją litu jest ta, która zachodzi podczas kontaktu z wodą:

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

LiOH to wodorotlenek litu i, jak widać, wytwarza gazowy wodór.

Reaguje z gazowym tlenem i azotem, tworząc następujące produkty:

4Li (s) + O ₂ (g) → 2Li ₂ O (s)

2Li (s) + O ₂ (g) → 2Li ₂ O ₂ (s)

Li ₂ O to tlenek litu, który ma tendencję do tworzenia się na wierzchu Li ₂ O ₂ , nadtlenku.

6Li (s) + N ₂ (g) → 2Li ₃ N (s)

Lit jest jedynym metalem alkalicznym zdolnym do reagowania z azotem i tworzenia azotku. We wszystkich tych związkach można założyć istnienie kationu Li ⁺ , uczestniczącego w wiązaniach jonowych o charakterze kowalencyjnym (lub odwrotnie).

Może również reagować bezpośrednio i energicznie z halogenami:

2Li (s) + F ₂ (g) → LiF (s)

Reaguje również z kwasami:

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

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

Związki LiF, LiCl i LiNO ₃ to odpowiednio fluorek, chlorek i azotan litu.

A jeśli chodzi o jego związki organiczne, najbardziej znanym jest butyl litu:

2 Li + C ₄ H ₉ X → C ₄ H ₉ Li + LiX

W którym X oznacza atom chlorowca i C, ₄ H ₉ X jest halogenkiem alkilu.

Ryzyka

Czysty metal

Lit reaguje gwałtownie z wodą i może reagować z wilgocią na skórze. Dlatego gdyby ktoś trzymał go gołymi rękami, doznałby poparzeń. A jeśli jest granulowany lub w postaci proszku, zapala się w temperaturze pokojowej, stwarzając zagrożenie pożarowe.

Do obsługi tego metalu należy używać rękawic i okularów ochronnych, ponieważ minimalny kontakt z oczami może spowodować poważne podrażnienia.

W przypadku wdychania skutki mogą być jeszcze gorsze, powodując pieczenie dróg oddechowych i obrzęk płuc z powodu wewnętrznego tworzenia się LiOH, substancji żrącej.

Metal ten należy przechowywać zanurzony w oleju lub w suchej atmosferze i bardziej obojętnej niż azot; na przykład w argonie, jak pokazano na pierwszym obrazku.

Związki

Znacznie bezpieczniejsze są związki pochodzące z litu, a zwłaszcza jego sole, takie jak węglan czy cytrynian. Tak długo, jak ludzie, którzy je spożywają, przestrzegają zaleceń przepisanych przez ich lekarzy.

Niektóre z wielu działań niepożądanych, które może wywołać u pacjentów, to: biegunka, nudności, zmęczenie, zawroty głowy, zawroty głowy, drżenie, nadmierne oddawanie moczu, pragnienie i przyrost masy ciała.

Skutki mogą być jeszcze poważniejsze u kobiet w ciąży, wpływając na zdrowie płodu lub nasilając wady wrodzone. Podobnie, jego spożycie nie jest zalecane u matek karmiących, ponieważ lit może przenikać z mleka do dziecka i stamtąd wywołać wszelkiego rodzaju anomalie lub negatywne skutki.

Aplikacje

Najbardziej znane zastosowania tego metalu na popularnym poziomie znajdują się w medycynie. Ma jednak zastosowanie w innych obszarach, zwłaszcza w magazynowaniu energii przy użyciu baterii.

Metalurgia

Sole litu, w szczególności Li ₂ CO ₃ , służą jako dodatek w procesach odlewniczych do różnych celów:

-Degass

-Odsiarczanie

-Dokładnia ziarna metali nieżelaznych

-Zwiększa płynność żużli form odlewniczych

-Zmniejsza temperaturę topnienia odlewów aluminiowych dzięki wysokiemu ciepłu właściwemu.

Metaloorganiczne

Związki alkilolitu są używane do alkilowania (dodawania łańcuchów bocznych R) lub arylowych (dodawania grup aromatycznych Ar). Wyróżniają się dobrą rozpuszczalnością w rozpuszczalnikach organicznych i brakiem reaktywności w środowisku reakcji; dlatego służy jako odczynniki lub katalizatory do wielu syntez organicznych.

Smary

Do oleju dodaje się stearynian litu (produkt reakcji smaru z LiOH) w celu wytworzenia mieszanki smarnej.

Smar litowy jest odporny na wysokie temperatury, nie twardnieje po schłodzeniu i jest obojętny na działanie tlenu i wody. Dlatego znajduje zastosowanie w zastosowaniach wojskowych, lotniczych, przemysłowych, motoryzacyjnych itp.

Dodatek ceramiki i szkła

Szkło lub ceramika, które są traktowane Li ₂ O, uzyskują niższą lepkość po stopieniu i większą odporność na rozszerzalność cieplną. Na przykład przybory kuchenne są wykonane z tych materiałów, a szkło Pyrex również zawiera ten związek w swoim składzie.

Stopy

Ponieważ jest to metal lekki, tak samo jak jego stopy; wśród nich te aluminiowo-litowe. Dodany jako dodatek zapewnia nie tylko mniejszą wagę, ale także większą odporność na wysokie temperatury.

Chłodziwo

Jego wysokie ciepło właściwe sprawia, że ​​idealnie nadaje się do stosowania jako czynnik chłodniczy w procesach, w których uwalnia się dużo ciepła; na przykład w reaktorach jądrowych. Dzieje się tak, ponieważ podniesienie temperatury „kosztuje”, a zatem zapobiega łatwemu promieniowaniu ciepła na zewnątrz.

Baterie

Najbardziej obiecującym zastosowaniem wszystkich jest rynek akumulatorów litowo-jonowych. Wykorzystują one łatwość, z jaką lit utlenia się do Li ^+, aby wykorzystać uwolniony elektron i aktywować obwód zewnętrzny. Zatem elektrody są albo wykonane z metalicznego litu lub jego stopów, w których Li ⁺ może interkalować i przemieszczać się przez materiał elektrolityczny.

Jako ostatnią ciekawostkę, grupa muzyczna Evanescense zadedykowała temu minerałowi piosenkę zatytułowaną „Lithium”.

Bibliografia

1. Shiver & Atkins. (2008). Chemia nieorganiczna. (Czwarta edycja). Mc Graw Hill.
2. Lawrence Livermore National Laboratory. (23 czerwca 2017). Spojrzenie na strukturę krystaliczną litu. Odzyskany z: phys.org
3. F. Degtyareva. (sf). Złożone struktury gęstego litu: pochodzenie elektroniczne. Instytut Fizyki Ciała Stałego Rosyjska Akademia Nauk, Chernogolovka, Rosja.
4. Advameg, Inc. (2019). Lit. Odzyskane z: chemistryexplained.com
5. Narodowe Centrum Informacji Biotechnologicznej. (2019). Lit. Baza danych PubChem. CID = 3028194. Odzyskany z: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
6. Eric Eason. (30 listopada 2010). Światowe dostawy litu. Odzyskany z: large.stanford.edu
7. Wietelmann, U. i Klett, J. (2018). 200 lat litu i 100 lat chemii litoorganicznej. Zeitschrift fur anorganische und allgemeine Chemie, 644 (4), 194–204. doi: 10.1002 / zaac.201700394