Litiumhistoria, struktur, egenskaper, risker och användningar

han litium Det är ett metalliskt element vars kemiska symbol är LI och dess atomnummer är 3. Det är det tredje elementet i den periodiska tabellen och huvudgruppen 1 i alkaliska metaller. Av alla metaller är den med den lägsta densiteten och större specifika värme. Det är så lätt att det kan flyta i vattnet.

Hans namn härstammar från det grekiska ordet 'litos' som betyder sten. De beviljade detta namn eftersom det exakt upptäcktes som en del av vissa mineraler i stolliga stenar. Dessutom uttryckte han karakteristiska egenskaper som liknar natrium- och kalciummetaller, som var i grönsaksaska.

Metalliska litiumbitar täckta med ett nitridskikt lagrat i argon. Källa: Hi-reser Bilder av kemiska element [CC av 3.0 (https: // CreativeCommons.Org/licenser/av/3.0)]

Den har en enda elektron av Valencia, som förlorar den för att bli katjonen li⁺ i de flesta av hans reaktioner; eller dela den i en kovalent bindning med kol, Li-C i organolitiska föreningar (såsom alkeilitios).

Dess utseende, som många andra metaller, är det av ett silversilver som kan bli gråaktigt om det utsätts för fukt. Du kan visa svarta lager (övre bild) när du reagerar med luftkväve för att bilda en nitruro.

Kemiskt är det identiskt med sina kamrater (na, k, rb, cs, fr), men mindre reaktiv eftersom dess enda elektron upplever en mycket större attraktionskraft för att vara närmare den, liksom genom den dåliga skärmningseffekten av dess två inre elektroner. I sin tur reagerar den som magnesium gör på grund av den diagonala effekten.

I laboratoriet kan litiumsalter identifieras om de värms upp i en lättare; Utseendet på en intensiv Crimson Color Flame kommer att certifiera sin närvaro. I själva verket används det vanligtvis för att undervisa laboratorier för analytiska marscher.

Deras tillämpningar varierar från att användas som tillsats för keramik, glas, legeringar eller smältblandningar, upp till kylmedels och mycket effektiva och små batterier; Även om det är explosivt, med tanke på litiums reaktiva karaktär. Det är metallen med den största tendensen att oxidera och därför den som ger mest lätthet.

[TOC]

Historia

Upptäckt

Det första utseendet på litium i universum går långt tillbaka, några minuter efter Big Bang, när väte- och heliumkärnorna slogs samman. Det tog dock tid för mänskligheten att identifiera det som ett kemiskt element.

Det var 1800, då den brasilianska forskaren José Bonifácio de Andrada e Silva upptäckte Espodumena- och Petalita -mineralerna på den svenska ön Utö. Med detta hade han hittat de första officiella litiumkällorna, men ingenting var känt om honom.

1817 kunde den svenska kemisten Johan August Arfwedson isolera ett sulfatsalt från dessa två mineraler som innehöll ett annat element än kalcium eller natrium. Då arbetade Augusti i laboratorierna från den berömda svenska kemisten Jöns Jacob Berzelius.

Det var Berzelius som kallade detta nya element, produkt av sina observationer och experiment, 'litos', vilket betyder sten på grekiska. Således kunde litium äntligen erkännas som ett nytt element, men det saknades fortfarande att isolera det.

Isolering

Bara ett år senare, 1821, lyckades William Thomas Brande och Sir Humphry Davy isolera litium som metall vid applicering av elektrolys på litiumoxid. Även i mycket små mängder räckte de för att observera deras reaktivitet.

1854 kunde Robert Wilhelm Bunsen och Augustus Matthiessen producera metall litium i större mängder från elektrolysen av litiumklorid. Härifrån hade hans produktion och handel initierat, och efterfrågan skulle växa när nya tekniska tillämpningar hittades efter hans unika egenskaper.

Elektronisk struktur och konfiguration

Den kristallina strukturen i metallisk litium är kubiskt centrerad i kroppen (Kropp cenred kubik, Bcc). Av alla kompakta kubiska strukturer är detta mindre tätt och överensstämmer med dess karakteristiska som den lättare och mindre täta metallen av alla.

I den är Li -atomer omgiven av åtta grannar; Det vill säga LI är i mitten av kuben, med fyra li upp och ner i hörnen. Denna BCC-fas kallas också α-LI (även om denna valör tydligen inte är allmänt utbredd).

Faser

Liksom de allra flesta metaller eller fasta föreningar kan de drabbas av fasövergångar när de upplever förändringar i temperatur eller tryck; Så länge de inte är grundade. Således kristalliserar litium med en Rhomboédica -struktur vid mycket låga temperaturer (4,2 K). Li -atomer är nästan frysta och vibrerar mindre i sina positioner.

När trycket ökas förvärvar det mer kompakta sexkantiga strukturer; Och genom att öka ännu mer lider litium andra övergångar som inte har kunnat kännetecknas helt av röntgendiffraktion.

Därför förblir egenskaperna för detta "komprimerade litium" studie. På samma sätt är det ännu inte förstått hur dess tre elektroner, varav en är från Valencia, ingriper i deras beteende som halvledare eller metall under dessa förhållanden med högt tryck.

Kan tjäna dig: bensoesyra (C6H5COOH)

Tre elektroner istället för en

Det verkar nyfiken att litium vid denna tidpunkt förblir som en "ogenomskinlig bok" för dem som är hängivna till kristallografiska analyser.

Detta beror på att även om den elektroniska konfigurationen är 2s¹, Med så få elektroner kan du knappt interagera med strålningen som appliceras för att belysa dina metallkristaller.

Dessutom är det teoretiserat att orbitalerna 1s och 2s överlappar varandra vid höga tryck. Det vill säga båda interna elektroner (1s²) som Valencia (2s¹) Styrning av litiumens elektroniska och optiska egenskaper i dessa superkompakta faser.

Oxidationsnummer

Efter att ha sagt att den elektroniska litiumkonfigurationen är 2s¹, Du kan förlora en enda elektron; de andra två, av de interna orbital 1s², skulle kräva mycket energi för att ta bort dem.

Därför deltar litium i nästan alla dess föreningar (oorganiska eller organiska) med ett oxidationsnummer +1. Detta innebär att i sina länkar, Li-e, där e blir något element, antas katjonen Li⁺ (vare sig jonisk eller kovalent faktiskt sagt länk).

Oxidationsnumret -1 är osannolikt för litium, eftersom det skulle behöva länka till ett mycket mindre elektronegativt element än honom; faktum som är svårt att vara denna mycket elektropositiva metall.

Detta negativa oxidationsnummer skulle representera en elektronisk konfiguration 2s² (för att vinna en elektron), och det skulle också vara isolektroniskt till beryllium. Nu skulle förekomsten av anjon Li antas^-, och hans härledda salter skulle kallas lituros.

På grund av deras stora oxidationspotential innehåller deras föreningar mestadels liationerna⁺, vilket eftersom det är så litet kan utöva en polariserande effekt på skrymmande anjoner för att bilda kovalenta bindningar li-e.

Egenskaper

Litiumföreningarnas röda låga. Källa: Anti T. Nissinen (https: // www.Flickr.com/foton/Veisto/2128261964)

Fysiskt utseende

Silver vit metall med mjuk struktur, vars yta blir gråaktig när den oxideras eller mörknar när den reagerar direkt med luftkväve för att bilda dess motsvarande nitrid. Det är så lätt att flyter i vatten eller olja.

Det är så mjukt att det till och med kan skivas med en kniv eller till och med med fingrar, vilket inte alls skulle rekommenderas.

Molmassa

6 941 g/mol.

Smältpunkt

180,50 ° C.

Kokpunkt

1330 ° C.

Densitet

0,534 g/ml vid 25 ° C.

Löslighet

Ja, flottörer i vattnet, men börjar omedelbart reagera med samma. Det är lösligt i ammoniak, där när deras elektroner löses för att orsaka blå färger.

Ångtryck

0,818 mm Hg vid 727 ° C; det vill säga, inte ens vid höga temperaturer kan deras atomer knappt undkomma sodafasen.

Elektronnegativitet

0,98 på Pauling -skalan.

Joniseringsenergier

Först: 520,2 kJ/mol

Andra: 7298.1 kJ/mol

Tredje: 11815 kJ/mol

Dessa värden motsvarar nödvändiga energier för att erhålla gasformiga joner⁺, Li²⁺ och li³⁺, respektive.

Självriktningstemperatur

179 ° C.

Ytspänning

398 mn/m vid sin smältpunkt.

Gegga

I flytande tillstånd är mindre visköst än vatten.

Fusionsvärme

3,00 kJ/mol.

Förångningsvärme

136 kJ/mol.

Molvärmekapacitet

24.860 J/mol · k. Detta värde är utomordentligt högt; Det högsta av alla element.

Mohs hårdhet

0.6

Isotoper

I naturen presenteras litium i form av två isotoper: ⁶Li och ⁷Li. Atommassa 6 941 eller indikerar av sig själv vilken av de två som är den vanligaste: ⁷Li. Det senare bildar cirka 92,4% av alla litiumatomer; Under tiden han ⁶Li, cirka 7,6% av dem.

I levande varelser föredrar organismen ⁷Li som ⁶Li; I mineralogiska matriser ⁶Li mottas bättre och därför ökar dess procentandel av överflödet över 7,6%.

Reaktivitet

Även om det är mindre reaktivt än andra alkaliska metaller, är det fortfarande en ganska aktiv metall, så den kan inte utsättas för atmosfären utan att drabbas av oxidationer. Beroende på förhållanden (temperatur och tryck) reagerar den med alla gasformiga element: väte, klor, syre, kväve; och med fasta ämnen som fosfor och svavel.

Nomenklatur

Det finns inga andra namn med vad man ska kalla litiummetallen. När det gäller deras föreningar namnges mycket av dem enligt systematiska, traditionella eller lager nomenklaturer. Dess oxidationstillstånd på +1 är praktiskt taget oundvikligt, så i beståndet nomenklatur skrivs inte (i) i slutet av namnet.

Exempel

Tänk till exempel på föreningarna li₂Eller och li₃N.

Li₂Eller ta emot följande namn:

- Litiumoxid, enligt lager nomenklatur

- Litisk oxid, enligt den traditionella nomenklaturen

- Dilitio monoxid, enligt systematisk nomenklatur

Medan li₃N kallas:

- Litiumnitrid, lager nomenklatur

- Litic Nitruro, traditionell nomenklatur

Det kan tjäna dig: kaliumdikromat: formel, egenskaper, risker och användningar

- Trilitio mononitar, systematisk nomenklatur

Biologiskt papper

Det är okänt i vilken utsträckning litium kan vara väsentligt eller inte för organismerna. På samma sätt är mekanismerna som de kunde metabolisera osäkra och fortfarande studera.

Därför är det inte känt vilka positiva effekter en "rik" diet kan ha i litium; även när det finns i alla kroppsvävnader; särskilt i njurarna.

Regulator för seratoninnivåer

Om den farmakologiska effekten av vissa litiumsalter på kroppen är känd, särskilt i hjärnan eller nervsystemet. Till exempel reglerar det serotoninnivåer, en molekyl som är ansvarig för de kemiska aspekterna av lycka. Som sagt, det är inte ovanligt att tro att det förändrar eller modifierar stämningen hos patienterna som konsumerar dem.

De rekommenderar emellertid mot litium med mediciner som bekämpar depression, eftersom det finns en risk att höja serotonin för mycket.

Det hjälper inte bara att bekämpa depression, utan också bipolära och schizofrena störningar, liksom andra möjliga neurologiska störningar.

Brist

Som spekulation misstänks det att individer med dåliga litiumdieter är mer benägna att depression eller begå självmord eller mord. Men formellt är effekterna av deras brist fortfarande okända.

Var är och produktion

Litium kan inte hittas i jordskorpan, mycket mindre i havet eller atmosfären, i sin renaste form, som en ljus vit metall. Istället transformationer som har placerat det som jon li⁺ (främst) i vissa mineraler och stengrupper.

Det uppskattas att i jordens cortex varierar dess koncentration mellan 20 och 70 ppm (del per miljon), vilket motsvarar cirka 0,0004% av samma. Medan i marina vatten är dess koncentration i storleksordningen 0,14 och 0,25 ppm; Det vill säga litium finns mer i stenar och mineraler än i Salmuelas eller marina sängar.

Mineraler

Espodumeno kvarts, en av de naturliga källorna till litium. Källa: Rob Lavinsky, irocks.com-cc-by-sa-3.0 [CC BY-SA 3.0 (https: // CreativeCommons.Org/licenser/BY-SA/3.0)]

Mineralerna där denna metall finns är följande:

- Espodumena, lial (sio₃)₂

- Petalita, lialsi₄ANTINGEN₁₀

- Lepidolita, K (Li, AL, RB)₂(Al, ja)₄ANTINGEN₁₀(F, oh)₂

Dessa tre mineraler har gemensamt att de är litiumalumino. Det finns andra mineraler där metall också kan extraheras, såsom Ambigonite, Elbaíta, Tripilita, Eucriptite eller Hector Clays. Emellertid är espodumena mineralet från vilket den största mängden litium inträffar. Dessa mineraler utgör några stolliga bergarter som granit eller pegmatit.

Marinvatten

I förhållande till havet extraheras det från Salmueras såsom klorid, hydroxid eller litiumkarbonat, LICL, LIOH och LI₂Co₃, respektive. På samma sätt kan det erhållas från sjöar eller laguner, eller i olika Salmueras -insättningar.

Totalt är litium i den 25: e positionen i överflöd av elementen på jorden, som korrelerar väl med dess låga koncentration både på jorden och i vatten, och därför betraktas som ett relativt sällsynt element.

Stjärnstjärnor

Litium finns i unga stjärnor, i större överflöd än i äldre stjärnor.

För att få eller producera denna metall i sitt rena tillstånd finns det två alternativ (ignorerar de ekonomiska aspekterna eller lönsamheten): extrahera den genom att gruvdrift eller samla in den i Salmuelas. Den sista är den dominerande källan i produktionen av metallitium.

Metallisk litiumproduktion genom elektrolys

Från saltlösningen erhålls en smält blandning av LICL, som sedan kan genomgå elektrolys för att separera salt i dess elementära komponenter:

LiCl (L) → Li (S) + 1/2 Cl₂(g)

Medan mineraler smälts i sura media för att få sina lijoner⁺ Efter separations- och reningsprocesser.

Chile är placerad som den största litiumproducenten i världen och får den från Atacama Salar. På samma kontinent följer Argentina, ett land som extraherar LiCl från Salar från den döda mannen och slutligen Bolivia. Nu är Australien den största litiumproducenten genom exploatering av spodumener.

Reaktioner

Den mest kända litiumreaktionen är vad som händer när det kommer i kontakt med vatten:

2li (s) +2h₂Eller (L) → 2LIOH (AC) +H₂(g)

Lioh är litiumhydroxid och producerar som kan ses vätgas.

Reagerar med gasformigt syre och kväve för att bilda följande produkter:

4Li (S) + O₂(g) → 2li₂Du)

2Li (S) + O₂(g) → 2li₂ANTINGEN₂(S)

Li₂Eller det är litiumoxid, som tenderar att bildas över LI₂ANTINGEN₂, Peroxid.

  6li (s)+n₂(g) → 2li₃N (s)

Litium är den enda alkaliska metallen som kan reagera med kväve och härstammar denna nitrid. I alla dessa föreningar kan existensen av katjonen antas⁺ Deltar i joniska länkar med kovalent karaktär (eller vice versa).

Kan tjäna dig: kemisk hybridisering

Du kan också direkt och kraftfullt reagera med halogener:

2li (s)+f₂(g) → LIF (S)

Det reagerar också med syror:

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

3li (S)+4HNO₃(utspädd) → 3lino₃(AC) +NO (G) +2H₂Eller (l)

LIF-, LICL- och LINO -föreningar₃ De är fluor, klorid respektive litiumnitrat.

Och när det gäller dess organiska föreningar är det mest kända litiumbutylen:

2 li + c₄H₉X → c₄H₉Li + lix

Där x är en halogenatom och c₄H₉X är en hyreshalogenid.

Risker

Rent metall

Litium reagerar våldsamt med vatten och kan reagera med hudfuktighet. Det är därför att om någon manipulerade det med bara händer skulle drabbas av brännskador. Och om det är granulerat eller i form av damm, är den inställd vid rumstemperatur, så det representerar brandrisker.

För att manipulera denna metall måste handskar och säkerhetslinser vara tillgängliga, eftersom minsta ögonkontakt kan orsaka allvarliga irritationer.

Om effekterna inhaleras kan de fortfarande vara sämre, bränna andningsvägarna och orsaka lungödem av den inre LIOH -formationen, ett kaustiskt ämne.

Denna metall måste förvaras nedsänkt i olja, eller i torra atmosfärer och mer inert än kväve; Till exempel i argon, som visas i den första bilden.

Föreningar

Föreningarna härrörande från litium, särskilt deras salter, såsom karbonat eller citrat, är många säkrare. Att så länge de människor som intar dem respekterar de indikationer som de läkare planerar.

Några av de många oönskade effekterna som kan generera hos patienter är: diarré, illamående, trötthet, yrsel, stunningar, skakningar, överdriven urinering, törst och viktökning.

Effekterna kan vara ännu mer allvarliga hos gravida kvinnor, påverka fostrets hälsa eller öka födelsedefekterna. På samma sätt rekommenderas inte intaget hos spädbarnsmödrar, eftersom litium kan passera från mjölken till barnet, och därifrån utvecklar alla slags avvikelser eller negativa effekter.

Ansökningar

De mest kända användningsområdena för denna metall på den populära nivån finns i medicinområdet. Men den har tillämpning i andra områden, särskilt i energilagring genom användning av batterier.

Metallurgi

Litiumsalter, särskilt Li₂Co₃, Det fungerar som ett tillsatsmedel i gjuteriprocesser för olika ändamål:

-ha på sig

-Desulfuriza

-Förfina kornen på icke -järnmetaller

-Öka flytet av slakten av gjutformarna

-Minskar smältningstemperaturen i aluminiumgjutningar tack vare dess höga specifika värme.

Organometallisk

Alquilitio -föreningar används för att hyra (lägg till RID -kedjor r) eller arilar (lägg till aromatiska grupper ar) molekylstrukturer. De sticker ut för sin goda löslighet i organiska lösningsmedel och för att de inte är så reaktiva i reaktionsmediet; Därför fungerar det som reagens eller katalysatorer för flera organiska syntes.

Smörjmedel

Litiumstearaten (produkten av reaktionen mellan ett fett och lioh) tillsätts till olja för att skapa en smörjmedelblandning.

Detta litiumsmörjmedel är resistent mot höga temperaturer, härdar inte när den svalnar och är inert inför syre och vatten. Därför finner den användning inom militär, flyg-, industri, bil, etc.

Keramik och glas tillsats

Glaset eller keramiken som behandlas med LI₂Eller förvärva lägre viskositeter vid smältning och större motstånd mot termisk expansion. Till exempel är köksredskap gjorda av dessa material och Pyrex -glas har också denna förening i sin sammansättning.

Legeringar

För att vara en sådan lätt metall är de också dess legeringar; Bland dem, aluminium-litium. Genom att lägga till som ett tillsats ger inte bara mindre vikt, utan större motstånd mot höga temperaturer.

Kylmedel

Dess höga specifika värme gör det idealiskt att användas som köldmedium i processer där mycket värme är klar; Till exempel i kärnreaktorer. Detta beror på att "det kostar" att det stiger sin temperatur och därför förhindrar värme från att bli lätt utomlands.

Batterier

Och den mest lovande användningen av alla är på Litium -ion Batteries Market. Dessa drar nytta av den lätthet som litium oxideras till Li⁺ För att använda den släppta elektronen och aktivera en extern krets. Således elektroder eller är metalliska litium eller legeringar av det, där Li⁺ De kan intercala och resa genom elektrolytiskt material.

Som en sista nyfikenhet ägnade Evanescense Musical Group en låt med titeln "Litium" till detta mineral.

Referenser

1. Shiver & Atkins. (2008). Oorganisk kemi. (Fjärde upplagan). MC Graw Hill.
2. Lawrence Livermore National Laboratory. (23 juni 2017). Kikar vid litiumkristallstrukturen. Återhämtat sig från: phys.org
3. F. Degyareva. (s.F.). Komplexa strukturer av tätt litium: elektroniskt ursprung. Institute of Solid State Physics Russian Academy of Sciences, Chernogolovka, Ryssland.
4. AVAMEG, INC. (2019). Litium. Återhämtat sig från: kemi.com
5. Nationellt centrum för bioteknikinformation. (2019). Litium. Pubchemdatabas. CID = 3028194. Återhämtat sig från: pubchem.Ncbi.Nlm.Nih.Gov
6. Eric Eason. (30 november 2010). Världslitiumförsörjning. Återhämtad från: stor.Stanford.Edu
7. Wietelmann, u., & Klett, j. (2018). 200 års litium och 100 års organolitisk kemi. Zeitschrift päls anorganische und Allgemeine Chemie, 644 (4), 194-204. Doi: 10.1002/zaac.201700394