LITIUM: HISTORIK, STRUKTUR, EGENSKAPER, RISKER OCH ANVÄNDNINGSOMRÅDEN - KEMI - 2026

Den litium är ett metallelement, vars kemiska beteckningen är Li och atomnummer 3. Det är det tredje elementet i det periodiska systemet och leder gruppen 1 alkalimetaller. Av alla metaller är det den med lägsta täthet och den högsta specifika värmen. Det är så lätt att det kan flyta på vatten.

Dess namn kommer från det grekiska ordet "litos" som betyder sten. De gav det detta namn eftersom det upptäcktes exakt som en del av vissa mineraler i stolliga bergarter. Dessutom visade det karakteristiska egenskaper som liknar de hos metallerna natrium och kalcium, som fanns i grönsakssaska.

Metall litiumdelar belagda med ett nitridskikt lagrat i argon. Källa: Hi-Res Images of Chemical Elements

Den har en enda valenselektron och förlorar den för att bli Li ⁺ -kationen i de flesta av sina reaktioner; eller genom att dela den i en kovalent bindning med kol, Li-C i organoliumföreningar (såsom alkyllitium).

Dess utseende, liksom många andra metaller, är det av en silvrig fast substans som kan bli gråaktig om den utsätts för fukt. Den kan uppvisa svartaktiga skikt (övre bild) när den reagerar med kväve i luften och bildar en nitrid.

Kemiskt är den identisk med dess kongener (Na, K, Rb, Cs, Fr), men mindre reaktiv eftersom dess enda elektron upplever en mycket större attraktionskraft på grund av att vara närmare den, liksom på grund av den dåliga screeningeffekten av dess två interna elektroner. I sin tur reagerar det som magnesium gör på grund av förspänningseffekten.

På laboratoriet kan litiumsalter identifieras genom att värma dem i en tändare; utseendet på en intensiv crimson flamma kommer att intyga dess närvaro. Faktum är att det ofta används i undervisningslaboratorier för analytiska körningar.

Dess tillämpningar varierar från att användas som tillsatsmedel för keramik, glas, legeringar eller gjuteriblandningar, till som kylmedium och utformningen av mycket effektiva och små batterier; även om det är explosivt, med tanke på litiumens reaktiva natur. Det är den metall som har den största tendensen att oxidera och därför den som ger upp sin elektron lättast.

Historia

Upptäckt

Det första utseendet på litium i universum går tillbaka långt, några minuter efter Big Bang, när kärnorna i väte och helium smält. Emellertid tog det tid för mänskligheten att identifiera det som ett kemiskt element.

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

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

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

Isolering

Bara ett år senare, 1821, lyckades William Thomas Brande och Sir Humphry Davy isolera litium som en metall genom att applicera elektrolys på litiumoxid. Även i mycket små mängder var de tillräckliga för att observera dess reaktivitet.

1854 kunde Robert Wilhelm Bunsen och Augustus Matthiessen producera litiummetall i större mängder från elektrolys av litiumklorid. Härifrån hade dess produktion och handel börjat, och efterfrågan skulle växa när nya tekniska applikationer hittades som ett resultat av dess unika egenskaper.

Struktur och elektronisk konfiguration

Den kristallina strukturen i metalliskt litium är kropps-centrerad kubik (bcc). Av alla de kompakta kubiska strukturerna är detta den minst täta och överensstämmer med dess kännetecken som den lättaste och minst täta metallen av alla.

I den är Li-atomerna omgiven av åtta grannar; det vill säga Li är i mitten av kuben, med fyra Li i toppen och botten i hörnen. Denna bcc-fas kallas också α-Li (även om detta namn uppenbarligen inte är mycket utbrett).

faser

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

När trycket ökas får det mer kompakta sexkantiga strukturer; och genom att öka ännu mer genomgår litium andra övergångar som inte helt har kännetecknats av röntgendiffraktion.

Därför studeras egenskaperna för detta ”komprimerade litium” fortfarande. Likaså är det ännu inte förstått hur dess tre elektroner, varav en är en valens, ingriper i dess beteende som halvledare eller metall vid dessa högtrycksförhållanden.

Tre elektroner istället för en

Det verkar märkligt att litium vid denna tidpunkt förblir en "ogenomskinlig bok" för dem som bedriver kristallografisk analys.

Detta beror på att även om den elektroniska konfigurationen är 2s ¹ , med så få elektroner kan den knappast interagera med den strålning som appliceras för att belysa dess metalliska kristaller.

Vidare är det teoretiserat att 1s och 2s orbitaler överlappar varandra vid höga tryck. Det vill säga att både de interna elektronerna (1s ² ) och valenselektronerna (2s ¹ ) styr de elektroniska och optiska egenskaperna hos litium i dessa superkompakta faser.

Oxidationsnummer

Med detta sagt att litiums elektronkonfiguration är 2s ¹ , kan den förlora en enda elektron; de andra två, från den inre omloppsbotten 1s ² , skulle kräva mycket energi för att ta bort.

Därför deltar litium i nästan alla dess föreningar (oorganiska eller organiska) med ett oxidationsantal +1. Detta betyder att i sina bindningar, Li-E, där E är vilket som helst element, antas existensen av Li ⁺ -kationen (vare sig denna bindning är jonisk eller kovalent).

Oxidationsnumret -1 är osannolikt för litium, eftersom det måste binda till ett element som är mycket mindre elektronegativt än det; faktum att det i sig är svårt att vara denna metall mycket elektropositiv.

Detta negativa oxidationsnummer skulle representera en 2s ² elektronisk konfiguration (för att få en elektron), och det skulle också vara isoelektronisk mot beryllium. Nu förekomsten av Li ^- anjonen skulle antas , och dess härledda salter skulle kallas lithuros.

På grund av dess stora oxidationspotential innehåller dess föreningar mestadels Li ⁺ -kationen , som, eftersom den är så liten, kan ha en polariserande effekt på skrymmande anjoner för att bilda Li-E-kovalenta bindningar.

Egenskaper

Den röda flammen av litiumföreningar. Källa: Antti T. Nissinen (https://www.flickr.com/photos/veisto/2128261964)

Fysiskt utseende

Silvrig vit metall med en slät konsistens, vars yta blir grå när den oxideras eller mörknar när den reagerar direkt med kväve i luften för att bilda motsvarande nitrid. Det är så lätt att det flyter i vatten eller olja.

Den är så slät att den till och med kan skivas med en kniv eller till och med med naglarna, vilket inte skulle rekommenderas alls.

Molmassa

6,941 g / mol.

Smältpunkt

180,50 ° C

Kokpunkt

1330 ° C

Densitet

0,534 g / ml vid 25 ° C

löslighet

Ja, det flyter i vatten, men det börjar omedelbart reagera med det. Det är lösligt i ammoniak, där det löses upp elektronerna för att producera blå färger.

Ångtryck

0,818 mm Hg vid 727 ° C; det vill säga, inte ens vid höga temperaturer kan dess atomer knappt fly ut i gasfasen.

Elektronnegativitet

0,98 på Pauling-skalan.

Ioniseringsenergier

Först: 520,2 kJ / mol

Andra: 7298,1 kJ / mol

Tredje: 11815 kJ / mol

Dessa värden motsvarar de energier som är nödvändiga för att erhålla gasformiga joner Li ⁺ , Li ²⁺ respektive Li ³⁺ .

Autoignitionstemperatur

179 ° C

Ytspänning

398 mN / m vid dess smältpunkt.

Viskositet

I flytande tillstånd är det mindre visköst än vatten.

Smältvärme

3,00 kJ / mol.

Förångningsvärme

136 kJ / mol.

Molär värmekapacitet

24 860 J / mol · K. Detta värde är utomordentligt högt; det högsta av alla element.

Mohs hårdhet

0,6

isotoper

I naturen förekommer litium i form av två isotoper: ⁶ Li och ⁷ Li. Atommassan 6,941 u ensam indikerar vilken av de två som är den vanligaste: ⁷ Li. Den senare utgör cirka 92,4% av alla litiumatomer; medan ⁶ Li, cirka 7,6% av dem.

I levande varelser föredrar organismen ⁷ Li till ⁶ Li; I mineralogiska matriser är emellertid ⁶ Li- isotopen bättre mottagen och därför ökar mängden av överflöd över 7,6%.

Reaktivitet

Även om den är mindre reaktiv än de andra alkalimetallerna, är den fortfarande en ganska aktiv metall, så den kan inte utsättas för atmosfären utan att genomgå oxidation. Beroende på förhållandena (temperatur och tryck) reagerar det med alla gasformiga element: väte, klor, syre, kväve; och med fasta ämnen såsom fosfor och svavel.

Nomenklatur

Det finns inga andra namn på litiummetall. Beträffande dess föreningar namnges en stor del av dem enligt de systematiska, traditionella eller stamnomenklaturerna. Dess oxidationstillstånd på +1 är praktiskt taget oförändrat, så i lagernomenklaturen är (I) inte skrivet i slutet av namnet.

exempel

Betrakta exempelvis föreningarna Li ₂ O och Li ₃ N.

Li ₂ O får följande namn:

- Litiumoxid, enligt lagernomenklaturen

- Litisk oxid enligt traditionell nomenklatur

- Dilithiummonoxid, enligt den systematiska nomenklaturen

Medan Li ₃ N heter:

- Litiumnitrid, stamnomenklatur

- Litisk nitrid, traditionell nomenklatur

- Trilithium mononitride, systematisk nomenklatur

Biologisk roll

I vilken utsträckning litium kan vara eller inte nödvändigt för organismer är okänd. På samma sätt är mekanismerna för vilka det kan metaboliseras osäkra och studeras fortfarande.

Därför är det inte känt vilka positiva effekter en diet "rik" på litium kan ha; även om det finns i alla vävnader i kroppen; särskilt i njurarna.

Regulator för seratoninnivåer

Den farmakologiska effekten av vissa litiumsalter på kroppen är känd, särskilt på hjärnan eller nervsystemet. Till exempel reglerar den nivåerna av serotonin, en molekyl som är ansvarig för de kemiska aspekterna av lycka. Som sagt är det inte ovanligt att tänka att det förändrar eller ändrar stämningen hos de patienter som konsumerar dem.

De rekommenderar emellertid att konsumera litium tillsammans 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 schizofreniska störningar, liksom andra möjliga neurologiska störningar.

Brist

Som spekulation misstänks personer med dieter som är fattiga i litium för att vara mer benägna att depression eller begå självmord eller mord. Formellt sett är emellertid effekterna av dess brist okända.

Var man hittar och producerar

Litium kan inte hittas i jordskorpan, mycket mindre i havet eller atmosfären, i dess rena tillstånd, som en blank vit metall. Istället har den genomgått transformationer under miljoner år som har positionerat den som en Li ⁺ -jon (huvudsakligen) i vissa mineraler och berggrupper.

Det uppskattas att dess koncentration i jordskorpan varierar mellan 20 och 70 ppm (del per miljon), vilket motsvarar cirka 0,0004% av det. I marina vatten är koncentrationen i storleksordningen 0,14 och 0,25 ppm; det vill säga litium är mer omfattande i stenar och mineraler än i saltlake eller havsbottnar.

mineraler

Spodumenkvarts, en av de naturliga källorna till litium. Källa: Rob Lavinsky, iRocks.com - CC-BY-SA-3.0

Mineralerna där denna metall finns är följande:

- spodumen, LiAl (SiOa ₃ ) ₂

- Petalite, LiAlSi ₄ O ₁₀

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

Dessa tre mineraler har gemensamt att de är litiumaluminosilikater. Det finns andra mineraler där metallen också kan extraheras, såsom ambligonit, elbaite, tripillite, eucriptite eller hectorite leror. Spodumen är emellertid det mineral från vilket den största mängden litium produceras. Dessa mineraler utgör några stollande bergarter som granit eller pegmatit.

Marina vatten

I förhållande till havet, är det extraheras från saltlösningar såsom litiumklorid, -hydroxid eller -karbonat, LiCl, LiOH och Li ₂ CO ₃ , respektive. På liknande sätt kan det erhållas från sjöar eller dammar eller i olika saltlösningar.

Sammantaget rankas litium 25: e i överflöd av elementen på jorden, vilket korrelerar väl med dess låga koncentration i både land och vatten, och anses därför vara ett relativt sällsynt element.

stjärnor

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

För att få eller producera denna metall i dess rena tillstånd finns det två alternativ (bortse från de ekonomiska aspekterna eller lönsamhetsaspekterna): extrahera den genom gruvdrift eller samla den i saltlaken. Den senare är den dominerande källan för framställning av metalliskt litium.

Produktion av metalliskt litium genom elektrolys

Från saltlösningen erhålls en smält blandning av LiCl, som sedan kan underkastas elektrolys för att separera saltet i dess elementära komponenter:

LiCl (l) → Li (s) + 1/2 Cl ₂ (g)

Medan mineraler digereras i sura medier för att få sina Li ⁺ -joner efter separations- och reningsprocesser.

Chile är positionerad som den största litiumproducenten i världen och får den från Atacama saltlägenhet. På samma kontinent följer Argentina, ett land som utvinner LiCl från Salar del Hombre Muerto och slutligen Bolivia. Australien är emellertid den största litiumproducenten genom utnyttjande av spodumen.

reaktioner

Den mest kända reaktionen med litium är den som uppstår när den kommer i kontakt med vatten:

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

LiOH är litiumhydroxid och, som framgår, producerar den vätgas.

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

4Li (s) + O ₂ (g) → 2Li ₂ O (s)

2Li (s) + O ₂ (g) → 2Li ₂ O ₂ (s)

Li ₂ O är litiumoxid, som tenderar att bildas på toppen av li ₂ O ₂ , peroxiden.

6Li (s) + N ₂ (g) → 2Li ₃ N (s)

Litium är den enda alkalimetallen som kan reagera med kväve och orsaka denna nitrid. I alla dessa föreningar kan antagandet av Li ⁺ -kationen antas genom att delta i joniska bindningar med en kovalent karaktär (eller vice versa).

Det kan också reagera direkt och kraftfullt med halogener:

2Li (s) + F ₂ (g) → LiF (s)

Reagerar också med syror:

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

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

Föreningarna LiF, LiCl och lino ₃ är litium fluorid, klorid och nitrat, respektive.

Och beträffande dess organiska föreningar är den mest kända litiumbutyl:

2 Li + C ₄ H ₉ X → C ₄ H ₉ Li + LiX

Där X är en halogenatom och C ₄ H ₉ X är en alkylhalogenid.

risker

Ren metall

Litium reagerar våldsamt med vatten och kan reagera med fukt på huden. Det är därför som om någon hanterade det med bara händer skulle de drabbas av brännskador. Och om det är granulerat eller i pulverform, det tänder eld i rumstemperatur, vilket innebär brandrisker.

Handskar och skyddsglasögon bör användas för att hantera denna metall, eftersom minimal kontakt med ögonen kan orsaka allvarlig irritation.

Vid inandning kan effekterna bli ännu värre, bränna luftvägarna och orsaka lungödem på grund av den inre bildningen av LiOH, en kaustisk substans.

Denna metall måste förvaras nedsänkt i olja eller i torr atmosfär och mer inert än kväve; till exempel i argon, som visas i den första bilden.

Föreningar

Föreningar härrörande från litium, särskilt dess salter, såsom karbonat eller citrat, är mycket säkrare. Att så länge människor som äter dem respekterar de indikationer som föreskrivs av sina läkare.

Några av de många oönskade effekterna som det kan ge hos patienter är: diarré, illamående, trötthet, yrsel, svaghet, skakningar, överdriven urination, törst och viktökning.

Effekterna kan bli ännu mer allvarliga hos gravida kvinnor, vilket påverkar fostrets hälsa eller ökar födelsedefekter. Likaså rekommenderas inte dess intag hos ammande mödrar, eftersom litium kan gå från mjölk till barnet och därifrån utveckla alla typer av avvikelser eller negativa effekter.

tillämpningar

De mest kända användningarna för denna metall på populär nivå ligger inom medicinområdet. Den har dock tillämpning på andra områden, särskilt när det gäller energilagring genom användning av batterier.

Metallurgi

Litiumsalter, speciellt Li ₂ CO ₃ , fungerar som en tillsats i gjutningsprocesser för olika ändamål:

-Degass

-Desulfurizes

-Refinierar kornen av icke-järnmetaller

-Ökar vätskan i slaggen i gjutformarna

-Sänker smälttemperaturen i aluminiumgjutningar tack vare dess höga specifika värme.

Organometallic

Alkyllitiumföreningar används för att alkylera (tillsätt R-sidokedjor) eller arylar (addera aromatiska grupper) molekylstrukturer. De sticker ut för sin goda löslighet i organiska lösningsmedel och för att de inte är så reaktiva i reaktionsmediet; därför tjänar det som reagens eller katalysatorer för flera organiska synteser.

smörjmedel

Litiumstearat (produkt från reaktionen mellan ett fett och LiOH) sättes till oljan för att skapa en smörjblandning.

Detta litiumsmörjmedel är resistent mot höga temperaturer, härdar inte när det kyls och är inert mot syre och vatten. Därför finner den användning i militära, flyg-, industri-, bil-, etc. applikationer.

Keramik- och glasadditiv

Glasögon eller keramik som behandlas med Li ₂ O får lägre viskositeter när de smälts och större motstånd mot värmeutvidgning. Till exempel är köksredskap gjorda av dessa material och Pyrex-glas har också denna förening i sin sammansättning.

Alloys

Eftersom det är en sådan lätt metall, så är dess legeringar; bland dem, de av aluminium-litium. När den tillsätts som tillsats ger den inte bara mindre vikt, utan också större motståndskraft mot höga temperaturer.

Kylmedel

Dess höga specifika värme gör det idealiskt att användas som kylmedel i processer där mycket värme frigörs; till exempel i kärnreaktorer. Detta beror på att det "kostar" att höja temperaturen och därför förhindrar att värme lätt strålar till utsidan.

batterier

Och den mest lovande användningen av allt finns på marknaden för litiumjonbatterier. Dessa drar fördel av den lätthet med vilken litium oxideras till Li ^{+ för} att använda den frigjorda elektron och aktivera en extern krets. Sålunda är elektroderna antingen tillverkade av metalliskt litium eller av legeringar därav, där Li ⁺ kan interkalera och färdas genom det elektrolytiska materialet.

Som en sista nyfikenhet dedikerade musikgruppen Evanescense 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 mot kristallstrukturen i litium. Återställd från: phys.org
3. F. Degtyareva. (Sf). Komplexa strukturer av tätt litium: elektroniskt ursprung. Institute of Solid State Physics Russian Academy of Sciences, Chernogolovka, Ryssland.
4. Advameg, Inc. (2019). Litium. Återställd från: chemistryexplained.com
5. National Center for Biotechnology Information. (2019). Litium. PubChem-databas. CID = 3028194. Återställd från: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
6. Eric Eason. (30 november 2010). Världslithiumförsörjning. Återställd från: large.stanford.edu
7. Wietelmann, U., & Klett, J. (2018). 200 års litium och 100 års organolithiumkemi. Zeitschrift fur anorganische und allgemeine Chemie, 644 (4), 194–204. doi: 10.1002 / zaac.201700394