LÍTIUM: ELŐZMÉNYEK, SZERKEZET, TULAJDONSÁGOK, KOCKÁZATOK ÉS FELHASZNÁLÁSOK - KÉMIA - 2025

A lítium egy fém elem, amelynek kémiai szimbóluma Li és 3. atomszám. Ez a periódusos rendszer harmadik eleme, és az 1. csoport alkálifémeit vezeti. Valamennyi fémből a legalacsonyabb a sűrűsége és a legnagyobb fajlagos hő. Olyan könnyű, hogy képes úszni a vízen.

A neve a görög „lithos” szóból származik, amely kő jelent. Adták ezt a nevet, mert pontosan fedezték fel az ásványi kőzetekben található ásványok részeként. Ezenkívül jellegzetes tulajdonságokat mutatott, amelyek hasonlóak a nátrium- és kalciumfémekhez, amelyeket a növényi hamuban találtak.

Argonban tárolt nitrid réteggel bevont fém lítium alkatrészek. Forrás: Kémiai elemek nagy felbontású képei

Egyetlen vegyértékű elektronja van, elveszíti, hogy a reakcióinak nagy részében Li ⁺ kationvá váljon; vagy megosztva egy kovalens kötésben a szénnel, Li-C-vel szerves lítium-vegyületekben (például alkil-lítiumokban).

Úgy néz ki, mint sok más fémet, egy ezüstös szilárd anyag, amely szürkésré válhat, ha nedvességnek van kitéve. Fehéres rétegeket mutathat (felső kép), amikor a levegőben lévő nitrogénnel reagál, és nitridet képez.

Kémiai szempontból azonos a rokonvegyületeivel (Na, K, Rb, Cs, Fr), de kevésbé reaktív, mivel egyetlen elektronja sokkal nagyobb vonzó erőt ér el, mivel közelebb áll hozzá, valamint kettője rossz árnyékoló hatása miatt belső elektronok. Ez viszont úgy reagál, mint a magnézium, az torzító hatás miatt.

A laboratóriumban a lítiumsók azonosíthatók egy öngyújtóban való hevítéssel; az intenzív vörös láng megjelenése igazolja jelenlétét. Valójában ezt gyakran használják laboratóriumok oktatásánál analitikai futtatásokhoz.

Alkalmazásai a kerámia, poharak, ötvözetek vagy öntödei keverékek adalékanyagaként történő felhasználásától a hűtőközegig, valamint a rendkívül hatékony és kis méretű elemek tervezéséig terjednek; robbanásveszélyes, figyelembe véve a lítium reaktív jellegét. Ez a fém az, amely hajlamos a legnagyobb oxidációra, és ennélfogva a legkönnyebben feladja elektronát.

Történelem

Felfedezés

A lítium első megjelenése az univerzumban messze, néhány perccel a Nagyrobbanás után nyúlik vissza, amikor a hidrogén és a hélium magjai összeolvadtak. Azonban földi időbe telt az emberiség számára, hogy kémiai elemként azonosítsa.

1800-ban volt, amikor José Bonifácio de Andrada e Silva brazil tudós felfedezte a spodumene és a petalite ásványokat a svéd Utö szigeten. Ezzel megtalálta az első hivatalos lítiumforrásokat, de róla semmit sem tudtak.

1817-ben Johan August Arfwedson, a svéd vegyész képes e két ásványból izolálni egy olyan szulfát-sót, amely nem kalciumot vagy nátriumot tartalmazott. Addigra August Johan a híres svéd vegyész, Jöns Jacob Berzelius laboratóriumában dolgozott.

Berzelius hívta ezt az új elemet, megfigyeléseinek és kísérleteinek termékét, „lithos” -nak, ami görögül köveket jelent. Így a lítium végül új elemként ismerhető fel, de mégis el kellett különíteni.

Elkülönítés

Alig egy évvel később, 1821-ben, William Thomas Brande-nak és Sir Humphry Davy-nak sikerült elkülöníteni a lítiumot fémként az elektrolízis alkalmazásával a lítium-oxidon. Bár nagyon kis mennyiségben voltak képesek megfigyelni a reakcióképességét.

1854-ben Robert Wilhelm Bunsen és Augustus Matthiessen nagyobb mennyiségben tudott lítium-fémet előállítani a lítium-klorid elektrolízisével. Innentől kezdődött a termelés és a kereskedelem, és a kereslet növekedni fog, mivel új technológiai alkalmazásokat találnak az egyedi tulajdonságai miatt.

Felépítés és elektronikus konfiguráció

A fém lítium kristályszerkezete test-központú köbméter (bcc). Az összes kompakt köbös szerkezet közül ez a legkevésbé sűrű, és összhangban van azzal a jellemzővel, hogy a legkönnyebb és legkevésbé sűrű fém.

Ebben a Li atomokat nyolc szomszéd veszi körül; vagyis a Li a kocka közepén van, négy Li tetejével és alján a sarkokban. Ezt a bcc-fázist α-Li-nek is hívják (bár ez a név látszólag nem túl elterjedt).

fázisai

A szilárd fémek vagy vegyületek túlnyomó többségéhez hasonlóan ezek is fázisátmenetek lehetnek, amikor hőmérséklet- vagy nyomásváltozást tapasztalnak; mindaddig, amíg nem megalapozottak. Így a lítium nagyon alacsony hőmérsékleten (4,2 K) romboedrikus szerkezettel kristályosodik. A Li atomok szinte fagyosak és pozícióikban kevésbé rezegnek.

Ha a nyomást megnövelik, kompaktabb hatszögletű szerkezeteket kap; és még nagyobb mennyiségben a lítium más átmeneteken megy keresztül, amelyeket a röntgendiffrakció nem jellemez teljes mértékben.

Ezért ennek a „sűrített lítiumnak” a tulajdonságai továbbra is tanulmányozottak. Hasonlóképpen, még nem értik, hogy a három elektronja, amelyek közül az egyik vegyérték, beavatkozik félvezető vagy fém viselkedésében ezekben a nagynyomású körülmények között.

Három elektron egy helyett

Kíváncsinak tűnik, hogy a lítium ezen a ponton továbbra is "átlátszatlan könyv" azok számára, akik a krisztalográfiai elemzéssel foglalkoznak.

Ennek oka az, hogy annak ellenére, hogy az elektronikus konfiguráció 2s ¹, oly kevés elektrontal nem képes kölcsönhatásba lépni a fémkristályok megvilágításához alkalmazott sugárzással.

Ezenkívül elmélet szerint az 1s és 2s pályák nagy nyomáson átfedik egymást. Vagyis mind a belső elektronok (1s ²), mind a valencia elektronok (2s ¹) szabályozzák a lítium elektronikus és optikai tulajdonságait ezekben a szuperkompakt fázisokban.

Oxidációs szám

Miután megállapítottuk, hogy a lítium elektronkonfigurációja 2s ¹, egyetlen elektron elveszhet; a másik kettőnek, az 1s ² belső pályáról, sok energiára lenne szükség a eltávolításhoz.

Ezért a lítium szinte valamennyi vegyületében (szervetlen vagy szerves) vesz részt, amelynek oxidációs száma +1. Ez azt jelenti, hogy kötéseiben a Li-E, ahol az E bármilyen elem, a Li ⁺ kation létezését feltételezik (ez a kötés ionos vagy kovalens a valóságban).

A lítium esetében az -1 oxidációs szám nem valószínű, mivel sokkal kevesebb elektronegatív elemhez kell kötődnie; az a tény, hogy önmagában nehéz, mivel ez a fém nagyon elektropozitív.

Ez a negatív oxidációs szám 2s ^2-es elektronikus konfigurációt képvisel (egy elektron megszerzéséhez), és a berillium is izoelektronikus. Most a létezését a Li ^- anion lenne feltételezni, és az abból sók lenne az úgynevezett lithuros.

Nagy oxidációs potenciáljuk miatt ezek vegyületei többnyire tartalmaznak Li ⁺ kationt, amely - mivel kicsi - polarizáló hatást gyakorolhat a terjedelmes anionokra, Li-E kovalens kötéseket képezve.

Tulajdonságok

A lítiumvegyületek bíbor lángja. Forrás: Antti T. Nissinen (https://www.flickr.com/photos/veisto/2128261964)

Fizikai megjelenés

Ezüstfehér, sima textúrájú fém, amelynek felülete oxidációkor szürkéské válik, vagy sötétebbé válik, amikor közvetlenül reagál a levegőben levő nitrogéntel, és így képződik a megfelelő nitrid. Olyan könnyű, hogy vízben vagy olajban lebeg.

Olyan sima, hogy akár kés segítségével, akár a körmével is szeletelhető, ami egyáltalán nem lenne ajánlott.

Moláris tömeg

6,941 g / mol.

Olvadáspont

180,50 ° C.

Forráspont

1330 ° C

Sűrűség

0,534 g / ml 25 ° C-on.

Oldhatóság

Igen, vízben úszó, de azonnal reagálni kezd vele. Oldódik ammóniában, ahol az oldódás során elektronjai szolvatálódnak, és kék színeket kapnak.

Gőznyomás

0,818 mm Hg, 727 ° C-on; vagyis az atomjai még magas hőmérsékleten is alig tudnak kijutni a gázfázisba.

elektronegativitás

0,98 a Pauling skálán.

Ionizációs energiák

Először: 520,2 kJ / mol

Második: 7298,1 kJ / mol

Harmadik: 11815 kJ / mol

Ezek az értékek megfelelnek az Li ⁺, Li ²⁺ és Li ³⁺ gáznemű ionok előállításához szükséges energiának.

Öngyulladási hőmérséklet

179 ° C

Felületi feszültség

398 mN / m olvadáspontján.

Viszkozitás

Folyékony állapotban kevésbé viszkózus, mint a víz.

A fúziós hő

3,00 kJ / mol.

A párolgás hője

136 kJ / mol.

Moláris hőkapacitás

24,860 J / mol · K. Ez az érték rendkívül magas; az összes elem közül a legmagasabb.

Mohs keménysége

0.6

Izotóp

A természetben a lítium két izotóp formájában fordul elő: ⁶ Li és ⁷ Li. A 6,941 u atomtömeg önmagában azt jelzi, hogy a kettő közül melyik a leggazdagabb: ⁷ Li. Ez az összes lítium-atom körülbelül 92,4% -át teszi ki; míg ⁶ Li, ezek mintegy 7,6% -a.

Az élőlényekben a szervezet ^7- től ^{6-ig tart}; Ugyanakkor az ásványtani mátrixokban a ⁶ Li izotópot jobban befogadják, ezért a bőség aránya 7,6% fölé emelkedik.

Reakcióképesség

Noha kevésbé reaktív, mint a többi alkálifém, mégis meglehetősen aktív fém, így oxidáció nélkül nem szabad kitenni a légkörnek. A körülményektől (hőmérséklettől és nyomástól) függően az összes gáznemű elemmel reagál: hidrogén, klór, oxigén, nitrogén; és szilárd anyagokkal, például foszforral és kénnel.

Elnevezéstan

A lítium-fémnek nincs más neve. Vegyületeit tekintve nagy részüket a szisztematikus, a hagyományos vagy a tőzsdei nómenklatúra szerint nevezték el. +1 oxidációs állapota gyakorlatilag változatlan, tehát az állomány-nómenklatúrában az (I) értéket nem a név végére írják.

Példák

Vegyük például a Li ₂ O és Li ₃ N vegyületeket.

A Li ₂ O a következő neveket kapja:

- Lítium-oxid, az állomány-nómenklatúra szerint

- Lítium-oxid, a hagyományos nómenklatúra szerint

- Dilítium-monoxid, a szisztematikus nómenklatúra szerint

Míg a Li ₃ N neve:

- Lítium-nitrid, tőzsdei nómenklatúra

- Lítium-nitrid, hagyományos nómenklatúra

- Trílium-mononitrid, szisztematikus nómenklatúra

Biológiai szerepe

Nem ismeretes, hogy a lítium mennyiben lehet nélkülözhetetlen az organizmusokhoz. Hasonlóképpen, a mechanizmusok, amelyek révén metabolizálódhat, bizonytalanok, és továbbra is vizsgálják.

Ezért nem ismert, hogy milyen pozitív hatások lehetnek egy lítiumban gazdag étrendre; annak ellenére, hogy megtalálható a test összes szövetében; különösen a vesékben.

A seratonin szint szabályozója

Bizonyos lítiumsóknak a testre gyakorolt ​​farmakológiai hatása ismert, különösen az agyra vagy az idegrendszerre. Például szabályozza a szerotonin szintjét, amely egy molekula felelős a boldogság kémiai aspektusáért. Ennek ellenére nem ritka az a vélemény, hogy megváltoztatja vagy módosítja az őket fogyasztó betegek hangulatát.

Azt tanácsolják azonban, hogy ne fogyasztanak lítiumot a depresszió elleni gyógyszerekkel együtt, mivel fennáll annak a veszélye, hogy a szerotonin túlságosan magas szintre emelkedik.

Nemcsak a depresszió elleni küzdelemben segít, hanem a bipoláris és a skizofrén betegségek, valamint az esetleges egyéb neurológiai rendellenességek ellen is.

Hiány

Spekulációként feltételezik, hogy a lítiumban rossz étrendű egyének hajlamosabbak depresszióra, öngyilkosságra vagy embergyilkosságra. Ennek hiánya azonban formálisan ismeretlen.

Hol található és gyártás

A lítium nem található meg a földkéregben, még kevésbé a tengerekben vagy a légkörben, tiszta állapotában, fényes fehér fémként. Ehelyett több millió év alatt átalakulásokon ment keresztül, amelyek Li ⁺ ionként (főleg) meghatározott ásványi anyagokban és sziklacsoportokban helyezkedtek el.

A becslések szerint a földkéregben található koncentrációja 20 és 70 ppm között van (millió / rész), ami hozzávetőlegesen 0,0004% -ának felel meg. A tengeri vizekben a koncentráció 0,14 és 0,25 ppm között van; Vagyis a lítium sokkal gazdagabb kövekben és ásványi anyagokban, mint sós lében vagy tengerfenékben.

Ásványok

Spodumene kvarc, az egyik természetes lítiumforrás. Forrás: Rob Lavinsky, iRocks.com - CC-BY-SA-3.0

Az ásványok, amelyekben megtalálható ez a fém, a következők:

- Spodumene, LiAl (SiO ₃) ₂

- Petalite, LiAlSi ₄ O ₁₀

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

Ennek a három ásványnak közös, hogy lítium-alumínium-szilikátok. Vannak más ásványok is, amelyekben a fém kinyerhető, például ambligonit, elbait, tripillit, eukriptit vagy hektorit agyag. A spodumene azonban az ásvány, amelyből a legtöbb lítium képződik. Ezek az ásványok alkotnak néhány idegen kőzetet, például gránitot vagy pegmatitot.

Tengeri vizek

A tengerhez viszonyítva sóoldatokból extrahálják lítium-klorid, hidroxid vagy karbonát, LiCl, LiOH és Li ₂ CO ₃ formájában. Ugyanígy lehet nyerni tavakból vagy lagúnákból, vagy különféle sós lelőhelyekben.

Összességében a lítium a 25. földrajzi elem mennyiségében a Földön helyezkedik el, ami jól korrelál az alacsony koncentrációjával mind a talajban, mind a vízben, ezért viszonylag ritka elemnek tekinthető.

Csillag

A lítium a fiatal csillagokban nagyobb mennyiségben található meg, mint az idősebb csillagokban.

Ennek a fémeknek a tiszta állapotban történő előállításához vagy előállításához két lehetőség van (figyelmen kívül hagyva a gazdasági vagy a jövedelmezőségi szempontokat): kinyerjük bányászat során, vagy összegyűjtjük a sós lében. Ez utóbbi az uralkodó forrás a fém lítium előállításában.

Fém lítium előállítása elektrolízissel

A sóoldatról megolvasztott LiCl-elegyet nyerünk, amelyet elektrolízisnek vethetünk alá, hogy elkülönítsük a sót az elemeihez:

LiCl (l) → Li (ek) + 1/2 Cl ₂ (g)

Míg az ásványi anyagokat savas közegben emésztik, hogy Li ⁺ -ionokat kapjanak elválasztási és tisztítási folyamatok után.

Chile a világ legnagyobb lítium-termelője, az Atacama sólakásból származik. Ugyanazon a kontinensen követi Argentína, egy ország, amely kivonja LiCl-t a Salar del Hombre Muerto-ból és végül Bolíviából. Ausztrália azonban a spodumene kiaknázása révén a legnagyobb lítium-termelő.

reakciók

A lítium legismertebb reakciója az, amely vízzel érintkezve történik:

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

A LiOH lítium-hidroxid, és amint látható, hidrogéngázt állít elő.

Reagál gáznemű oxigénnel és nitrogénnel, hogy a következő termékeket képezzék:

4Li (s) + O ₂ (g) → 2Li ₂ O (s)

2Li (s) + O ₂ (g) → 2Li ₂ O ₂ (s)

Li ₂ O lítium-oxid, amely hajlamos a Li ₂ O ₂, a peroxid tetejére képződni.

6Li (s) + N ₂ (g) → 2Li ₃ N (s)

A lítium az egyetlen alkálifém, amely képes nitrogénnel reagálni és ezt a nitridet okozni. Mindezen vegyületekben feltételezhető a Li ⁺ kation létezése, amely kovalens karakterű ionos kötésekben vesz részt (vagy fordítva).

Közvetlenül és erőteljesen reagálhat a halogénekkel is:

2Li (s) + F ₂ (g) → LiF (ek)

Savakkal is reagál:

2Li (s) + 2 HCI (tömény) → 2LiCl (aq) + H ₂ (g)

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

A vegyületek LiF, LiCI és Lino ₃ a lítium-fluorid, klorid és nitrát, ill.

Szerves vegyületei közül a legismertebb a lítium-butil:

2 Li + C ₄ H ₉ X → C ₄ H ₉ Li + LiX

Ha X jelentése halogénatom, és C ₄ H ₉ X egy alkil-halogenid.

kockázatok

Tiszta fém

A lítium hevesen reagál a vízzel és a bőrön lévő nedvességre. Ez az oka annak, ha valaki csupasz kézzel kezeli, égési sérüléseket szenvedhet. És ha granulált vagy por alakú, szobahőmérsékleten tüzet gyújt, ezzel tűzveszélyt okozva.

A fém kezeléséhez kesztyűt és védőszemüveget kell használni, mivel a szemmel történő minimális érintkezés súlyos irritációt okozhat.

Belélegezve a hatás még rosszabb lehet, ha a légutak elégnek és tüdőödémát okoznak a maró anyag LiOH belső képződése miatt.

Ezt a fémet olajban vagy száraz atmoszférában kell meríteni, és semlegesnél, mint a nitrogénnél; például argonban, amint az az első képen látható.

vegyületek

A lítiumból származó vegyületek, különösen sói, például karbonát vagy citrát, sokkal biztonságosabbak. Mindaddig, amíg az azokat befogadók tiszteletben tartják az orvosaik által előírt indikációkat.

A nemkívánatos hatások közül néhány, amelyeket a betegekben okozhat: hasmenés, émelygés, fáradtság, szédülés, fejfájás, remegés, túlzott vizelés, szomjúság és súlygyarapodás.

A hatás még súlyosabb lehet terhes nőkben, befolyásolhatja a magzat egészségét vagy növeli a születési rendellenességeket. Hasonlóképpen, szoptató anyáknál nem ajánlott a bevitel, mivel a lítium átjuthat a tejből a csecsemőbe, és onnan mindenféle rendellenesség vagy negatív hatás kialakulhat.

Alkalmazások

Ennek a fémnek a legismertebb felhasználása népszerű szinten az orvostudomány területén található. Ennek ellenére más területeken is alkalmazható, különösen az energiatárolásban az elemek használatával.

Kohászat

A lítiumsók, különösen a Li ₂ CO ₃, adalékanyagként szolgálnak az öntödei folyamatokban, különböző célokra:

-Degass

-Desulfurizes

- Finomítja a színesfém szemcséit

-Növeli az öntőformák salakjának folyékonyságát

-A nagy fajlagos hőnek köszönhetően csökkenti az alumíniumöntvények olvadási hőmérsékletét.

A fémorganikus

Az alkil-lítiumvegyületek felhasználhatók az alkilálásra (R oldalláncok hozzáadása) vagy az ariláris (aromás csoportok hozzáadása) molekuláris szerkezetekre. Kiemelkednek azzal, hogy jól oldódnak a szerves oldószerekben, és nem mutatnak ilyen reakcióképes reakcióközeget; ezért reagensként vagy katalizátorként szolgál több szerves szintézishez.

Kenőanyagok

Lítium-sztearátot (a zsír és LiOH közötti reakció terméke) adjuk az olajhoz kenő keverék előállításához.

Ez a lítium kenőanyag ellenáll a magas hőmérsékleteknek, hűtéskor nem keményedik, és semleges az oxigénre és a vízre. Ezért felhasználható katonai, repülési, ipari, autóipari stb. Alkalmazásokban.

Kerámia és üveg adalékanyagok

A Li ₂ O- val kezelt poharak vagy kerámiák alacsonyabb viszkozitást kapnak, amikor megolvadnak, és nagyobb ellenállást biztosítanak a hőtágulásnak. Például a konyhai eszközök ezekből az anyagokból készülnek, és a Pyrex üveg összetételében ez a vegyület is található.

ötvözetek

Mivel ilyen könnyű fém, az ötvözeteik is; köztük az alumínium-lítium. Ha adalékanyagként adják hozzá, akkor nem csak kevesebb súlyt, hanem nagyobb ellenállást biztosít a magas hőmérsékleten is.

hűtő

Magas fajlagos hőképessége ideális ahhoz, hogy hűtőközegként alkalmazható olyan folyamatokban, ahol sok hő szabadul fel; például atomreaktorokban. Ennek oka az, hogy "költségekkel" jár a hőmérséklet emelése, és ezért megakadályozza a hő könnyű sugárzását a külső részre.

Elemek

És a legígéretesebb felhasználás a lítium-ion akkumulátorok piaca. Ezek kihasználják azt a könnyű képességet, amellyel a lítium Li ⁺ -vá oxidálódik, hogy felhasználják a felszabadult elektronot és aktiválják a külső áramkört. Tehát az elektródák vagy fémes lítiumból vagy annak ötvözeteiből készülnek, ahol a Li ⁺ interkalálódhat és áthaladhat az elektrolitikus anyagon.

Végső kíváncsiságként az Evanescense zenei együttes egy „Lithium” címû dalt szentelt erre az ásványi anyagra.

Irodalom

1. Shiver és Atkins. (2008). Szervetlen kémia. (Negyedik kiadás). Mc Graw Hill.
2. Lawrence Livermore Nemzeti Laboratórium. (2017. június 23.) Peering a lítium kristályszerkezetén. Helyreállítva: fiz.org
3. F. Degtyareva. (Sf). Sűrű lítium komplex szerkezete: elektronikus eredetű. Orosz Tudományos Akadémia Szilárdtestfizikai Intézet, Chernogolovka, Oroszország.
4. Advameg, Inc. (2019). Lítium. Helyreállítva: chemistryexplained.com
5. Országos Biotechnológiai Információs Központ. (2019). Lítium. PubChem adatbázis. CID = 3028194. Helyreállítva: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
6. Eric Eason. (2010. november 30.). Világ lítiumellátás. Helyreállítva: nagy.stanford.edu
7. Wietelmann, U. és Klett, J. (2018). 200 év lítium és 100 év szerves lítium kémia. Zeitschrift fur anorganische und allgemeine Chemie, 644 (4), 194–204. doi: 10.1002 / zaac.201700394