ЛИТИЈУМ: ИСТОРИЈА, СТРУКТУРА, СВОЈСТВА, РИЗИЦИ И УПОТРЕБЕ - ХЕМИЈА - 2026

Литијум је метални елемент чија Хемијски симбол је Ли и атомски број 3. То је трећи елемент периодног система и води групу 1 алкалних метала. Од свих метала, онај је са најнижом густином и највећом специфичном топлотом. Толико је лаган да може да плута на води.

Име јој долази од грчке речи 'литхос' што значи камен. Дали су му ово име јер је откривен тачно као део неких минерала у магнетним стенама. Поред тога, показао је карактеристична својства слична онима метала натријума и калцијума, који су пронађени у биљном пепелу.

Метални литијумски делови пресвучени нитридним слојем смештеним у аргону. Извор: Хи-Рес слике хемијских елемената

Има један валентни електрон, који у већини својих реакција губи да постане Ли ⁺ катион ; или дељењем у ковалентној вези са угљеником, Ли-Ц у органолитијумским једињењима (као што су алкил литијуми).

Изглед је, као и многи други метали, сребрнасте чврсте твари која може постати сивкаста ако је изложена влази. Може да покаже црнкасте слојеве (горња слика) када реагује са азотом у ваздуху и формира нитрид.

Хемијски је идентичан са својим конгенерима (На, К, Рб, Цс, Фр), али мање је реактиван јер његов појединачни електрон доживљава много већу силу привлачности и због тога што је ближи њему, као и због лошег ефекта скрининга његова два. унутрашњи електрони. С друге стране, реагује као што је магнезијум услед ефекта пристраности.

У лабораторији се литијумске соли могу идентификовати загревањем у упаљачу; изглед снажног гримизног пламена потврдиће његово присуство. У ствари, често се користи у настави за лабораторијске тестове.

Њена се примјена разликује од употребе као адитива за керамику, чаше, легуре или ливарске смјесе, до расхладног средства и дизајна високо ефикасних и малих батерија; иако експлозиван, с обзиром на реактивну природу литијума. То је метал са највећом тенденцијом оксидације и, према томе, онај који најлакше одбацује свој електрон.

Историја

Откриће

Прво појављивање литијума у ​​свемиру сеже далеко, неколико минута након Великог праска, када су се језгре водоника и хелијума спојиле. Међутим, земаљском је било потребно време да га човечанство идентификује као хемијски елемент.

Било је то 1800. године, када је бразилски научник Јосе Бонифацио де Андрада е Силва открио минерале сподумене и петалит на шведском острву Уто. Овим је пронашао прве званичне изворе литијума, али о њему се још увек ништа није знало.

Године 1817. шведски хемичар Јохан Аугуст Арфведсон успео је да из ова два минерала изолује сулфатну со која садржи елемент који није калцијум или натријум. До тада Аугуст Јохан је радио у лабораторијама познатог шведског хемичара Јонса Јацоба Берзелиуса.

Берзелиус је тај нови елемент, производ својих опажања и експеримената, назвао "литхос", што на грчком значи камен. Дакле, литијум је напокон могао бити препознат као нови елемент, али било га је потребно и изоловати.

Изолација

Само годину касније, 1821. године, Виллиам Тхомас Бранде и сир Хумпхри Дави успели су да изолују литијум као метал применом електролизе на литијум оксиду. Иако у веома малим количинама, биле су довољне да се примети његова реактивност.

1854. Роберт Вилхелм Бунсен и Аугустус Маттхиессен успели су да произведу литијумски метал у већим количинама од електролизе литијум-хлорида. Одавде је започела његова производња и трговина, а потражња би расла јер су пронађене нове технолошке примене као резултат његових јединствених својстава.

Структура и електронска конфигурација

Кристална структура металног литијума је телесно центрирана кубна (бцц). Од свих компактних кубичних структура, овај је најмање густ и у складу је са његовом карактеристиком као најлакши и најмање густ метал од свих.

У њему су атоми Ли окружени са осам комшија; то јест, Ли је у средини коцке, са четири Ли на врху и дну у угловима. Ова бцц фаза се такође назива α-Ли (мада овај назив очигледно није веома распрострањен).

Фазе

Као и велика већина чврстих метала или једињења, они могу проћи фазне прелазе када доживе температуру или притисак; све док нису основане. Тако се литијум кристализира са ромбоедарском структуром на врло ниским температурама (4,2 К). Ли атоми су готово смрзнути и мање вибрирају у својим положајима.

Када се притисак повећа, он добија компактније шестерокутне структуре; и повећавајући се још више, литијум пролази кроз друге транзиције које нису у потпуности окарактерисане дифракцијом рендгенских зрака.

Због тога су својства овог „компресованог литијума“ још у фази проучавања. Исто тако, још увек се не разуме како њена три електрона, од којих је један валенција, интервенишу у свом понашању као полуводича или метала при овим условима високог притиска.

Три електрона уместо једног

Изгледа занимљиво да литијум у овом тренутку остаје "непрозирна књига" за оне који се баве кристалографском анализом.

То је зато што, иако је електронска конфигурација 2с ¹ , са тако мало електрона тешко да може комуницирати са зрачењем примењеним за разјашњење својих металних кристала.

Даље, теоретизира се да се орбите 1с и 2с преклапају при високим притисцима. Односно, и унутрашњи електрони (1с ² ), и валентни електрони (2с ¹ ) управљају електронским и оптичким својствима литијума у ​​овим супер компактним фазама.

Оксидациони број

Рекавши да је конфигурација електрона литијума 2с ¹ , може изгубити један електрон; остале две, из унутрашње орбите 1с ² , би требале много енергије да се уклоне.

Због тога литијум учествује у готово свим својим једињењима (неорганским или органским) са оксидационим бројем +1. То значи да у својим везама, Ли-Е, где је Е било који елемент, претпоставља се постојање Ли ⁺ катиона (било да је та веза јонска или ковалентна у стварности).

Оксидациони број -1 мало је вјероватно за литијум, јер би се морао везати за елемент много мање негативан од њега; чињеница да је сам по себи тежак овај метал врло електропозитиван.

Овај негативан број оксидација би представљало 2с ² електронски конфигурацију (да добије један електрон), а такође би било изоелектронског за берилијум. Сада би се претпоставило постојање Ли ^- аниона , а његове изведене соли назвале би се литиуроси.

Због великог оксидационог потенцијала, његова једињења углавном садрже калијум Ли ⁺ , који је тако мали да може да делује поларизирајући на гломазне анионе да формира ковалентне везе Ли-Е.

Својства

Гримизни пламен једињења литијума. Извор: Антти Т. Ниссинен (хттпс://ввв.флицкр.цом/пхотос/веисто/2128261964)

Физичка присутност

Сребрно-бели метал са глатком текстуром, чија површина постаје сива када оксидира или потамни када директно реагује са азотом у ваздуху и формира одговарајући нитрид. Толико је лаган да лебди у води или уљу.

Толико је глатка да се чак може резати ножем или чак ноктима, што се уопште не би препоручило.

Моларна маса

6.941 г / мол.

Тачка топљења

180.50 ° Ц

Тачка кључања

1330 ° Ц.

Густина

0,534 г / мл на 25 ° Ц.

Растворљивост

Да, плута у води, али одмах почиње да реагује са њом. Топив је у амонијаку, где се, када се раствара, његови електрони растварају да би створили плаву боју.

Притисак паре

0,818 мм Хг на 727 ° Ц; то јест, чак ни при високим температурама његови атоми једва могу да изађу у гасну фазу.

Електронегативност

0,98 на Паулинг-овој скали.

Енергије јонизације

Прво: 520,2 кЈ / мол

Друго: 7298,1 кЈ / мол

Треће: 11815 кЈ / мол

Ове вредности одговарају енергији потребној за добијање гасовитих јона Ли ⁺ , Ли ²⁺ и Ли ³⁺ .

температура самопаљења

179 ° Ц.

Површински напон

398 мН / м у својој тачки топљења.

Вискозност

У течном је стању мање вискозан од воде.

Топлина фузије

3,00 кЈ / мол.

Топлина испаравања

136 кЈ / мол.

Моларни топлотни капацитет

24,860 Ј / мол · К. Ова вредност је изузетно висока; највиши од свих елемената.

Мохсова тврдоћа

0.6

Изотопи

У природи се литијум појављује у облику два изотопа: ⁶ Ли и ⁷ Ли. Атомска маса 6.941 у сама указује на то која од ове две је најобилнија: ⁷ Ли. Последњи чини око 92,4% свих литијумских атома; док је ⁶ Ли, око 7,6% њих.

У живим бићима организам преферира ⁷ Ли до ⁶ Ли; Међутим, у минералошким матрицама изотоп ⁶ Ли је боље примљен и, према томе, његов проценат обиља расте изнад 7,6%.

Реактивност

Иако је мање реактиван од осталих алкалних метала, још увек је прилично активан метал, тако да не може бити изложен атмосфери без оксидације. У зависности од услова (температуре и притиска), реагује са свим гасовитим елементима: водоником, хлором, кисеоником, азотом; и са чврстим материјама као што су фосфор и сумпор.

Номенклатура

Не постоје друга имена металних литијума. Што се тиче његових једињења, велики део њих је назван према систематским, традиционалним или акцијским номенклатурама. Његово оксидационо стање +1 је практично непромењено, тако да у номенклатури залиха (И) није написано на крају имена.

Примери

На пример, размотрите једињења Ли ₂ О и Ли ₃ Н.

Ли ₂ О добија следећа имена:

- Литијум оксид, према номенклатури залиха

- Литијски оксид, према традиционалној номенклатури

- Дилитијум моноксид, према систематској номенклатури

Док се Ли ₃ Н зове:

- Литијум нитрид, номенклатура залиха

- Литијски нитрид, традиционална номенклатура

- Трилијум мононитрид, систематска номенклатура

Биолошка улога

Колико је литијум можда организам битан или не мора бити непознат. Исто тако, механизми помоћу којих би се то могло метаболизирати су несигурни и још се проучавају.

Према томе, није познато какве позитивне ефекте може имати дијета „богата“ литијумом; иако се може наћи у свим ткивима тела; посебно у бубрезима.

Регулатор нивоа сератонина

Познат је фармаколошки утицај одређених литијумских соли на организам, посебно на мозак или нервни систем. На пример, регулише ниво серотонина, молекула одговорног за хемијске аспекте среће. То је речено, није неуобичајено да се мисли да то мења или модификује расположење пацијената који их конзумирају.

Међутим, они саветују да не конзумирате литијум заједно са лековима који се боре против депресије, јер постоји опасност да се превише подигне серотонин.

То не само да помаже у борби против депресије, већ и биполарних и шизофрених поремећаја, као и других могућих неуролошких поремећаја.

Недостатак

Како се спекулише, особе са дијетом сиромашним литијумом сумњају се да су склонији депресији или да изврше самоубиство или убиство. Међутим, формално ефекти његовог недостатка остају непознати.

Где се могу наћи и продуцирати

Литијум се не може наћи у земљиној кори, још мање у морима или атмосфери, у свом чистом стању, као сјајни бели метал. Уместо тога, она је доживела трансформације током милиона година које су је позиционирале као ион Ли ⁺ (углавном) у одређеним минералима и стенским групама.

Процењује се да се његова концентрација у земљиној кори креће између 20 и 70 ппм (део на милион), што је еквивалентно приближно 0,0004%. Док је у морским водама, његова концентрација је реда од 0,14 и 0,25 ппм; то јест, литијум је обилнији камењем и минералима него у саламури или морским днима.

Минерали

Сподумен-кварц, један од природних извора литијума. Извор: Роб Лавински, иРоцкс.цом - ЦЦ-БИ-СА-3.0

Минерали у којима се налази овај метал су следећи:

- Сподумене, Лиал (СиО ₃ ) ₂

- Петалит, ЛиАлСи ₄ О ₁₀

- Лепидолит, К (Ли, Ал, Рб) ₂ (Ал, Си) ₄ О ₁₀ (Ф, ОХ) ₂

Ова три минерала имају заједничко то да су литијум-алуминосиликати. Постоје и други минерали из којих се може извући метал, као што су амблигонит, елбаит, трипилит, еуцриптит или хекторитна глина. Међутим, сподумен је минерал из кога се производи највећа количина литијума. Ови минерали чине неке магматске стене, попут гранита или пегматита.

Морске воде

У односу на мору, она се извлачи из сланих као литијум хлорида, хидроксид или карбонат, ЛиЦИ, ЛиОХ и Ли ₂ ЦО ₃ , респективно. На исти се начин може добити из језера или лагуна или из различитих наслага слане воде.

Свеукупно, литијум је на 25. месту у обиљу елемената на Земљи, што добро корелира са његовом ниском концентрацијом у земљи и води, па се сматра релативно ретким елементом.

Звездице

Литијум се налази у младим звездама у већем обиљу него у старијим звездама.

Да бисте набавили или произвели овај метал у свом чистом стању, постоје две могућности (игнорисање економских или профитабилних аспеката): извадите га рударском акцијом или га сакупите у саламури. Потоњи је главни извор у производњи металног литијума.

Производња металног литијума електролизом

Из раствора се добија растаљена смеша ЛиЦл која се затим може подвргнути електролизи како би се сола одвојила на њене елементарне компоненте:

ЛиЦл (л) → Ли (и) + 1/2 Цл ₂ (г)

Док се минерали пробављају у киселом медијуму да би добили своје Ли ⁺ ионе после процеса одвајања и пречишћавања.

Чиле је позициониран као највећи произвођач литијума у ​​свету, а добија га из соли соли Атацама. На истом континенту слиједи Аргентина, земља која извлачи ЛиЦл из Муерта Салар дел Хомбре и, на крају, Боливије. Међутим, Аустралија је највећи произвођач литијума експлоатацијом сподумена.

Реакције

Најпознатија реакција литијума је она која се јавља када дође у контакт са водом:

2Ли (с) + 2Х ₂ О (л) → 2ЛиОХ (ак) + Х ₂ (г)

ЛиОХ је литијум хидроксид и, као што се може видети, ствара гас водоника.

Реагира гасовитим кисеоником и азотом да формира следеће производе:

4Ли (с) + О ₂ (г) → 2Ли ₂ О (с)

2Ли (с) + О ₂ (г) → 2Ли ₂ О ₂ (с)

Ли ₂ О је литијум оксид, који тежи да формира на врху Ли ₂ О ₂ , пероксида.

6Ли (с) + Н ₂ (г) → 2ЛИ ₃ Н (с)

Литијум је једини алкални метал који може да реагује са азотом и изазове овај нитрид. У свим овим једињењима може се претпоставити постојање Ли ⁺ катион-а, који учествују у јонским везама ковалентног карактера (или обрнуто).

Такође може реаговати директно и снажно са халогенима:

2Ли (и) + Ф ₂ (г) → ЛиФ (и)

Такође реагује са киселинама:

2Ли (с) + 2ХЦл (цонц) → 2ЛиЦл (ак) + Х ₂ (г)

3Ли (с) + 4ХНО ₃ (разблаженим) → 3ЛиНО ₃ (ак) + НО (г) + 2Х ₂ О (л)

Једињења ЛиФ, ЛиЦИ и Лино ₃ су литијум флуорид, хлорид и нитрат, респективно.

А што се тиче његових органских једињења, најпознатији је литијум бутил:

2 Ли + Ц ₄ Х ₉ Кс → Ц ₄ Х ₉ Ли + ЛиКс

Где је Кс атом халогена и Ц ₄ Х ₉ Кс алкил халида.

Ризици

Чисти метал

Литијум снажно реагује са водом и може реаговати са влагом на кожи. То је разлог зашто би, ако неко то рукује голим рукама, задобио опекотине. А ако је у гранулираном облику или у облику праха, он се пали на собној температури и тако представља опасност од пожара.

За руковање овим металом треба користити рукавице и заштитне наочале, јер минималан контакт с очима може изазвати јаку иритацију.

Ако се удише, ефекти могу бити још гори, сагоревање дисајних путева и изазивање плућног едема због унутрашњег формирања ЛиОХ, каустичне супстанце.

Овај метал се мора чувати потопљен у уљу или сувим атмосферама и више инертан од азота; на пример у аргону, као што је приказано на првој слици.

Једињења

Једињења добијена из литијума, посебно његове соли, попут карбоната или цитрата, много су сигурнија. Све док људи који их узимају поштују индикације које су прописали њихови лекари.

Неки од многих нежељених ефеката које може произвести код пацијената су: пролив, мучнина, умор, вртоглавица, несмотреност, дрхтање, прекомерно мокрење, жеђ и дебљање.

Ефекти могу бити још озбиљнији код трудница, утичући на здравље фетуса или повећавајући урођене мане. Слично томе, његов унос се не препоручује дојиљама, јер литијум може прећи из млека у бебу и одатле развити све врсте аномалија или негативних ефеката.

Апликације

Најпознатија употреба овог метала на популарном нивоу налази се у области медицине. Међутим, он има примену у другим областима, посебно у складиштењу енергије коришћењем батерија.

Металургија

Литијумске соли, тачније Ли ₂ ЦО ₃ , служе као додатак у ливничким процесима за различите намене:

-Дегасе

-Десулфуризује

-Обређује зрна обојених метала

-Увећава флуидност шљака у калуповима за ливење

-Умањује температуру топљења у алуминијумским одливима захваљујући високој специфичној топлоти.

Органометаллиц

Алкил-литијумска једињења се користе за алкиловање (додавање Р бочних ланаца) или арилларних (додавање Ар ароматских група) молекуларних структура. Они се истичу по доброј растворљивости у органским растварачима и по томе што нису толико реактивни у реакционом медијуму; стога служи као реагенс или катализатор за више органских синтеза.

Мазива

У уље се додаје литијум стеарат (продукт реакције између масти и ЛиОХ) да би се створила мазива.

Ово литијумско мазиво је отпорно на високе температуре, не отврдне се када се хлади и инертно је на кисеоник и воду. Због тога он проналази употребу у војним, ваздухопловним, индустријским, аутомобилским, итд. Апликацијама.

Керамички и стаклени додатак

Наочаре или керамике које су третиране Ли ₂ О стећи ниже вискозности када истопио и већа отпорност на термалног ширења. На пример, кухињско посуђе је направљено од ових материјала, а Пирек стакло такође има ово једињење у свом саставу.

Легуре

Јер је тако лаган метал, тако су и његове легуре; међу њима су алуминијум-литијум. Када се додају као додатак, он им даје не само мању тежину, већ и већу отпорност на високе температуре.

Расхладно средство

Његова висока специфична топлота чини га идеалним за коришћење као расхладно средство у процесима у којима се ослобађа пуно топлоте; на пример, у нуклеарним реакторима. То је зато што "кошта" подизања своје температуре, и стога спречава да топлота лако зрачи споља.

Батерије

А најперспективнија употреба свих је на тржишту литијум-јонских батерија. Они користе предност лакоће којом се литијум оксидује у Ли ⁺ како би користио ослобођени електрон и активирао спољни круг. Према томе, електроде су или израђене од металног литијума или од њихових легура, где Ли ⁺ може прескакати и путовати кроз електролитски материјал.

Као крајњу радозналост, музичка група Еванесценсе је овом минералу посветила песму под називом „Литијум“.

Референце

1. Схивер & Аткинс. (2008). Неорганска хемија. (Четврто издање). Мц Грав Хилл.
2. Лавренце Ливерморе Натионал Лаборатори. (23. јуна 2017.) Гледајући кристалну структуру литијума. Опоравак од: пхис.орг
3. Ф. Дегтиарева. (сф) Сложене структуре густе литијуме: електронског порекла. Институт за физику чврстог тела Руске академије наука, Черногловка, Русија.
4. (2019). Литијум. Опоравак од: цхемистриекплаинед.цом
5. Национални центар за информације о биотехнологији. (2019). Литијум. ПубЦхем база података. ЦИД = 3028194 Опоравак од: пубцхем.нцби.нлм.них.гов
6. Ериц Еасон. (30. новембра 2010). Светска литијумска снабдевање. Опоравак од: ларге.станфорд.еду
7. Виетелманн, У., и Клетт, Ј. (2018). 200 година литијума и 100 година хемологије органско-литијума. Зеитсцхрифт фур анорганисцхе унд аллгемеине Цхемие, 644 (4), 194–204. дои: 10.1002 / заац.201700394