LÍTIUM: HISTÓRIA, ŠTRUKTÚRA, VLASTNOSTI, RIZIKÁ A POUŽITIA - CHÉMIA - 2025

Lítia je kovový prvok, ktorého chemická značka je Li a atómové číslo 3. To je tretí prvok periodickej tabuľky a vedie ku skupine 1 s alkalickými kovmi. Zo všetkých kovov ide o kov s najnižšou hustotou a najvyšším špecifickým teplom. Je tak ľahký, že sa vznáša na vode.

Jeho názov je odvodený od gréckeho slova „lithos“, čo znamená kameň. Pomenovali ho, pretože bolo objavené presne ako súčasť niektorých minerálov v vyvrelých horninách. Okrem toho vykazoval charakteristické vlastnosti podobné vlastnostiam kovov sodíka a vápnika, ktoré sa našli v rastlinnom popole.

Kovové lítiové časti potiahnuté nitridovou vrstvou uložené v argóne. Zdroj: Hi-Res obrázky chemických prvkov

Má jediný valenčný elektrón a stráca ho, aby sa stal katiónom Li ⁺ vo väčšine svojich reakcií; alebo jeho zdieľaním v kovalentnej väzbe s uhlíkom, Li-C v organolítnych zlúčeninách (ako sú alkyllítia).

Jeho vzhľad, podobne ako mnoho iných kovov, je ako strieborná tuhá látka, ktorá sa môže stať šedivou, ak je vystavená vlhkosti. Môže vykazovať začernavé vrstvy (horný obrázok), keď reaguje s dusíkom vo vzduchu a vytvára nitrid.

Chemicky je identický so svojimi kongenérmi (Na, K, Rb, Cs, Fr), ale menej reaktívny, pretože jeho jediný elektrón má oveľa väčšiu príťažlivú silu, pretože je bližšie k nemu, ako aj zlý skríningový účinok jeho dvoch vnútorné elektróny. Na druhej strane reaguje ako horčík vďaka efektu predpätia.

V laboratóriu môžu byť lítne soli identifikované zahrievaním v ľahšom; prítomnosť intenzívneho karmínového plameňa potvrdí jeho prítomnosť. V skutočnosti sa často používa pri výučbe laboratórií pre analytické práce.

Jeho použitie sa líši od použitia ako prísada do keramiky, skla, zliatin alebo zlievárenských zmesí, ako chladiace médium a dizajn vysoko účinných a malých batérií; hoci je výbušný, vzhľadom na reaktívnu povahu lítia. Je to kov s najväčšou tendenciou oxidovať, a preto kov, ktorý sa ľahšie vzdáva svojho elektrónu.

histórie

objav

Prvý výskyt lítia vo vesmíre sa datuje ďaleko, pár minút po Veľkom tresku, keď sa jadro vodíka a hélia roztavilo. Z pozemského hľadiska to však trvalo nejaký čas, kým ho ľudstvo identifikovalo ako chemický prvok.

Bolo to v roku 1800, keď brazílsky vedec José Bonifácio de Andrada a Silva objavil minerály spodumene a petalite na švédskom ostrove Utö. S týmto našiel prvé oficiálne zdroje lítia, ale stále o ňom nebolo nič známe.

V roku 1817 švédsky chemik Johan August Arfwedson bol schopný izolovať z týchto dvoch minerálov síranovú soľ, ktorá obsahovala iný prvok ako vápnik alebo sodík. V tom čase pracoval Johan v laboratóriách známeho švédskeho chemika Jönsa Jacoba Berzeliusa.

Bol to Berzelius, ktorý nazval tento nový prvok, produkt svojich pozorovaní a experimentov, „lithos“, čo v gréčtine znamená kameň. Lítium sa tak nakoniec dalo rozpoznať ako nový prvok, bolo však potrebné ho izolovať.

Izolácia

O rok neskôr, v roku 1821, William Thomas Brande a Sir Humphry Davy uspeli v izolácii lítia ako kovu pomocou elektrolýzy na oxid lítny. Aj keď vo veľmi malých množstvách stačili na pozorovanie reaktivity.

V roku 1854 boli Robert Wilhelm Bunsen a Augustus Matthiessen schopní vyrobiť kov lítia vo väčšom množstve z elektrolýzy chloridu lítneho. Od tejto doby sa začala výroba a obchod a dopyt by rástol, pretože vďaka svojim jedinečným vlastnostiam sa našli nové technologické aplikácie.

Štruktúra a elektronická konfigurácia

Kryštalická štruktúra kovového lítia je kubická centrom centrovaná na telo (bcc). Zo všetkých kompaktných kubických štruktúr je to najmenej hustá a zhoduje sa s jej charakteristikou ako najľahší a najmenej hustý kov zo všetkých.

V ňom sú atómy Li obklopené ôsmimi susedmi; to znamená, že Li je v strede kocky, so štyrmi Li v hornej a dolnej v rohoch. Táto fáza bcc sa tiež nazýva α-Li (hoci tento názov zjavne nie je príliš rozšírený).

fázy

Podobne ako veľká väčšina tuhých kovov alebo zlúčenín môžu prejsť fázovými prechodmi, keď sa u nich vyskytnú zmeny teploty alebo tlaku; pokiaľ nie sú založené. Lítium teda kryštalizuje s kosoštvorcovou štruktúrou pri veľmi nízkych teplotách (4,2 K). Atómy Li sú takmer zamrznuté a vo svojich polohách vibrujú menej.

Keď sa tlak zvýši, získa kompaktnejšie hexagonálne štruktúry; a ešte viac sa lítium podrobuje iným prechodom, ktoré neboli úplne charakterizované rôntgenovou difrakciou.

Vlastnosti tohto „stlačeného lítia“ sa preto stále skúmajú. Podobne ešte nie je známe, ako jeho tri elektróny, z ktorých jeden je valenciou, zasahujú do svojho správania ako polovodič alebo kov za týchto podmienok vysokého tlaku.

Tri elektróny namiesto jedného

Zdá sa byť zvedavé, že v tomto okamihu zostáva lítium „nepriehľadnou knihou“ pre tých, ktorí sa zaoberajú kryštalografickou analýzou.

Je to tak preto, že hoci je elektronická konfigurácia 2s ¹ , s tak malým počtom elektrónov môže len ťažko interagovať s použitým žiarením na objasnenie svojich kovových kryštálov.

Ďalej sa predpokladá, že obežné kolesá 1s a 2s sa pri vysokých tlakoch prekrývajú. To znamená, že tak vnútorné elektróny (1 s ² ), ako aj valenčné elektróny (2 s ¹ ) riadia elektronické a optické vlastnosti lítia v týchto super kompaktných fázach.

Oxidačné číslo

Keď už bolo povedané, že lítiová elektrónová konfigurácia je 2 s ¹ , môže stratiť jeden elektrón; ďalšie dve z vnútornej obežnej dráhy 1 s ² by vyžadovali odstránenie veľa energie.

Preto sa lítium zúčastňuje takmer na všetkých svojich zlúčeninách (anorganických alebo organických) s oxidačným číslom +1. To znamená, že vo svojich väzbách, Li-E, kde E je akýkoľvek prvok, sa predpokladá existencia Li ⁺ katiónu (či je táto väzba iónová alebo kovalentná).

Oxidačné číslo -1 je nepravdepodobné pre lítium, pretože by sa muselo viazať na prvok oveľa menej elektronegatívny ako on; skutočnosť, že sama o sebe je ťažké, je tento kov veľmi elektropozitívny.

Tento negatívny oxidačné číslo by predstavovalo 2s ² elektrónovú konfiguráciu (získať jeden elektrón), a bolo by tiež isoelectronic na berýlium. Práve existencia Li ^- by sa predpokladať, aniónov a jeho odvodené soli by bol nazývaný lithuros.

Vďaka svojmu veľkému oxidačnému potenciálu, jeho zlúčeniny väčšinou obsahujú katión Li ⁺ , ktorý, pretože je taký malý, môže mať na objemné anióny polarizačný účinok a vytvárať tak kovalentné väzby Li-E.

vlastnosti

Karmínový plameň zlúčenín lítia. Zdroj: Antti T. Nissinen (https://www.flickr.com/photos/veisto/2128261964)

Fyzický vzhľad

Strieborno-biely kov s hladkou textúrou, ktorého povrch pri oxidácii stmavne alebo stmavne, keď reaguje priamo s dusíkom vo vzduchu za vzniku zodpovedajúceho nitridu. Je tak ľahké, že pláva vo vode alebo oleji.

Je taká hladká, že ju môžete krájať aj nožom alebo aj nechtami, čo by sa vôbec neodporúčalo.

Molárna hmota

6,941 g / mol.

Bod topenia

180,50 ° C

Bod varu

1330 ° C

Hustota

0,534 g / ml pri 25 ° C

rozpustnosť

Áno, vznáša sa vo vode, ale okamžite s ňou reaguje. Je rozpustný v amoniaku, kde keď sa rozpustí, jeho elektróny sú solvatované za vzniku modrých farieb.

Tlak vodnej pary

0,818 mm Hg pri 727 ° C; to znamená, že ani pri vysokých teplotách nemôžu jeho atómy sotva uniknúť do plynnej fázy.

electronegativity

0,98 na Paulingovej stupnici.

Ionizačné energie

Najprv: 520,2 kJ / mol

Po druhé: 7298,1 kJ / mol

Tretia: 11815 kJ / mol

Tieto hodnoty zodpovedajú energii potrebnej na získanie plynných iónov Li ⁺ , Li ²⁺ a Li ³⁺ .

Teplota samovznietenia

179 ° C.

Povrchové napätie

398 mN / m pri teplote topenia.

Viskozita

V tekutom stave je menej viskózna ako voda.

Teplo fúzie

3,00 kJ / mol.

Odparovacie teplo

136 kJ / mol.

Molárna tepelná kapacita

24 860 J / mol · K. Táto hodnota je mimoriadne vysoká; Najvyšší zo všetkých prvkov.

Mohsova tvrdosť

0.6

izotopy

V prírode sa lítium vyskytuje vo forme dvoch izotopov: ⁶ Li a ⁷ Li. Samotná atómová hmotnosť 6 941 u naznačuje, ktorá z nich je najhojnejšia: ⁷ Li. Posledne menovaný tvorí asi 92,4% všetkých atómov lítia; zatiaľ čo ⁶ Li, asi 7,6% z nich.

U živých bytostí uprednostňuje organizmus ⁷ Li až ⁶ Li; v mineralogických matriciach sa však izotop Li ⁶ lepšie prijíma, a preto sa jeho percento hojnosti zvyšuje nad 7,6%.

reaktivita

Aj keď je menej reaktívny ako ostatné alkalické kovy, stále je to pomerne aktívny kov, takže nemôže byť vystavený atmosfére bez oxidácie. V závislosti od podmienok (teplota a tlak) reaguje so všetkými plynnými prvkami: vodík, chlór, kyslík, dusík; a s pevnými látkami, ako je fosfor a síra.

názvoslovie

Pre lítny kov neexistujú žiadne iné názvy. Pokiaľ ide o jeho zlúčeniny, veľká časť z nich je pomenovaná podľa systematických, tradičných alebo skladových nomenklatúr. Jeho oxidačný stav +1 je prakticky nezmenený, takže v skladovej nomenklatúre nie je na konci názvu (I).

Príklady

Uvažujme napríklad zlúčeniny Li ₂ O a Li ₃ N.

Li ₂ O dostáva tieto mená:

- Oxid lítny podľa nomenklatúry zásob

- Oxid lítny podľa tradičnej nomenklatúry

- oxid titaničitý, podľa systematickej nomenklatúry

Zatiaľ čo Li ₃ N sa nazýva:

- Nitrid lítny, nomenklatúra zásob

- nitrid lítny, tradičná nomenklatúra

- mononitrid trilítia, systematická nomenklatúra

Biologická úloha

Nie je známe, do akej miery môže alebo nemusí byť lítium pre organizmy nevyhnutné. Podobne mechanizmy, ktorými by sa mohol metabolizovať, sú neisté a stále sa študujú.

Preto nie je známe, aké pozitívne účinky môže mať strava „bohatá“ na lítium; hoci sa nachádza vo všetkých tkanivách tela; najmä v obličkách.

Regulátor hladín seratonínu

Farmakologický účinok určitých lítnych solí na organizmus je známy, najmä na mozog alebo nervový systém. Napríklad reguluje hladiny serotonínu, molekuly zodpovednej za chemické aspekty šťastia. Nie je však neobvyklé myslieť si, že mení alebo mení náladu pacientov, ktorí ich konzumujú.

Neodporúčajú však konzumáciu lítia spolu s liekmi, ktoré bojujú proti depresii, pretože existuje riziko zvýšenia serotonínu príliš.

Pomáha nielen bojovať proti depresii, ale tiež bipolárnym a schizofrenickým poruchám, ako aj iným možným neurologickým poruchám.

nedostatok

Na základe špekulácie sú jednotlivci so stravou chudobnou na lítium podozrení, že sú náchylnejší k depresii alebo spáchajú samovraždu alebo vraždu. Formálne však účinky tohto nedostatku zostávajú neznáme.

Kde hľadať a produkovať

Lítium sa nenachádza v zemskej kôre, oveľa menej v moriach alebo v atmosfére, v čistom stave, ako lesklý biely kov. Namiesto toho prešiel miliónmi rokov transformáciami, ktoré ho umiestnili ako ión Li ⁺ (hlavne) do určitých minerálov a horninových skupín.

Odhaduje sa, že jej koncentrácia v zemskej kôre sa pohybuje medzi 20 a 70 ppm (časť na milión), čo zodpovedá približne 0,0004%. V morských vodách je jej koncentrácia rádovo 0,14 a 0,25 ppm; to znamená, že lítium je hojnejšie v kameňoch a mineráloch ako v soľankách alebo morských dnách.

minerály

Spoduménový kremeň, jeden z prírodných zdrojov lítia. Zdroj: Rob Lavinsky, iRocks.com - CC-BY-SA-3.0

Minerály, v ktorých sa tento kov nachádza, sú tieto:

- spodumen, LiAl (SiO ₃ ) ₂

- petalit, LiAlSi ₄ O ₁₀

- Lepidolite, K (Li, Al, R b) ₂ (AI, Si) ₄ O ₁₀ (F, OH) ₂

Tieto tri minerály majú spoločné to, že ide o hlinitokremičitany lítne. Existujú aj ďalšie minerály, v ktorých je možné kov extrahovať, napríklad ambligonit, elbait, tripillit, eucriptit alebo hektoritové íly. Avšak spodumén je minerál, z ktorého sa vyrába najväčšie množstvo lítia. Tieto minerály tvoria niektoré vyvýšené horniny, ako sú žula alebo pegmatit.

Morské vody

Vo vzťahu k moru, extrahuje z soľanky ako je chlorid lítny, hydroxid alebo uhličitan, LiCl, LiOH a Li ₂ CO ₃ , v tomto poradí. Rovnakým spôsobom sa dá získať z jazier alebo lagún alebo z rôznych nálezísk soľanky.

Celkovo je lítium na 25. mieste v množstve prvkov na Zemi, čo dobre koreluje s jeho nízkou koncentráciou v zemi aj vo vode, a preto sa považuje za relatívne zriedkavý prvok.

hviezdy

Lítium sa vyskytuje u mladých hviezd vo väčšom množstve ako u starších hviezd.

Ak chcete získať alebo vyrobiť tento kov v čistom stave, existujú dve možnosti (bez ohľadu na ekonomické aspekty alebo aspekty ziskovosti): extrahovať ho ťažbou alebo zbierať do soľanky. Posledne menovaný je prevládajúcim zdrojom pri výrobe kovového lítia.

Výroba kovového lítia elektrolýzou

Zo soľanky sa získa roztavená zmes LiCl, ktorá sa potom môže podrobiť elektrolýze, aby sa soľ rozdelila na jednotlivé zložky:

LiCl (l) → Li (s) + 1/2 Cl ₂ (g)

Kým sa minerály štiepia v kyslom prostredí, aby po oddelení a čistení získali svoje ióny Li ⁺ .

Čile je umiestnená ako najväčší producent lítia na svete a získava ju zo soľného bytu Atacama. Na tom istom kontinente nasleduje Argentína, krajina, ktorá extrahuje LiCl z Salar del Hombre Muerto a nakoniec z Bolívie. Austrália je však najväčším producentom lítia využívaním spoduménu.

reakcie

Najznámejšou reakciou lítia je reakcia, ktorá nastáva pri kontakte s vodou:

2LI (y) + 2 H ₂ O (l) → 2LiOH (aq) + H ₂ (g)

LiOH je hydroxid lítny a, ako je zrejmé, vytvára plynný vodík.

Reaguje s plynným kyslíkom a dusíkom za vzniku nasledujúcich produktov:

4Li (y) + O ₂ (g) → 2LI ₂ O (y)

2LI (y) + O ₂ (g) → 2LI ₂ O ₂ (s)

Li ₂ O je oxid lítny, ktorý má tendenciu vytvárať na hornej Li ₂ O ₂ , peroxidu.

6Li (y) + N ₂ (g) → 2LI ₃ N (s)

Lítium je jediný alkalický kov schopný reagovať s dusíkom a spôsobiť tento nitrid. Vo všetkých týchto zlúčeninách je možné predpokladať existenciu Li ⁺ katiónu, ktorý sa podieľa na iónových väzbách s kovalentným charakterom (alebo naopak).

Môže tiež priamo a energicky reagovať s halogénmi:

2LI (y) + F ₂ (g) → LiF (y)

Reaguje tiež s kyselinami:

2LI (y) + 2HCl (konc) → 2LiCl (aq) + H ₂ (g)

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

Zlúčeniny LiF, LiCl a lino ₃ sú lítium fluorid, chlorid a dusičnan, v tomto poradí.

A pokiaľ ide o jeho organické zlúčeniny, najznámejší je butyl lítny:

2 Li + C ₄ H ₉ X → C ₄ H ₉ Li + LiX

Kde X je atóm halogénu a C ₄ H ₉ X je alkylhalogenid.

riziká

Čistý kov

Lítium prudko reaguje s vodou a môže reagovať s vlhkosťou na pokožke. Preto ak by niekto s ňou manipuloval holými rukami, utrpeli by popáleniny. A ak je granulovaný alebo v práškovej forme, pri izbovej teplote sa vznieti, čo predstavuje nebezpečenstvo požiaru.

Na manipuláciu s týmto kovom by sa mali používať rukavice a ochranné okuliare, pretože minimálny kontakt s očami môže spôsobiť vážne podráždenie.

Pri vdýchnutí môžu byť účinky ešte horšie, pália dýchacie cesty a spôsobujú pľúcny edém v dôsledku vnútornej tvorby LiOH, žieraviny.

Tento kov sa musí skladovať ponorený v oleji alebo v suchej atmosfére a inertnejší ako dusík; napríklad v argóne, ako je znázornené na prvom obrázku.

zlúčeniny

Zlúčeniny odvodené od lítia, najmä jeho soli, ako je uhličitan alebo citrát, sú oveľa bezpečnejšie. To platí, pokiaľ ľudia, ktorí ich požívajú, rešpektujú indikácie predpísané ich lekármi.

Niektoré z mnohých nežiaducich účinkov, ktoré môže u pacientov vyvolať, sú: hnačka, nevoľnosť, únava, závraty, točenie hlavy, tras, nadmerné močenie, smäd a prírastok na hmotnosti.

Účinky môžu byť ešte závažnejšie u tehotných žien, ktoré ovplyvňujú zdravie plodu alebo zvyšujú vrodené chyby. Podobne sa jej príjem neodporúča u dojčiacich matiek, pretože lítium môže prechádzať z mlieka na dieťa a odtiaľ sa môžu objaviť všetky druhy anomálií alebo negatívnych účinkov.

aplikácia

Najznámejšie použitia tohto kovu na populárnej úrovni spočívajú v oblasti medicíny. Má však uplatnenie v iných oblastiach, najmä pri skladovaní energie pomocou batérií.

hutníctvo

Soli lítia, konkrétne Li ₂ CO ₃ , slúžia ako prísada v zlievárenských procesoch na rôzne účely:

-Degass

-Desulfurizes

- Definuje zrná neželezných kovov

- Zvyšuje tekutosť trosky lejacích foriem

- Znižuje teplotu topenia v hliníkových odliatkoch vďaka vysokému mernému teplu.

organokovová

Alkyllítiové zlúčeniny sa používajú na alkyláciu (pridanie bočných reťazcov R) alebo arylových (pridanie aromatických skupín Ar) molekulárnych štruktúr. Vynikajú svojou dobrou rozpustnosťou v organických rozpúšťadlách a tým, že nie sú v reakčnom médiu tak reaktívne; preto slúži ako činidlá alebo katalyzátory pre viac organických syntéz.

mazivá

Stearát lítny (produkt reakcie medzi tukom a LiOH) sa pridá do oleja, čím sa vytvorí lubrikačná zmes.

Toto lítiové mazivo je odolné voči vysokým teplotám, nestuhne po ochladení a je inertné voči kyslíku a vode. Preto nachádza uplatnenie vo vojenských, leteckých, priemyselných, automobilových atď. Aplikáciách.

Keramická a sklenená prísada

Skla alebo keramiky, ktoré sú ošetrené Li ₂ O získať nižšou viskozitou pri tavení a väčšiu odolnosť proti tepelnej rozťažnosti. Napríklad kuchynské náradie je vyrobené z týchto materiálov a sklo Pyrex má túto zložku tiež vo svojom zložení.

zliatiny

Pretože je to taký ľahký kov, sú to aj jeho zliatiny; medzi nimi hliník-lítium. Ak sa pridajú ako prísada, nielenže im prinesú menšiu hmotnosť, ale tiež väčšiu odolnosť proti vysokým teplotám.

osviežujúci

Vďaka svojmu vysokému špecifickému teplu je ideálny na použitie ako chladivo v procesoch, v ktorých sa uvoľňuje veľké množstvo tepla; napríklad v jadrových reaktoroch. Je to preto, že „náklady“ zvyšujú teplotu, a preto bránia ľahkému vyžarovaniu tepla von.

batérie

A najsľubnejšie využitie zo všetkých je na trhu pre lítium-iónové batérie. Tieto využívajú výhodu ľahkosti, s akou sa lítium oxiduje na Li ^+, aby sa využil uvoľnený elektrón a aktivoval sa vonkajší obvod. Elektródy sú teda buď vyrobené z kovového lítia alebo z jeho zliatin, kde Li ⁺ môže interkalovať a prechádzať elektrolytickým materiálom.

Ako poslednú zvedavosť venovala hudobná skupina Evanescense tejto minerále pieseň s názvom „lítium“.

Referencie

1. Shiver a Atkins. (2008). Anorganická chémia. (Štvrté vydanie). Mc Graw Hill.
2. Národné laboratórium Lawrence Livermore. (23. júna 2017). Peering na kryštálovú štruktúru lítia. Obnovené z: phys.org
3. F. Degtyareva. (SF). Komplexné štruktúry hustého lítia: elektronický pôvod. Ústav fyziky tuhých látok Ruská akadémia vied, Chernogolovka, Rusko.
4. Advameg, Inc. (2019). Lithium. Obnovené z: chemistryexplained.com
5. Národné centrum pre biotechnologické informácie. (2019). Lithium. PubChem Database. CID = 3028194. Získané z: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
6. Eric Eason. (30. november 2010). Svetová dodávka lítia. Získané z: large.stanford.edu
7. Wietelmann, U., & Klett, J. (2018). 200 rokov lítia a 100 rokov chémie organolítia. Zeitschrift fur anorganische und allgemeine Chemie, 644 (4), 194–204. doi: 10.1002 / zaac.201700394