Historia litu, struktura, właściwości, ryzyko i zastosowania

On lit Jest to metaliczny element, którego symbol chemiczny to Li, a jego liczba atomowa to 3. Jest trzeci element okresowy i główki grupy 1 metali alkalicznych. Ze wszystkich metali jest ten o najniższej gęstości i większym cieple właściwym. Jest tak lekki, że może unosić się w wodzie.

Jego imię pochodzi od greckiego słowa „litos”, co oznacza kamień. Przyznali tę nazwę, ponieważ zostało to dokładnie odkryte jako część minerałów w skałach magmowych. Ponadto wyrażał charakterystyczne właściwości podobne do właściwości sodu i metali wapnia, które znajdowały się w popiołach warzywnych.

Metalowe kawałki litowe pokryte warstwą azotku przechowywaną w argonie. Źródło: obrazy Hi-Resa elementów chemicznych [CC przez 3.0 (https: // creativeCommons.Org/licencje/według/3.0)]

Ma pojedynczy elektron walencji, tracąc ją, aby stać się kationem li⁺ w większości jego reakcji; lub dzielenie go w kowalencyjnym wiązaniu z węglem, Li-C w związkach organolitów (takich jak Alcheilitios).

Jego wygląd, podobnie jak wiele innych metali, jest srebrnym srebrem, które może stać się szarawe, jeśli jest narażone na wilgoć. Podczas reakcji z azotem powietrza można wyświetlać warstwy czarne (obraz górny).

Chemicznie jest identyczny z rówieśnikami (Na, K, Rb, CS, FR), ale mniej reaktywny, ponieważ jedyny elektron ma znacznie większą siłę przyciągania do bycia bliżej, a także przez słabe działanie ekranowania jego dwóch Elektrony wewnętrzne. Z kolei reaguje tak jak magnez z powodu efektu ukośnego.

W laboratorium sole litowe można zidentyfikować, jeśli nagrzewają się w lżejszej; Pojawienie się intensywnego szkarłatnego płomienia koloru zaświadczy jego obecność. W rzeczywistości jest zwykle stosowany w nauczaniu laboratoriów do marszów analitycznych.

Ich zastosowania różnią się od zastosowania jako dodatku do ceramiki, szkła, stopów lub mieszanin topnienia, aż do czynnika chłodniczego oraz bardzo skutecznych i małych baterii; Chociaż wybuchowy, biorąc pod uwagę reakcyjny charakter litu. Jest to metal o największej tendencji do utleniania, a zatem ten, który najlepiej nadaje.

[TOC]

Historia

Odkrycie

Pierwszy pojawienie się litu we wszechświecie sięga daleko, kilka minut po Wielkim Wybuchu, kiedy połączyły. Jednak ziemskie zajęło czas na zidentyfikowanie go jako elementu chemicznego.

To było w 1800 r. Dzięki temu znalazł pierwsze oficjalne źródła litu, ale nic o nim nie wiadomo.

W 1817 r. Szwedzki chemik Johan August Arfwedson był w stanie odizolować sól siarczanową od tych dwóch minerałów, które zawierały element inny niż wapń lub sód. Do tego czasu sierpień Johan pracował w laboratoriach słynnego szwedzkiego chemika Jönsa Jacoba Berzeliusa.

To Berzelius nazwał ten nowy element, produktem swoich obserwacji i eksperymentów „Lithos”, co oznacza kamień po grecku. Zatem lit można w końcu rozpoznać jako nowy element, ale nadal brakowało go izolacji.

Izolacja

Zaledwie rok później, w 1821 r. Chociaż w bardzo małych ilościach wystarczyły, aby zaobserwować swoją reaktywność.

W 1854 r. Stąd jego produkcja i handel zainicjowały się, a popyt wzrośnie w miarę znalezienia nowych zastosowań technologicznych po jego unikalnych nieruchomościach.

Struktura elektroniczna i konfiguracja

Krystaliczna struktura metalicznego litu jest sześcienna skupiona w ciele (Ciało sześcienne, BCC). Ze wszystkich kompaktowych struktur sześciennych jest to mniej gęste i jest zgodne z jego charakterystyką jako lżejszy i mniej gęsty metal ze wszystkich.

W nim atomy Li są otoczone ośmiu sąsiadów; Oznacza to, że Li znajduje się w centrum kostki, z czterema Li w górę iw dół w rogach. Ta faza BCC nazywa się również α-LI (chociaż najwyraźniej ta nominał nie jest powszechnie rozpowszechniony).

Fazy

Podobnie jak zdecydowana większość metali lub związków stałych, mogą one ponieść przejścia fazowe, gdy doświadczają zmian temperatury lub ciśnienia; Tak długo, jak nie są one założone. Zatem lit krystalizuje się ze strukturą Rhomboédica w bardzo niskich temperaturach (4,2 K). Atomy Li są prawie zamrożone i mniej wibrują w swoich pozycjach.

Po zwiększeniu ciśnienia nabywa bardziej zwarte struktury sześciokątne; I zwiększając jeszcze bardziej, lit cierpi inne przejścia, które nie były w stanie całkowicie scharakteryzować dyfrakcję x -ray.

Dlatego właściwości tego „sprężonego litu” pozostają badaniem. Podobnie, nie jest to jeszcze rozumiane, w jaki sposób jego trzy elektrony, z których jeden pochodzi z Walencji, interweniuje w ich zachowaniu jako półprzewodnik lub metal w tych warunkach wysokich ciśnień.

Może ci służyć: kwas benzoesowy (C6H5COOH)

Trzy elektrony zamiast jednego

Wydaje się ciekawe, że lit w tym momencie pozostaje „nieprzezroczystą książką” dla tych, którzy są poświęcone analizom krystalograficznym.

Wynika to z faktu, że chociaż konfiguracja elektroniczna wynosi 2s¹, Przy tak mnót elektronów ledwo można oddziaływać z promieniowaniem zastosowanym w celu wyjaśnienia kryształów metalowych.

Ponadto, teoretycznie jest teoretyczne, że orbitale 1 i 2s pokrywają się przy wysokich ciśnieniach. To znaczy oba wewnętrzne elektrony (1s²) Podobnie jak w Walencji (2s¹) rządzić właściwościami elektronicznymi i optycznymi litu w tych super zwartych fazach.

Numer utleniania

Powiedziawszy, że elektroniczna konfiguracja litowa wynosi 2s¹, Możesz stracić pojedynczy elektron; pozostałe dwa, orbital wewnętrzny 1s², Wymagałoby dużo energii, aby je usunąć.

Dlatego lit uczestniczy w prawie wszystkich swoich związkach (nieorganicznych lub organicznych) z liczbą utleniania +1. Oznacza to, że w swoich linkach li-e, gdzie e staje się dowolnym elementem, zakłada się istnienie kationu⁺ (czy to jonowe czy kowalencyjne wspomniane link).

Numer utleniania -1 jest mało prawdopodobny w przypadku litu, ponieważ musiałby powiązać ze znacznie mniej elementem elektroonegatywnym niż on; fakt, że trudno jest być tym bardzo elektropozytywny metal.

Ten ujemny numer utleniania reprezentowałby konfigurację elektroniczną 2s² (do wygrania elektronu), a byłoby również izolacja do berylum. Teraz przyjęto istnienie anionu^-, a jego pochodne sole nazywałyby się lituros.

Ze względu na ich wielki potencjał utleniania ich związki zawierają głównie kationę⁺, co, ponieważ jest tak mały, może wywierać efekt polaryzacyjny na nieporęczne aniony, tworząc kowalencyjne wiązania li-e.

Nieruchomości

Szkarłatny płomień związków litowych. Źródło: anty t. Nissinen (https: // www.Flickr.com/Photo/Veisto/2128261964)

Wygląd fizyczny

Srebrny biały metal z miękką konsystencją, której powierzchnia staje się szaroech, gdy utlenia się lub ciemnieje, gdy reaguje bezpośrednio z azotem powietrza, tworząc odpowiedni azotek. Jest tak lekki, że unosi się w wodzie lub oleju.

Jest tak miękki, że może nawet kroić za pomocą noża, a nawet palcami, których wcale nie byłoby zalecane.

Masa cząsteczkowa

6 941 g/mol.

Temperatura topnienia

180,50 ° C.

Punkt wrzenia

1330 ° C.

Gęstość

0,534 g/ml w 25 ° C.

Rozpuszczalność

Tak, unosi się w wodzie, ale natychmiast zaczyna reagować z tym samym. Jest rozpuszczalny w amoniaku, gdzie gdy ich elektrony są rozpuszczane, powodując niebieskie kolory.

Ciśnienie pary

0,818 mm Hg w 727 ° C; to znaczy, nawet w wysokich temperaturach, ich atomy ledwo nie mogą uniknąć fazy sody.

Elektronialiczność

0,98 w skali Pauling.

Energie jonizacyjne

Po pierwsze: 520,2 kJ/mol

Drugi: 7298,1 kJ/mol

Po trzecie: 11815 kJ/mol

Wartości te odpowiadają niezbędnym energie w celu uzyskania jonów gazowych Li⁺, Li²⁺ i Li³⁺, odpowiednio.

Temperatura samo -kierunkowego

179 ° C.

Napięcie powierzchniowe

398 mn/m w punkcie topnienia.

Breja

W stanie ciekłym jest mniej lepki niż woda.

Fusion Heat

3,00 kJ/mol.

Ciepło parowe

136 kJ/mol.

Molowa pojemność cieplna

24.860 J/mol · k. Ta wartość jest wyjątkowo wysoka; Najwyższy ze wszystkich elementów.

Twardość mohs

0,6

Izotopy

W naturze lit przedstawia się w postaci dwóch izotopów: ⁶Li i ⁷Li. Masa atomowa 6 941 lub wskazuje, który z nich jest najliczniejszy: ⁷Li. Ten ostatni tworzy około 92,4% wszystkich atomów litowych; Tymczasem on ⁶Li, około 7,6% z nich.

W żywych istotach organizm woli ⁷Li to ⁶Li; Jednak w macierzach mineralogicznych izotop ⁶Li jest lepiej przyjęty, a zatem jego odsetek obfitości wzrasta powyżej 7,6%.

Reaktywność

Chociaż jest mniej reaktywny niż inne metale alkaliczne, nadal jest raczej aktywnym metalem, więc nie można go wystawić na atmosferę bez cierpiących utleniania. W zależności od warunków (temperatura i ciśnienie) reaguje ze wszystkimi elementami gazowymi: wodorem, chlorem, tlenem, azotem; oraz z ciałami stałymi, takimi jak fosfor i siarka.

Nomenklatura

Nie ma innych nazw z tym, jak nazwać litowy metal. Jeśli chodzi o ich związki, wiele z nich nazywa się według systematycznych, tradycyjnych lub akcji nomenklatury. Jego stan utleniania +1 jest praktycznie niezmienny, więc w nomenklaturze zapasowej (i) nie jest napisane na końcu nazwy.

Przykłady

Rozważmy na przykład związki Li₂Lub i li₃N.

Li₂Lub odbieraj następujące nazwy:

- Tlenek litu, zgodnie z nomenklaturą

- Według tradycyjnej nomenklatury tlenku litowego

- Tlenek dilitio, zgodnie z systematyczną nomenklaturą

Podczas gdy li₃N nazywa się:

- Azotek litowy, nomenklatura zapasowa

- Lithic Nitrluro, tradycyjna nomenklatura

Może ci służyć: dichrominian potasu: wzór, właściwości, ryzyko i zastosowania

- Trilitio Mononitar, Nomenklatura systematyczna

Artykuł biologiczny

Nie wiadomo, w jakim stopniu lit może być niezbędny lub nie dla organizmów. Podobnie mechanizmy, za pomocą których mogliby metabolizować, są niepewne i wciąż badania.

Dlatego nie wiadomo, jakie pozytywne skutki „bogata” dieta może mieć na licie; Nawet gdy można je znaleźć we wszystkich tkankach ciała; Zwłaszcza w nerkach.

Regulator poziomów seratoniny

Jeśli znany jest farmakologiczny wpływ niektórych soli litowych na ciało, szczególnie w mózgu lub układzie nerwowym. Na przykład reguluje poziom serotoniny, cząsteczkę odpowiedzialną za chemiczne aspekty szczęścia. To powiedziawszy, nierzadko jest myśleć, że zmienia lub modyfikuje nastroje pacjentów, którzy je spożywają.

Radzą jednak litowi z lekami walczącymi z depresją, ponieważ istnieje ryzyko zbyt dużego podniesienia serotoniny.

Nie tylko pomaga w walce z depresją, ale także zaburzenia afektywne dwubiegunowe i schizofreniczne, a także inne możliwe zaburzenia neurologiczne.

Niedobór

Jako spekulacje podejrzewa się, że osoby ze słabą dietą litu są bardziej podatne na depresję lub samobójstwo lub zabójstwo. Jednak formalnie skutki ich niedoboru są nadal nieznane.

Gdzie jest i produkcja

Litu nie można znaleźć w skórce Ziemi, a tym bardziej na morzach lub w atmosferze, w najczystszej postaci, jako jasny biały metal. Zamiast tego transformacje, które ustawiły go jako jon li⁺ (głównie) w niektórych minerałach i grupach skalnych.

Szacuje się, że w korze Ziemi jego stężenie wynosi od 20 do 70 ppm (część na milion), co jest równoważne z około 0,0004% tego samego tego samego. Podczas gdy w wodach morskich jego stężenie jest rzędu 0,14 i 0,25 ppm; Oznacza to, że lit obfituje więcej w kamieniach i minerałach niż w Salmuelas lub łóżkach morskich.

Minerały

Espodumeno Quartz, jedno z naturalnych źródeł litu. Źródło: Rob Lavinsky, Irocks.COM-CC-BY-SA-3.0 [CC BY-SA 3.0 (https: // creativeCommons.Org/licencje/by-sa/3.0)]

Minerały, w których znajduje się ten metal, są następujące:

- Espodumena, Lial (Sio₃)₂

- Petalita, Lialsi₄ALBO₁₀

- Lepidolita, K (Li, Al, RB)₂(Al, tak)₄ALBO₁₀(F, OH)₂

Te trzy minerały mają wspólnego, że są litowymi glinami. Istnieją inne minerały, w których można również wyodrębnić metal, takie jak ambigonite, elbaíta, tripilita, eukriptit lub hektorowe gliny. Jednak espodumena jest minerałem, z którego występuje największa ilość litu. Te minerały tworzą niektóre skały magmowe, takie jak granit lub pegmatyt.

Wody morskie

W odniesieniu do morza jest wyekstrahowane z salmuerów, takich jak chlorek, wodorotlenek lub węglan litowy, LICL, LIOH i Li₂WSPÓŁ₃, odpowiednio. W ten sam sposób, w jaki można go uzyskać z jezior lub laguonów lub w różnych depozytach salmueras.

W całości lit znajduje się w 25. pozycji w obfitości pierwiastków na ziemi, która dobrze koreluje z jej niskim stężeniem zarówno na Ziemi, jak i w wodzie, a zatem jest uważany za stosunkowo rzadki element.

Gwiazdy

Lit występuje w młodych gwiazdach, w większej obfitości niż w starszych gwiazdach.

Aby uzyskać lub wyprodukować ten metal w swoim czystym stanie, istnieją dwie opcje (ignorowanie aspektów ekonomicznych lub rentowności): Wyodrębnij go przez wydobycie lub zbieranie go w Salmuelas. Ostatni jest dominującym źródłem produkcji litu metalicznego.

Metalowe wytwarzanie litu przez elektrolizę

Z solanki uzyskuje się stopioną mieszaninę licl, która może następnie poddać się elektrolizy w celu oddzielenia soli na jej elementarne składniki:

Licl (l) → li (s) + 1/2 cl₂(G)

Podczas gdy minerały są trawione w kwaśnych pożywkach w celu uzyskania swoich jonów Li⁺ Po procesach separacji i oczyszczania.

Chile jest pozycjonowany jako największy producent litowy na świecie, uzyskując go z Atacama Salar. Na tym samym kontynencie Argentyna podąża za krajem, który wyodrębnia LICL z Salaru z martwego człowieka, a wreszcie Boliwia. Teraz Australia jest największym producentem litowym poprzez wykorzystanie Spodumens.

Reakcje

Najbardziej znana reakcja litowa jest tym, co dzieje się, jeśli chodzi o kontakt z wodą:

2LI (S) +2H₂Lub (l) → 2lioh (ac) +h₂(G)

Lioh to wodorotlenek litu i, jak widać, wytwarza gaz wodoru.

Reaguje z gazowym tlenem i azotem, tworząc następujące produkty:

4li (s) + o₂(g) → 2LI₂Ty)

2li (s) + o₂(g) → 2LI₂ALBO₂(S)

Li₂Lub jest to tlenek litu, który ma tendencję do tworzenia się nad li₂ALBO₂, Nadtlenek.

  6li (s)+n₂(g) → 2LI₃N (s)

Lit jest jedynym metalem alkalicznym zdolnym do reagowania z azotem i pochodzenia tego azotku. We wszystkich tych związkach można założyć istnienie kationu⁺ uczestniczenie w linkach jonowych z znakiem kowalencyjnym (lub odwrotnie).

Może ci służyć: hybrydyzacja chemiczna

Możesz także bezpośrednio i energicznie reagować z halogenami:

2LI (S)+F₂(g) → Lif (S)

Reaguje również z kwasami:

2LI (s) +2HCl (conc) → 2LICL (AC) +H₂(G)

3LI (s)+4hno₃(rozcieńczyć) → 3lino₃(AC) +NO (G) +2H₂Lub (l)

Związki LIF, LICL i Lino₃ Są to odpowiednio fluor, chlorek i azotan litowy.

A jeśli chodzi o jego związki organiczne, najbardziej znanym jest litowy butyl:

2 li + c₄H₉X → c₄H₉Li + lix

Gdzie x jest atomem halogenowym i c₄H₉X jest wynajmowanym halogenkiem.

Ryzyko

Czysty metal

Lit reaguje gwałtownie z wodą, będąc w stanie reagować z wilgocią skóry. Dlatego, gdyby ktoś zmanipulował go gołymi rękami. A jeśli jest granulowany lub w postaci pyłu, jest ustawiony w temperaturze pokojowej, więc reprezentuje ryzyko pożaru.

Aby manipulować tym metalem, rękawice i soczewki bezpieczeństwa muszą być dostępne, ponieważ minimalny kontakt wzrokowy może powodować poważne podrażnienia.

Jeśli efekty zostaną wdychane, nadal mogą być gorsze, spalanie dróg oddechowych i powodując obrzęk płuc przez wewnętrzne tworzenie lioh, substancję żrącą.

Metal ten musi być przechowywany zanurzony w oleju lub w suchej atmosferze i bardziej obojętnej niż azot; Na przykład w argonie, jak pokazano na pierwszym obrazie.

Związki

Związki pochodzące z litu, zwłaszcza ich sole, takie jak węglan lub cytrynian, są wiele bezpieczniejszych. Tak długo, jak ludzie, którzy je spożywają, szanują wskazania zaplanowane przez ich lekarzy.

Niektóre z wielu niepożądanych efektów, które mogą generować u pacjentów: biegunka, nudności, zmęczenie, zawroty głowy, oszałamiania, drżenie, nadmierne oddawanie moczu, pragnienie i przyrost masy ciała.

Efekty mogą być jeszcze poważniejsze u kobiet w ciąży, wpływając na zdrowie płodu lub zwiększając wady wrodzone. Podobnie, jego spożycie u matek niemowląt nie jest zalecane, ponieważ lit może przechodzić z mleka do dziecka, a stamtąd rozwijają wszelkiego rodzaju anomalie lub negatywne skutki.

Aplikacje

Najbardziej znane zastosowania tego metalu na popularnym poziomie znajdują się w obszarze medycyny. Ma jednak zastosowanie w innych obszarach, szczególnie w zakresie magazynowania energii poprzez wykorzystanie baterii.

Metalurgia

Sole litowe, w szczególności Li₂WSPÓŁ₃, Służy jako dodatek w procesach odlewniczych do różnych celów:

-Nosić

-Desulfuriza

-Udoskonalić ziarna metali nieżelaznych

-Zwiększyć płynność uboju form odlewów

-Zmniejsza temperaturę topnienia w odlewakach aluminiowych dzięki jego wysokim ciepłem właściwym.

Organometalic

Związki alquilitio są używane do wynajęcia (dodanie łańcuchów r) lub arilar (dodaj grupy aromatyczne ar) struktury molekularne. Wyróżniają się swoją dobrą rozpuszczalnością w rozpuszczalnikach organicznych i nie są tak reaktywne w reakcji; Dlatego służy jako odczynniki lub katalizatory do wielokrotnej syntezy organicznej.

Smary

Stearynian litu (iloczyn reakcji między tłuszczem a lioh) dodaje się do oleju, aby utworzyć mieszaninę smaru.

Ten smar litowy jest odporny na wysokie temperatury, nie utwardza ​​się, gdy ostygnie i jest obojętne w obliczu tlenu i wody. Dlatego znajduje zastosowanie w wojskowym, lotniczym, przemysłowym, samochodowym itp.

Ceramika i dodatek szklany

Szkło lub ceramika, które są traktowane Li₂Lub zdobądź niższe lepkości podczas topnienia i większej odporności na rozszerzalność cieplną. Na przykład przybory kuchenne są wykonane z tych materiałów, a Pyrex Glass ma również ten związek w swoim składzie.

Stopy

Ponieważ jest tak lekkim metalem, są to również jego stopy; Wśród nich te z aluminium-lit. Dodając jako addytyw, nie tylko przynosi mniejszą wagę, ale większą odporność na wysokie temperatury.

Chłodziwo

Jego wysokie ciepło sprawia, że ​​idealnie nadaje się jako czynnik chłodniczy w procesach, w których bardzo ciepło jest czyste; Na przykład w reaktorach jądrowych. Wynika to z faktu, że „kosztuje”, że podnosi swoją temperaturę, a zatem zapobiega łatwemu dostawaniu ciepła za granicą.

Baterie

A najbardziej obiecujące zastosowanie wszystkich jest na rynku akumulatorów litowych. Wykorzystują one łatwość, z jaką lit jest utleniany do Li⁺ Aby użyć wydanego elektronu i aktywować obwód zewnętrzny. Zatem elektrody lub są jego metalicznym litem lub jego stopami, gdzie Li⁺ Mogą interkala i podróżować przez materiał elektrolityczny.

Jako ostatnia ciekawość grupa muzyczna Evanescense poświęciła piosenkę z tytułem „Lithium” na ten minerał.

Bibliografia

1. Shiver & Atkins. (2008). Chemia nieorganiczna. (Czwarta edycja). MC Graw Hill.
2. Lawrence Livermore National Laboratory. (23 czerwca 2017 r.). Zerknięcie w strukturę krystaliczną litu. Odzyskane z: Phys.org
3. F. Degtyareva. (S.F.). Złożone struktury gęstego litu: pochodzenie elektroniczne. Institute of Solid State Physics Russian Academy of Sciences, Chernogolovka, Rosja.
4. Advameg, inc. (2019). Lit. Odzyskane z: chemistryrexplaed.com
5. National Center for Biotechnology Information. (2019). Lit. Baza danych Pubchem. CID = 3028194. Odzyskane z: Pubchem.NCBI.NLM.Nih.Gov
6. Eric Eason. (30 listopada 2010). World Lithium Supply. Odzyskane z: duże.Stanford.Edu
7. Wietetelmann, u., & Klett, J. (2018). 200 lat litu i 100 lat chemii organolitowej. Zeitschrift fur anorganische und algemeine chemie, 644 (4), 194-204. Doi: 10.1002/Zaac.201700394