LITIJ: POVIJEST, STRUKTURA, SVOJSTVA, RIZICI I UPORABE - KEMIJA - 2025

Litij je metalni element, čija kemijska oznaka je Li i atomski broj 3. To je treći element periodnog sustava i vodi skupine 1 alkalijskih metala. Od svih metala, onaj je s najnižom gustoćom i najvećom specifičnom toplinom. Toliko je lagana da može plutati po vodi.

Ime potječe od grčke riječi 'lithos' što znači kamen. Dali su mu to ime jer je otkriven upravo kao dio nekih minerala u magnetskim stijenama. Uz to, pokazao je karakteristična svojstva slična onima metala natrija i kalcija koji su pronađeni u biljnom pepelu.

Metalni litij dijelovi obloženi nitritnim slojem pohranjenim u argonu. Izvor: Hi-Res slike kemijskih elemenata

Ima jedan valentni elektron, koji u većini svojih reakcija gubi da postane Li ⁺ kation; ili dijeljenjem u kovalentnoj vezi s ugljikom, Li-C u organolitijevim spojevima (poput alkil litija).

Izgled je, poput mnogih drugih metala, srebrnaste čvrste tvari koja može postati sivkasta ako je izložena vlazi. Može pokazati crnkaste slojeve (gornja slika) kada reagira s dušikom u zraku i formira nitrid.

Kemijski je identičan sa svojim kongenerima (Na, K, Rb, Cs, Fr), ali manje je reaktivan jer njegov pojedinačni elektron doživljava mnogo veću silu privlačnosti zbog toga što mu je bliži, kao i zbog lošeg efekta probiranja njegovih dvaju unutarnji elektroni. S druge strane, reagira kao što je magnezij zbog pristranosti.

U laboratoriju se litijeve soli mogu prepoznati zagrijavanjem u upaljaču; izgled intenzivnog grimiznog plamena potvrdit će njegovu prisutnost. U stvari, često se koristi u nastavi laboratorija za analitičke pokrete.

Njena se primjena razlikuje od korištenja kao aditiva za keramiku, čaše, legure ili livarske smjese, do rashladnog medija i dizajna vrlo učinkovitih i malih baterija; iako eksplozivan, s obzirom na reaktivnu prirodu litija. To je metal s najvećom tendencijom oksidacije, a samim tim i onaj koji najlakše odustaje od svog elektrona.

Povijest

Otkriće

Prvo pojavljivanje litija u svemiru seže daleko, nekoliko minuta nakon Velikog praska, kada su se jezgre vodika i helija spojile. Međutim, zemaljskom je trebalo vremena da ga čovječanstvo identificira kao kemijski element.

Bilo je to 1800. godine, kada je brazilski znanstvenik José Bonifácio de Andrada e Silva otkrio minerale spodumene i petalit na švedskom otoku Utö. S tim je putem pronašao prve službene izvore litija, ali o njemu se još uvijek ništa nije znalo.

Godine 1817. švedski kemičar Johan August Arfwedson uspio je iz ova dva minerala izdvojiti sulfatnu sol koja je sadržavala i drugi element osim kalcija ili natrija. Do tada August Johan je radio u laboratorijama poznatog švedskog kemičara Jönsa Jacoba Berzeliusa.

Berzelius je taj novi element, proizvod svojih opažanja i eksperimenata, nazvao "lithos", što na grčkom znači kamen. Tako bi se litij napokon mogao prepoznati kao novi element, ali bilo ga je potrebno izolirati.

Izolacija

Samo godinu dana kasnije, 1821., William Thomas Brande i sir Humphry Davy uspjeli su izolirati litij kao metal primjenom elektrolize na litij-oksidu. Iako u vrlo malim količinama, bile su dovoljne za promatranje njegove reaktivnosti.

1854. Robert Wilhelm Bunsen i Augustus Matthiessen uspjeli su proizvoditi metal litija u većim količinama elektrolizom litijevog klorida. Odavde je započela njegova proizvodnja i trgovina, a potražnja bi rasla jer su zbog njegovih jedinstvenih svojstava pronađene nove tehnološke primjene.

Struktura i elektronička konfiguracija

Kristalna struktura metalnog litija je kubno koncentrirana u tijelo (bcc). Od svih kompaktnih kubičnih struktura, ovaj je najmanje gust i u skladu je s njegovom karakteristikom kao najlakši i najmanje gust metal od svih.

U njemu su atomi Li okruženi s osam susjeda; to jest, Li je u sredini kocke, s četiri Li na vrhu i dnu u uglovima. Ova bcc faza se također naziva i α-Li (mada ovaj naziv očito nije jako raširen).

faze

Kao i velika većina čvrstih metala ili spojeva, oni mogu proći fazni prijelaz kad osjete promjene temperature ili tlaka; sve dok nisu osnovani. Tako se litij kristalizira s romboedarskom strukturom na vrlo niskim temperaturama (4,2 K). Li atomi su gotovo smrznuti i manje vibriraju u svojim položajima.

Kada se tlak poveća, on dobiva kompaktnije šesterokutne strukture; i još više povećavajući litij prolazi kroz druge prijelaze koji nisu u potpunosti karakterizirani difrakcijom rendgenskih zraka.

Stoga su svojstva ovog "komprimiranog litija" još u studiji. Isto tako, još nije poznato kako njegova tri elektrona, od kojih je jedan valencija, interveniraju u svom ponašanju kao poluvodiča ili metala pri ovim uvjetima visokog tlaka.

Tri elektrona umjesto jednog

Čini se zanimljivo da litij u ovom trenutku ostaje "neprozirna knjiga" za one koji se bave kristalografskom analizom.

To je zato što, iako je elektronička konfiguracija 2s ¹, s tako malo elektrona teško da može komunicirati sa zračenjem primijenjenim za rasvjetljavanje svojih metalnih kristala.

Nadalje, postoji teorija da se orbiti 1s i 2s preklapaju pri visokim tlakovima. Odnosno, i unutarnji elektroni (1s ²), i valenski elektroni (2s ¹) upravljaju elektronskim i optičkim svojstvima litija u ovim super kompaktnim fazama.

Oksidacijski broj

Rekavši da je litijeva elektronska konfiguracija 2s ¹, može izgubiti jedan elektron; druga dva, iz 1s ² unutarnje orbitale, zahtijevala bi puno energije za uklanjanje.

Stoga litij sudjeluje u gotovo svim svojim spojevima (anorganskim ili organskim) s oksidacijskim brojem +1. To znači da je u svojim vezama, Li-E, gdje je E bilo koji element, pretpostavljeno postojanje kita Li ⁺ (je li ta veza ionska ili kovalentna u stvarnosti).

Oksidacijski broj -1 malo je vjerovatno za litij, jer bi se on trebao vezati za element mnogo manje negativan od njega; činjenica da je samo po sebi teško ovaj metal vrlo elektropozitivan.

Taj negativni broj oksidacija će predstavljati 2s ² elektronsku konfiguraciju (da se dobije jedan elektron), a to će biti u izoelektronskim berilij. Sada bi se pretpostavilo postojanje Li ^- aniona, a njegove izvedene soli nazvale bi se litiurosi.

Zbog velikog oksidacijskog potencijala, njegovi spojevi uglavnom sadrže kation Li ⁺, koji, jer je tako mali, može izvršiti polarizirajući učinak na glomazne anione da formira Li-E kovalentne veze.

Svojstva

Grimizni plamen litijevih spojeva. Izvor: Antti T. Nissinen (https://www.flickr.com/photos/veisto/2128261964)

Fizički izgled

Srebrno-bijeli metal s glatkom teksturom, čija površina postaje sivkasta kad oksidira ili potamni kada reagira izravno s dušikom u zraku, čime nastaje odgovarajući nitrid. Toliko je lagana da lebdi u vodi ili ulju.

Toliko je glatka da se čak može rezati nožem ili čak noktima, što se uopće ne bi preporučilo.

Molekulska masa

6,941 g / mol.

Talište

180,50 ° C.

Vrelište

1330 ° C.

Gustoća

0,534 g / ml pri 25 ° C.

Topljivost

Da, pluta u vodi, ali odmah počinje reagirati s njom. Topiva je u amonijaku, kad se otapaju njeni elektroni se otapaju i stvaraju plavu boju.

Tlak pare

0,818 mm Hg pri 727 ° C; to jest, čak ni pri visokim temperaturama njegovi atomi jedva mogu pobjeći od plinske faze.

Elektronegativnost

0,98 na Paulingovoj skali.

Ionizirajuće energije

Prvo: 520,2 kJ / mol

Drugo: 7298,1 kJ / mol

Treće: 11815 kJ / mol

Te vrijednosti odgovaraju energiji potrebnoj za dobivanje plinovitih iona Li ⁺, Li ²⁺ i Li ³⁺.

Temperatura samozapaljivanja

179 ° C.

Površinska napetost

398 mN / m u svojoj talištu.

Viskoznost

U tekućem je stanju manje viskozan od vode.

Toplina fuzije

3,00 kJ / mol.

Toplina isparavanja

136 kJ / mol.

Molarni toplinski kapacitet

24.860 J / mol · K. Ova je vrijednost izuzetno visoka; najviši od svih elemenata.

Mohsova tvrdoća

0.6

izotopi

U prirodi se litij pojavljuje u obliku dva izotopa: ⁶ Li i ⁷ Li. Atomska masa 6.941 u ukazuje na to koja je od dvije vrste najobilnija: ⁷ Li. Potonji čini oko 92,4% svih litijevih atoma; dok ⁶ Li, oko 7,6% njih.

U živim bićima organizam preferira ⁷ Li do ⁶ Li; međutim, u mineraloškim matricama ⁶ izo Li je bolje primljen i, prema tome, njegov postotak obilja raste iznad 7,6%.

Reaktivnost

Iako je manje reaktivan od ostalih alkalnih metala, još uvijek je prilično aktivan metal, tako da ne može biti izložen atmosferi bez oksidacije. Ovisno o uvjetima (temperatura i tlak), reagira sa svim plinovitim elementima: vodikom, klorom, kisikom, dušikom; te s krutinama poput fosfora i sumpora.

Nomenklatura

Za litij metal nema drugih imena. Što se tiče njegovih spojeva, veliki dio njih imenovan je prema sustavnoj, tradicionalnoj ili zalihama nomenklatura. Njegovo oksidacijsko stanje +1 praktički je nepromijenjeno, tako da u nomenklaturi zaliha (I) nije napisano na kraju imena.

Primjeri

Na primjer, uzeti u obzir spojeve Li ₂ O i Li ₃ N.

Li ₂ O prima sljedeća imena:

- Litijev oksid prema nomenklaturi zaliha

- Litijski oksid, prema tradicionalnoj nomenklaturi

- Dilitijum monoksid, prema sistematskoj nomenklaturi

Dok se Li ₃ N zove:

- Litij nitrid, nomenklatura zaliha

- Litijski nitrid, tradicionalna nomenklatura

- Trilijum mononitrid, sistematska nomenklatura

Biološka uloga

Ne zna se u kojoj je mjeri litij možda ili ne mora biti bitan za organizme. Isto tako, mehanizmi pomoću kojih bi se to moglo metabolizirati su nesigurni i još se proučavaju.

Dakle, nije poznato kakve pozitivne učinke može imati prehrana "bogata" litijem; iako se može naći u svim tkivima tijela; posebno u bubrezima.

Regulator razine seratonina

Poznat je farmakološki učinak određenih litijevih soli na tijelo, posebno na mozak ili živčani sustav. Na primjer, regulira razinu serotonina, molekule koja je odgovorna za kemijske aspekte sreće. U skladu s tim, nije neuobičajeno misliti da to mijenja ili mijenja raspoloženje pacijenata koji ih konzumiraju.

Ipak, oni savjetuju da ne konzumirate litij zajedno s lijekovima koji se bore protiv depresije, jer postoji rizik od prevelikog porasta serotonina.

Ne samo da pomaže u borbi protiv depresije, već i bipolarnih i shizofrenih poremećaja, kao i drugih mogućih neuroloških poremećaja.

Nedostatak

Špekuliraju se da su osobe s dijetom siromašnom litijem sumnjivom podložnije depresiji ili samoubojstvu ili ubojstvu. Međutim, formalno učinci njegova nedostatka i dalje su nepoznati.

Gdje pronaći i producirati

Litij se ne može naći u zemljinoj kori, još manje u morima ili atmosferi, u svom čistom stanju, kao sjajni bijeli metal. Umjesto toga, ona je pretrpjela transformacije tijekom milijuna godina koje su je pozicionirale kao ion Li ⁺ (uglavnom) u određenim mineralima i stijenskim skupinama.

Procjenjuje se da se njegova koncentracija u zemljinoj kori kreće između 20 i 70 ppm (dio na milijun), što je ekvivalentno približno 0,0004%. Dok je u morskim vodama, njegova koncentracija je reda 0,14 i 0,25 ppm; to jest, litij je obilniji kamenjem i mineralima nego u slanim otopinama ili morskim dnima.

minerali

Spodumene kvarc, jedan od prirodnih izvora litija. Izvor: Rob Lavinsky, iRocks.com - CC-BY-SA-3.0

Minerali u kojima se nalazi ovaj metal su sljedeći:

- spodumen, LiAl (SiO ₃) ₂

- Petalite, LiAlSi ₄ O ₁₀

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

Ova tri minerala imaju zajedničko to da su litij-aluminosilikati. Postoje i drugi minerali iz kojih se može izvući metal, poput ambligonita, elbaita, tripilita, eucriptita ili hektritskih glina. No, spodumen je mineral iz kojeg se proizvodi najveća količina litija. Ovi minerali čine neke magmatske stijene poput granita ili pegmatita.

Morske vode

U odnosu na more, on se ekstrahira iz slane otopine kao litijev klorid, hidroksid ili karbonat, LiCl, LiOH i Li ₂ CO ₃. Na isti se način može dobiti iz jezera ili laguna ili iz različitih naslaga slane vode.

Sveukupno, litij je na 25. mjestu u obilju elemenata na Zemlji, što dobro korelira s njegovom niskom koncentracijom u zemlji i vodi, pa se stoga smatra relativno rijetkim elementom.

Zvijezde

Litij se nalazi u mladim zvijezdama u većem obilju nego u starijim zvijezdama.

Postoje dvije mogućnosti za dobivanje ili proizvodnju ovog metala (zanemarivanje ekonomskog ili profitabilnog aspekta): vađenje ga rudarskim djelovanjem ili prikupljanje u salamuri. Potonji je glavni izvor proizvodnje metalnog litija.

Proizvodnja metalnog litija elektrolizom

Iz slane otopine dobiva se rastaljena smjesa LiCl koja se tada može podvrgnuti elektrolizi kako bi se sol odvojila na njene elementarne komponente:

LiCl (l) → Li (i) + 1/2 Cl ₂ (g)

Dok se minerali probavljaju u kiselom mediju kako bi dobili svoje ione Li ⁺ nakon procesa odvajanja i pročišćavanja.

Čile se pozicionirao kao najveći svjetski proizvođač litija, nabavljajući ga iz soli u Atacami. Na istom kontinentu slijedi Argentina, zemlja koja izvlači LiCl iz Salar del Hombre Muerto i, konačno, Bolivija. Međutim, Australija je najveći proizvođač litija eksploatacijom spodumena.

reakcije

Najpoznatija reakcija litija je ona koja nastaje kada dođe u kontakt s vodom:

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

LiOH je litijev hidroksid i, kao što se može vidjeti, stvara vodikov plin.

Reagira plinovitim kisikom i dušikom kako bi tvorio sljedeće proizvode:

4Li (s) + O ₂ (g) → 2Li ₂ O (s)

2Li (i) + O ₂ (g) → 2Li ₂ O ₂ (s)

Li ₂ O litij oksida, koja teži da se formira na vrhu Li ₂ O ₂, peroksida.

Nuklearnim reakcijama 6Li (s) + N ₂ (g) → 2Li ₃ N (e)

Litij je jedini alkalni metal koji može reagirati s dušikom i uzrokovati ovaj nitrid. U svim tim spojevima može se pretpostaviti postojanje Li ⁺ kationa, koji sudjeluju u ionskim vezama kovalentnog karaktera (ili obrnuto).

Također može reagirati izravno i snažno s halogenima:

2Li (i) + F ₂ (g) → LiF (i)

Također reagira s kiselinama:

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

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

Spojevi LIF LiCl i lino ₃ su litij fluorid, klorid i nitrat, redom.

A što se tiče njegovih organskih spojeva, najpoznatiji je litijev butil:

2 Li + C ₄ H ₉ X → C ₄ H ₉ Li + LiX

Gdje X je atom halogena i C ₄ H ₉ X je alkil halid.

rizici

Čisti metal

Litij burno reagira s vodom i može reagirati s vlagom na koži. Zato bi, kad bi se netko ponašao golim rukama, zadobio opekline. A ako je granuliran ili u obliku praha, on se pali na sobnoj temperaturi, što predstavlja opasnost od požara.

Za rukovanje ovim metalom treba koristiti rukavice i zaštitne naočale, jer minimalan kontakt s očima može izazvati jaku iritaciju.

Ako se udahne, učinci mogu biti još gori, izgaranje dišnih putova i izazivanje plućnog edema zbog unutarnjeg stvaranja LiOH, kaustične tvari.

Ovaj se metal mora skladištiti potopljen u ulju ili suhoj atmosferi i više inertan od dušika; na primjer u argonu, kao što je prikazano na prvoj slici.

spojevi

Spojevi dobiveni iz litija, posebno njegove soli, poput karbonata ili citrata, puno su sigurniji. Sve dok ljudi koji ih gutaju poštuju indikacije koje su propisali njihovi liječnici.

Neki od mnogih neželjenih učinaka koje može proizvesti kod pacijenata su: proljev, mučnina, umor, vrtoglavica, nesvjestica, drhtanje, prekomjerno mokrenje, žeđ i debljanje.

Učinci mogu biti još ozbiljniji kod trudnica, utječući na zdravlje fetusa ili povećavajući urođene mane. Isto tako, njegov se unos ne preporučuje dojiljama, budući da litij može preći iz mlijeka u dijete i odatle razviti sve vrste anomalija ili negativnih učinaka.

Prijave

Najpoznatije primjene ovog metala na popularnoj razini nalaze se na području medicine. Međutim, on ima primjenu i u ostalim područjima, posebno u skladištenju energije pomoću baterija.

Metalurgija

Litijeve soli, konkretno Li ₂ CO ₃, služe kao dodatak u livarskim postupcima za različite svrhe:

-Degass

-Desulfurizes

-Refinira zrna obojenih metala

-Povećava fluidnost šljaka u kalupovima za livenje

-Umanjuje temperaturu taljenja u aluminijskim odljevima zahvaljujući visokoj specifičnoj toplini.

organometalni

Alkil litijev spojevi koriste se za alkiliranje (dodavanje R bočnih lanaca) ili aril (dodavanje Ar aromatskim skupinama) molekularnih struktura. Oni se ističu dobrom topljivošću u organskim otapalima i nedovoljnom reakcijom u reakcijskom mediju; stoga služi kao reagens ili katalizator za više organskih sinteza.

maziva

U ulje se dodaje litijev stearat (produkt reakcije između masti i LiOH) radi stvaranja smjese za podmazivanje.

Ovo litijevo mazivo otporno je na visoke temperature, ne otvrdne se pri hlađenju i nečisto je na kisik i vodu. Stoga pronalazi uporabu u vojnim, zrakoplovnim, industrijskim, automobilskim, itd. Aplikacijama.

Keramički i stakleni dodatak

Čaše ili keramika koje su tretirane s Li ₂ O steći nižeg viskoziteta otopljeni i veću otpornost na toplinske ekspanzije. Na primjer, kuhinjski pribor izrađen je od ovih materijala, a Pyrex staklo također ima ovaj spoj u svom sastavu.

legure

Jer je tako lagan metal, tako su i njegove legure; među njima su one od aluminija-litija. Kada se dodaju kao aditiv, ne daje im samo manju težinu, već i veću otpornost na visoke temperature.

rashladni

Njegova visoka specifična toplina čini ga idealnim za korištenje kao rashladno sredstvo u procesima gdje se oslobađa puno topline; na primjer, u nuklearnim reaktorima. To je zato što "košta" podizanje svoje temperature, i stoga sprečava da toplina lako zrači prema van.

baterije

A najperspektivnija upotreba svih je na tržištu litij-ionskih baterija. Ove prednosti koriste lakoću kojom se litij oksidira u Li ⁺ kako bi koristio oslobođeni elektron i aktivirao vanjski krug. Dakle, elektrode su ili izrađene od metalnog litija ili od njihovih legura, gdje Li ⁺ može preskakati i putovati kroz elektrolitički materijal.

Kao posljednju znatiželju, glazbena skupina Evanescense posvetila je pjesmu s naslovom „Litij“ ovom mineralu.

Reference

1. Shiver & Atkins. (2008). Neorganska kemija. (Četvrto izdanje). Mc Graw Hill.
2. Lawrence Livermore National Laboratory. (23. lipnja 2017.). Gledajući u kristalnu strukturu litija. Oporavilo sa: phys.org
3. F. Degtyareva. (SF). Složene strukture guste litije: elektroničkog podrijetla. Institut za fiziku čvrstog tijela Ruske akademije znanosti, Černogolovka, Rusija.
4. Advameg, Inc. (2019). Litij. Oporavilo od: chemistryexplained.com
5. Nacionalni centar za biotehnološke informacije. (2019). Litij. PubChem baza podataka. CID = 3028194. Oporavak od: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
6. Eric Eason. (30. studenog 2010.). Svjetska opskrba litijem. Oporavak od: large.stanford.edu
7. Wietelmann, U., i Klett, J. (2018). 200 godina litija i 100 godina kemije organolitija. Zeitschrift fur anorganische und allgemeine Chemie, 644 (4), 194–204. doi: 10.1002 / zaac.201700394