LITHIUM: HISTORIE, STRUKTURA, VLASTNOSTI, RIZIKA A POUŽITÍ - CHEMIE

Lithia je kovový prvek, jehož chemická značka je Li a atomové číslo 3. To je třetí prvek periodické tabulky a vede ke skupině 1 s alkalickými kovy. Ze všech kovů je to ten, který má nejnižší hustotu a nejvyšší měrné teplo. Je tak lehký, že se může vznášet na vodě.

Název pochází z řeckého slova „lithos“, což znamená kámen. Toto jméno dali tomuto názvu, protože bylo objeveno přesně jako součást některých minerálů v vyvřelých horninách. Kromě toho vykazuje charakteristické vlastnosti podobné vlastnostem kovů sodíku a vápníku, které se vyskytují v rostlinném popelu.

Kovové lithiové části potažené vrstvou nitridu uložené v argonu. Zdroj: Hi-Res obrázky chemických prvků

Má jediný valenční elektron a ztratí jej, aby se stal kationtem Li ⁺ ve většině svých reakcí; nebo jeho sdílením v kovalentní vazbě s uhlíkem, Li-C v organolithných sloučeninách (jako jsou například alkyl lithia).

Jeho vzhled, stejně jako mnoho jiných kovů, je jako stříbřitá pevná látka, která se může stát šedivou, pokud je vystavena vlhkosti. Může vykazovat načernalé vrstvy (horní obrázek), když reaguje s dusíkem ve vzduchu za vzniku nitridu.

Chemicky je identický s kongenery (Na, K, Rb, Cs, Fr), ale méně reaktivní, protože jeho jediný elektron zažívá mnohem větší přitažlivou sílu díky tomu, že je k němu blíže, stejně jako kvůli špatnému skríningovému účinku svých dvou vnitřní elektrony. Na druhé straně reaguje díky hořlavému účinku jako hořčík.

V laboratoři lze lithiové soli identifikovat zahřátím v zapalovači; přítomnost intenzivního karmínového plamene potvrdí jeho přítomnost. Ve skutečnosti se často používá ve výuce laboratoří pro analytické běhy.

Jeho použití se liší od použití jako přísada do keramiky, skla, slitin nebo slévárenských směsí, jako chladicí médium a konstrukce vysoce účinných a malých baterií; i když výbušný, vzhledem k reaktivní povaze lithia. Je to kov s největší tendencí k oxidaci, a proto ten, který jeho elektron snáší nejsnadněji.

Dějiny

Objev

První výskyt lithia ve vesmíru sahá daleko, několik minut po Velkém třesku, kdy se roztavila jádra vodíku a helia. Avšak pozemské trvalo nějakou dobu, než ji lidstvo identifikovalo jako chemický prvek.

Bylo to v roce 1800, kdy brazilský vědec José Bonifácio de Andrada e Silva objevil minerály spodumene a petalite na švédském ostrově Utö. S tím našel první oficiální zdroje lithia, ale stále o něm nebylo nic známo.

V 1817, švédský chemik Johan August Arfwedson byl schopný izolovat od těchto dvou minerálů sulfátová sůl, která obsahovala element jiný než vápník nebo sodík. Do té doby pracoval August v laboratořích slavného švédského chemika Jöns Jacoba Berzeliuse.

Byl to Berzelius, kdo nazval tento nový prvek, produkt jeho pozorování a experimentů, „lithos“, což v řeckém jazyce znamená kámen. Lithium tak mohlo být konečně rozpoznáno jako nový prvek, ale stále bylo nutné jej izolovat.

Izolace

Jen o rok později, v roce 1821, William Thomas Brande a Sir Humphry Davy uspěli v izolaci lithia jako kovu pomocí elektrolýzy na oxid lithný. Ačkoli ve velmi malém množství, stačily k pozorování jeho reaktivity.

V roce 1854 byli Robert Wilhelm Bunsen a Augustus Matthiessen schopni vyrobit kov lithia ve větším množství z elektrolýzy chloridu lithného. Od té doby začala její výroba a obchod a poptávka by rostla, protože by díky jejím jedinečným vlastnostem byly nalezeny nové technologické aplikace.

Struktura a elektronická konfigurace

Krystalická struktura kovového lithia je kubický centimetr zaměřený na tělo (bcc). Ze všech kompaktních kubických struktur je to nejméně hustý a je v souladu s jeho charakteristikou jako nejlehčí a nejméně hustý kov ze všech.

V tom jsou atomy Li obklopeny osmi sousedy; to znamená, že Li je ve středu krychle, se čtyřmi Li v horní a dolní v rozích. Tato fáze bcc se také nazývá α-Li (ačkoli toto jméno zřejmě není příliš rozšířené).

Fáze

Stejně jako drtivá většina pevných kovů nebo sloučenin mohou i při změně teploty nebo tlaku podstoupit fázové přechody; pokud nejsou založeny. Lithium tedy krystalizuje s kosočtvercovou strukturou při velmi nízkých teplotách (4,2 K). Atomy Li jsou téměř zamrzlé a méně vibrují ve svých polohách.

Když je tlak zvýšen, získává kompaktnější hexagonální struktury; a ještě více se lithium podrobuje jiným přechodům, které nebyly plně charakterizovány rentgenovou difrakcí.

Vlastnosti tohoto „stlačeného lithia“ jsou proto stále zkoumány. Stejně tak není dosud pochopeno, jak jeho tři elektrony, z nichž jeden je valencí, zasahují do svého chování jako polovodič nebo kov za těchto podmínek vysokého tlaku.

Tři elektrony místo jednoho

Zdá se zvědavé, že lithium v tomto bodě zůstává „neprůhlednou knihou“ pro ty, kdo se zabývají krystalografickou analýzou.

Je tomu tak proto, že ačkoli je elektronická konfigurace 2s ¹, s tak malým počtem elektronů může jen stěží interagovat s aplikovaným zářením, aby objasnila své kovové krystaly.

Dále se předpokládá, že orbitaly 1s a 2s se při vysokých tlacích překrývají. To znamená, že jak interní elektrony (1s ²), tak valenční elektrony (2s ¹) regulují elektronické a optické vlastnosti lithia v těchto super kompaktních fázích.

Oxidační číslo

Poté, co řekla, že lithiová elektronová konfigurace je 2 s ¹, může ztratit jediný elektron; další dvě, z vnitřního orbitálu 1 s ², by vyžadovaly hodně energie k odstranění.

Proto se lithium účastní téměř všech svých sloučenin (anorganických nebo organických) s oxidačním číslem +1. To znamená, že ve svých vazbách Li-E, kde E se stane jakýmkoli prvkem, se předpokládá existence kationtu Li ⁺ (ať už je tato vazba ve skutečnosti iontová nebo kovalentní).

Oxidační číslo -1 je nepravděpodobné pro lithium, protože by se muselo vázat na prvek mnohem méně elektronegativní než on; skutečnost, že sama o sobě je obtížné být tento kov velmi elektropozitivní.

Tento negativní oxidační číslo by představovalo 2s ² elektronovou konfiguraci (získat jeden elektron), a bylo by také isoelectronic na beryllium. Nyní by se předpokládala existence Li ^- anionu a odvozené soli by se nazývaly lithuros.

Díky svému velkému oxidačnímu potenciálu obsahují sloučeniny většinou Li ⁺ kation, který, protože je tak malý, může uplatňovat polarizační účinek na objemné anionty za vzniku kovalentních vazeb Li-E.

Vlastnosti

Karmínový plamen sloučenin lithia. Zdroj: Antti T. Nissinen (https://www.flickr.com/photos/veisto/2128261964)

Fyzický vzhled

Stříbřitě bílý kov s hladkou texturou, jehož povrch se při oxidaci zčervenává nebo ztmavne, když reaguje přímo s dusíkem ve vzduchu za vzniku odpovídajícího nitridu. Je tak lehké, že plave ve vodě nebo v oleji.

Je tak hladký, že jej lze dokonce krájet nožem nebo dokonce nehty, což by se vůbec nedoporučovalo.

Molární hmotnost

6,941 g / mol.

Bod tání

180,50 ° C

Bod varu

1330 ° C

Hustota

0,534 g / ml při 25 ° C

Rozpustnost

Ano, vznáší se ve vodě, ale okamžitě s tím začne reagovat. Je rozpustný v amoniaku, kde když se rozpustí, jeho elektrony jsou solvatovány za vzniku modrých barev.

Tlak páry

0,818 mm Hg při 727 ° C; to znamená, že ani při vysokých teplotách nemohou jeho atomy stěží uniknout do plynné fáze.

Elektronegativita

0,98 na Paulingově stupnici.

Ionizační energie

Nejprve: 520,2 kJ / mol

Za druhé: 7298,1 kJ / mol

Třetí: 11815 kJ / mol

Tyto hodnoty odpovídají energii potřebné k získání plynných iontů Li ⁺, Li ²⁺ a Li ³⁺.

teplota samovznícení

179 ° C

Povrchové napětí

398 mN / m v jeho bodu tání.

Viskozita

V kapalném stavu je méně viskózní než voda.

Teplo fúze

3,00 kJ / mol.

Odpařovací teplo

136 kJ / mol.

Molární tepelná kapacita

24 860 J / mol · K. Tato hodnota je mimořádně vysoká; nejvyšší ze všech prvků.

Mohsova tvrdost

0,6

Izotopy

V přírodě se lithium vyskytuje ve formě dvou izotopů: ⁶ Li a ⁷ Li. Samotná atomová hmotnost 6 941 u naznačuje, která z nich je nejhojnější: ⁷ Li. Ten tvoří asi 92,4% všech atomů lithia; zatímco ⁶ Li, asi 7,6% z nich.

U živých bytostí organismus dává přednost ⁷ Li až ⁶ Li; V mineralogických matricích je však izotop ⁶ Li lépe přijímán, a proto se jeho procento hojnosti zvyšuje nad 7,6%.

Reaktivita

Ačkoli je méně reaktivní než ostatní alkalické kovy, stále je to poměrně aktivní kov, takže nemůže být vystaven atmosféře, aniž by podstoupil oxidaci. V závislosti na podmínkách (teplota a tlak) reaguje se všemi plynnými prvky: vodík, chlor, kyslík, dusík; a s pevnými látkami, jako je fosfor a síra.

Nomenklatura

Neexistují žádná jiná jména pro lithium metal. Pokud jde o jeho sloučeniny, velká část z nich je pojmenována podle systematických, tradičních nebo názvosloví zásob. Jeho oxidační stav +1 je prakticky nezměněn, takže v nomenklatuře zásob není na konec názvu uvedeno (I).

Příklady

Uvažujme například sloučeniny Li ₂ O a Li ₃ N.

Li ₂ O obdrží následující jména:

- Oxid lithný podle nomenklatury zásob

- Oxid lithný podle tradiční nomenklatury

- Dilithium monoxide, podle systematické nomenklatury

Zatímco Li ₃ N se nazývá:

- Nitrid lithný, nomenklatura zásob

- Nitrid lithný, tradiční nomenklatura

- Trilithium mononitrid, systematická nomenklatura

Biologická role

Není známo, do jaké míry může nebo nemusí být lithium pro organismus nezbytné. Stejně tak mechanismy, kterými by mohl být metabolizován, jsou nejisté a stále se studují.

Není tedy známo, jaké pozitivní účinky může mít dieta „bohatá“ na lithium; přestože se nachází ve všech tkáních těla; zvláště v ledvinách.

Regulátor hladin seratoninu

Farmakologický účinek určitých lithných solí na tělo je známý, zejména na mozek nebo nervový systém. Například reguluje hladiny serotoninu, molekuly zodpovědné za chemické aspekty štěstí. Není však neobvyklé myslet si, že to mění nebo mění náladu pacientů, kteří je konzumují.

Nedoporučují však konzumovat lithium spolu s léky, které bojují s depresí, protože existuje riziko přílišného zvýšení serotoninu.

Pomáhá nejen bojovat s depresí, ale také bipolárními a schizofrenickými poruchami a dalšími možnými neurologickými poruchami.

Nedostatek

Jako spekulace jsou jednotlivci se stravou chudou na lithium podezřelí z náchylnosti k depresi nebo spáchání sebevraždy nebo vraždy. Formálně však účinky jeho nedostatku zůstávají neznámé.

Kde najít a vyrobit

Lithium nelze nalézt v zemské kůře, mnohem méně v mořích nebo v atmosféře, v čistém stavu, jako lesklý bílý kov. Místo toho prošlo miliony let transformacemi, které jej umístily jako ionty Li ⁺ (hlavně) do určitých minerálů a horninových skupin.

Odhaduje se, že její koncentrace v zemské kůře se pohybuje mezi 20 a 70 ppm (část na milion), což odpovídá přibližně 0,0004% z ní. V mořských vodách je její koncentrace řádově 0,14 a 0,25 ppm; to znamená, že lithium je hojnější v kamenech a minerálech než v solankách nebo mořských dnech.

Minerály

Spodumenový křemen, jeden z přírodních zdrojů lithia. Zdroj: Rob Lavinsky, iRocks.com - CC-BY-SA-3.0

Minerály, kde se tento kov nachází, jsou následující:

- spodumen, LiAl (SiO ₃) ₂

- Petalite, LiAlSi ₄ O ₁₀

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

Tyto tři minerály mají společné to, že se jedná o hlinitokřemičitany lithné. Existují i další minerály, kde lze kov extrahovat, například ambligonit, elbait, tripillit, eucriptit nebo hektoritové jíly. Avšak spodumen je minerál, ze kterého se vyrábí největší množství lithia. Tyto minerály tvoří některé vyvřelé horniny, jako je žula nebo pegmatit.

Mořské vody

Ve vztahu k moři, extrahuje z solanky jako je chlorid lithný, hydroxid nebo uhličitan, LiCl, LiOH a Li ₂ CO ₃, v tomto pořadí. Stejně tak lze získat z jezer nebo lagun nebo z různých nálezů slaného nálevu.

Celkově se lithium řadí na 25. místo v množství prvků na Zemi, což dobře koreluje s jeho nízkou koncentrací v zemi i ve vodě, a je proto považováno za relativně vzácný prvek.

Hvězdy

Lithium se vyskytuje u mladých hvězd ve větším množství než u starších hvězd.

Chcete-li získat nebo vyrobit tento kov v jeho čistém stavu, existují dvě možnosti (ignorování ekonomických aspektů nebo aspektů ziskovosti): extrahovat ho těžbou nebo sbírat do solanky. Ten je hlavním zdrojem při výrobě kovového lithia.

Výroba kovového lithia elektrolýzou

Ze solanky se získá roztavená směs LiCl, která pak může být podrobena elektrolýze, aby se sůl rozdělila na její elementární složky:

LiCl (l) → Li (s) + 1/2 Cl ₂ (g)

Zatímco minerály jsou štěpeny v kyselém médiu, aby se získaly jejich ionty Li ⁺ po separačních a purifikačních procesech.

Chile je umístěno jako největší producent lithia na světě a získává ho ze solného bytu Atacama. Na stejném kontinentu následuje Argentina, země, která extrahuje LiCl z Salar del Hombre Muerto a nakonec Bolívii. Austrálie je však největším producentem lithia díky využívání spodumenu.

Reakce

Nejznámější reakce lithia je ta, která se objevuje při styku s vodou:

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

LiOH je hydroxid lithný a, jak je vidět, produkuje plynný vodík.

Reaguje s plynným kyslíkem a dusíkem za vzniku následujících produktů:

4Li (y) + O ₂ (g) → 2Li ₂ O (y)

2Li (y) + O ₂ (g) → 2Li ₂ O ₂ (s)

Li ₂ O je oxid lithný, který má tendenci vytvářet na horní Li ₂ O ₂, peroxidu.

6Li (y) + N ₂ (g) → 2Li ₃ N (s)

Lithium je jediný alkalický kov schopný reagovat s dusíkem a způsobit tento nitrid. Ve všech těchto sloučeninách lze předpokládat existenci Li ⁺ kationu, účastnících se iontových vazeb s kovalentním charakterem (nebo naopak).

Může také reagovat přímo a energicky s halogeny:

2Li (s) + F ₂ (g) → LiF (s)

Také reaguje s kyselinami:

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

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

Sloučeniny LiF, LiCl a lino ₃ jsou lithium fluorid, chlorid a dusičnan, v tomto pořadí.

A pokud jde o jeho organické sloučeniny, nejznámější je butyl lithium:

2 Li + C ₄ H ₉ X → C ₄ H ₉ Li + LiX

Kde X je atom halogenu a C ₄ H ₉ X je alkylhalogenid.

Rizika

Čistý kov

Lithium prudce reaguje s vodou a může reagovat s vlhkostí na kůži. Proto, pokud by s ním někdo manipuloval holýma rukama, utrpěli by popáleniny. A pokud je granulovaný nebo v práškové formě, vznítí při pokojové teplotě, čímž představuje nebezpečí požáru.

Při manipulaci s tímto kovem by se měly používat rukavice a ochranné brýle, protože minimální kontakt s očima může způsobit vážné podráždění.

Při vdechnutí mohou být účinky ještě horší, pálení dýchacích cest a způsobení plicního edému v důsledku vnitřní tvorby LiOH, žíravé látky.

Tento kov musí být uložen ponořený v oleji nebo v suché atmosféře a inertnější než dusík; například v argonu, jak je znázorněno na prvním obrázku.

Sloučeniny

Sloučeniny odvozené od lithia, zejména jeho soli, jako je uhličitan nebo citrát, jsou mnohem bezpečnější. To platí, pokud lidé, kteří je požívají, respektují indikace předepsané jejich lékaři.

Některé z mnoha nežádoucích účinků, které může u pacientů vyvolat, jsou: průjem, nevolnost, únava, závratě, točení hlavy, třes, nadměrné močení, žízeň a přírůstek na váze.

Účinky mohou být ještě závažnější u těhotných žen, které ovlivňují zdraví plodu nebo zvyšují vrozené vady. Stejně tak se jeho příjem nedoporučuje u kojících matek, protože lithium může přecházet z mléka na dítě a odtud se vyvinout nejrůznější anomálie nebo negativní účinky.

Aplikace

Nejznámější použití tohoto kovu na populární úrovni spočívá v oblasti medicíny. Má však uplatnění v jiných oblastech, zejména při skladování energie pomocí baterií.

Hutnictví

Soli lithia, konkrétně Li ₂ CO ₃, slouží jako přísada do slévárenských procesů pro různé účely:

-Degass

-Sulfurizuje

- Definuje zrna neželezných kovů

- Zvyšuje tekutost strusek licích forem

- Snižuje teplotu tání v hliníkových odlitcích díky vysokému měrnému teplu.

Organokovové

Alkyl lithné sloučeniny se používají k alkylaci (přidání R postranních řetězců) nebo arylar (přidání Ar aromatických skupin) molekulárních struktur. Vynikají svou dobrou rozpustností v organických rozpouštědlech a tím, že v reakčním médiu nejsou tak reaktivní; proto slouží jako činidla nebo katalyzátory pro více organických syntéz.

Maziva

K oleji se přidá stearát lithný (produkt reakce mezi tukem a LiOH), čímž se vytvoří lubrikační směs.

Toto lithiové mazivo je odolné vůči vysokým teplotám, nezchladne při ochlazení a je inertní vůči kyslíku a vodě. Proto najde uplatnění ve vojenských, leteckých, průmyslových, automobilových atd. Aplikacích.

Keramická a skleněná aditiva

Skla nebo keramiky, které jsou ošetřeny Li ₂ O získat nižší viskozitou při tavení a větší odolnost proti tepelné roztažnosti. Například kuchyňské nádobí je vyrobeno z těchto materiálů a sklo Pyrex má také tuto sloučeninu ve svém složení.

Slitiny

Protože je to takový lehký kov, jsou to i jeho slitiny; mezi nimi hliník-lithium. Když jsou přidány jako přísada, nejen že jim dává menší hmotnost, ale také větší odolnost vůči vysokým teplotám.

Chladivo

Díky svému vysokému měrnému teplu je ideální pro použití jako chladivo v procesech, kde se uvolňuje velké množství tepla; například v jaderných reaktorech. Je to proto, že „náklady“ zvyšují jeho teplotu, a proto brání snadnému vyzařování tepla ven.

Baterie

A nejslibnější ze všech je na trhu lithium-iontových baterií. Tyto využívají výhody snadnosti, s níž je lithium oxidováno na Li ⁺ za použití uvolněného elektronu a aktivace vnějšího obvodu. Elektrody jsou tedy buď vyrobeny z kovového lithia nebo z jejich slitin, kde Li ⁺ může interkalovat a procházet elektrolytickým materiálem.

Jako poslední zvědavost věnovala hudební skupina Evanescense této minerále píseň s názvem „Lithium“.

Reference

Shiver & Atkins. (2008). Anorganická chemie. (Čtvrté vydání). Mc Graw Hill.
Národní laboratoř Lawrence Livermore. (23. června 2017). Peering na krystalickou strukturu lithia. Obnoveno z: phys.org
F. Degtyareva. (sf). Složité struktury hustého lithia: elektronický původ. Ústav fyziky pevných látek Ruská akademie věd, Chernogolovka, Rusko.
Advameg, Inc. (2019). Lithium. Obnoveno z: chemistryexplained.com
Národní centrum pro biotechnologické informace. (2019). Lithium. PubChem Database. CID = 3028194. Obnoveno z: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
Eric Eason. (30. listopadu 2010). Světová dodávka lithia. Obnoveno z: large.stanford.edu
Wietelmann, U., & Klett, J. (2018). 200 let lithia a 100 let organolithiové chemie. Zeitschrift fur anorganische und allgemeine Chemie, 644 (4), 194–204. doi: 10.1002 / zaac.201700394

LITHIUM: HISTORIE, STRUKTURA, VLASTNOSTI, RIZIKA A POUŽITÍ - CHEMIE - 2025